2001 Volumetria

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 Introdução Química Analítica Quantitativa Experimental I
INTRODUÇÃO
Materiais
Toda vidraria deve estar perfeitamente limpa e livre de gordura, deve-se usar detergente, substancia de limpeza como acido nítrico diluído 1:1, KOH alcoólico, sulfocrômica ou sulfonítrica e água destilada por várias vezes.
Para realização de trabalhos que exigem alta precisão pode ser necessária a calibração de material volumétrico. A calibração deve ser realizada nas mesmas condições em que o equipamento será utilizado. Para a calibração, determina-se a massa do volume de água contido ou liberado do material volumétrico de interesse, à temperatura conhecida. O volume é determinado pela equação:
 d = m/V
A densidade da água é obtida em livros ou Handbook a várias temperaturas e pela massa obtida, o volume será determinado.
Pesagem
	Em química analítica trabalha-se com massas muito pequenas, da ordem de poucos gramas até alguns miligramas.
	A pesagem é um procedimento comum em análise. É empregada para medida de massa de amostras, padrões ou substâncias para o preparo de soluções, precipitados, em determinação de umidade, dentre outros.
	A balança empregada deve ser escolhida de acordo com a precisão desejada. É fundamental o conhecimento das fontes de erros e a forma de evitá-los para que não afetem o resultado da análise.
	A sensibilidade de uma balança depende da carga suportada pelos pesos, em geral a sensibilidade diminui com o aumento da carga. Sensibilidade refere-se, portanto ao menor incremento de massa que pode ser medido. A microbalança pode pesar quantidades de miligramas com sensibilidade de 0,1 (g.
Análise Titulométrica ou Volumetria
	Em uma análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse (amostra) é determinada através da reação dessa espécie química com uma outra substância em solução, chamada solução padrão, cuja concentração é exatamente conhecida após padronização. A concentração da solução padrão deve possuir alto grau de exatidão. Um erro cometido no preparo e padronização das soluções repercute necessariamente em todas as análises que venham a ser realizadas.
	A preparação de uma solução padrão requer o uso de um reagente quimicamente puro e com composição definida. Esse reagente com semelhante característica é chamado padrão primário que para isso são requeridas algumas exigências entre elas:
Deve ser fácil de obter, purificar, secar e conservar;
Não deve ser higroscópico e durante a estocagem, a composição deve permanecer invariável;
O total de impurezas não deve exceder 0,01-0,02%;
Deve possuir uma massa molecular relativamente elevada, a fim de que os erros de pesagem possam ser desprezíveis;
Deve ser facilmente solúvel nas condições em que será usada;
A reação com a solução padrão deve ser estequiométrica e praticamente instantânea. O erro de titulação deve ser desprezível ou fácil de determinar exatamente pelo método experimental.
As substâncias mais comuns empregadas como padrões primários nas diferentes reações são:
Reações ácido-base: carbonato de sódio (Na2CO3), tetraborato de sódio (Na2B4O7), hidrogenoftalato de potássio (KH(C8H4O4), ácido benzóico(C6H5COOH).
Reações de complexação: nitrato de prata (AgNO3), cloreto de sódio (NaCl) e alguns outros sais utilizados em reações específicas.
Reações de precipitação: nitrato de prata, cloreto de sódio, cloreto de potássio e brometo de potássio.
Reações de oxido-redução: dicromato de potássio (K2Cr2O7), bromato de potássio (KBrO3), iodato de potássio (KIO3), oxalato de sódio (Na2C2O4), óxido de arsênio(III) (As2O3).
Sais hidratados, via de regra não constituem bons padrões por causa da dificuldade em secá-los eficientemente.
Um padrão secundário é uma substância que também pode ser usada para padronização e cujo conteúdo da substância ativa foi estabelecida para comparação com um padrão primário.
	O processo da adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de titulação. O reagente de concentração exatamente conhecida é chamado de titulante e a substância a ser determinada é titulada. Sabendo-se qual a quantidade da solução padrão necessária para reagir totalmente com a amostra e a reação química que ocorre entre as duas espécies, tem-se condições para se calcular a concentração da substância analisada.
	O aparelho usado para a introdução da solução padrão no meio reagente é a bureta, que consiste de um tubo cilíndrico uniformemente calibrado em toda a extensão da sua escala e possuem uma torneira na sua extremidade inferior, para controle do fluxo do líquido nela contido. Alguns cuidados importantes devem ser tomados quando do uso de uma bureta.
Verificar se a bureta está limpa, isto é, se o líquido escoa livre e uniforme por toda a extensão da escala;
Encher a bureta e verificar se nenhuma bolha de ar ficou retida no seu interior;
Secar a bureta antes de colocar a solução a ser usada. Um procedimento alternativo consiste em lavá-lo 2 ou 3 vezes com pequenos volumes da solução a ser usada;
Deixar a bureta sempre na perpendicular, em relação a bancada;
Titular lentamente e com velocidade constante;
Evitar erros de paralaxe na leitura do volume escoado. Para facilitar a operação usa-se um cartão de papel com um retângulo escuro logo abaixo do menisco;
Quando em uso numa titulação, uma bureta deve ser bem manipulada, para evitar erros. 
Quando o ponto final de uma titulação está próximo, freqüentemente é necessário adicionar à mistura reagente uma fração de gota do titulante. Lava-se as paredes do frasco com uma pequena porção de água com uma pisseta e agita-se a mistura.
	A complementação da titulação deve, via de regra, ser identificada por alguma mudança infálivel ao olho, produzida pela própria solução padrão (ex., permanganato de potássio), ou mais usualmente, pela adição de um reagente auxiliar conhecido como indicador. Após a reação entre a substância e a solução padrão estar praticamente completa, o indicador deverá produzir uma mudança visual no líquido que está sendo titulado. O ponto em que isto ocorre é chamado de ponto final da titulação.
São quatro os tipos de volumetria :
Volumetria de ácido-base (neutralização)
Volumetria de Complexação
Volumetria de Precipitação
Volumetria de Óxido-redução
1)Volumetria de neutralização
Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são aquelas nas quais íons hidrogênio (H3O+), são tituladas com íons hidroxila (OH-) ou vice-versa. Isto é válido quando ácidos fortes, bases fortes, ácidos fracos, bases fracas, sais de ácidos fracos e sais de bases fracos estão envolvidos na reação de titulação, a qual, nestes casos é descrita como: 
H3O+ + OH- ( 2H2O
A determinação da concentração do titulante deve ser realizada, preferencialmente, através do mesmo método que será aplicado na analise, neste caso a titulação de neutralização, mas ela aplica-se às outras volumetrias, gravimetria e métodos instrumentais.
Em qualquer reação estequiométrica, o número de equivalentes dos reagentes devem ser iguais. Partindo-se desse princípio, temos:
A + B ( C, onde A é a amostra e B o titulante
neqA = neqB
mA/EqA = NB . VB ou NA . VA = NB . VB,
Dependendo se foi realizada a medida de massa da amostra ou volume de uma solução desta.
O ponto final é sinalizado com auxílio de indicadores ácidos-básicos. Cada indicador possui uma zona de transição própria. Deve-se, portanto, conhecer o ponto da escala do pH em que se situa o ponto de equivalência da titulação e a maneira como varia o pH no curso da titulação, particularmente em torno do ponto de equivalência. Alguns indicadores mais utilizados nesse tipo de titulação são:
Fenolftaleína [ forma ácida (Incolor) ( forma básica (Róseo)]
Azul de bromotimol [ forma ácida (Amarelo) ( forma básica (Azul)]
Vermelho de metila [ forma ácida (Vermelho) ( forma básica (Amarelo)]Alaranjado de metila [forma ácida (Vermelho) ( forma básica (Alaranjado)]
2) Volumetria de Precipitação
	A volumetria de precipitação baseia-se em reações com formação de compostos pouco solúveis. A reação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para uma conveniente sinalização do ponto final.
Dentre os métodos volumétricos de precipitação, os mais importantes são os que empregam solução padrão de nitrato de prata. São chamados de métodos argentimétricos e são amplamente usados na determinação de haletos e de alguns íons metálicos.
Baseado nos diferentes tipos de indicadores disponíveis existem três métodos distintos para a determinação de cloreto com íon prata:
a)Método de Mohr (formação de um sólido colorido - Ag2CrO4)
b)Método de Volhard (formação de um complexo solúvel - Fe(SCN)2+)
c)Método de Fajans (adsorção do indicador sobre a superfície do sólido)
Na determinação de cloreto, pelo método de Mohr, o ponto final é detectado através da formação de um precipitado vermelho entre o indicador K2CrO4 e AgNO3. As reações envolvidas são as seguintes:
Ag+ + Cl- AgCl(s)
Ag+ + CrO42- AgCrO4(s)
	Para que o ponto final seja visualizado é preciso adicionar-se um excesso e titulante, tornando necessária realização de um branco (Vb) que deve ser descontado do resultado da titulação da amostra (Va).
A porcentagem de cloreto pode ser assim determinada:
VAg+ = Va - Vb ( volume gasto na titulação do Cl-
neqCl- = neqAg+ ( nCl- = nAg+
m Cl-/PM Cl- = MAg+ . V Ag+
% = (m Cl- . 100)/Vamostra
	O método de Volhard é um procedimento indireto para determinação de íons que precipitam com a prata. O excesso de prata é determinado por meio de titulação, com uma solução padrão de tiocianato de potássio ou de amônio usando-se íons ferro(III) como indicador ( solução concentrada ou saturada de alúmen férrico, [Fe(NH4)(SO4)2.12H20], em ácido nítrico 20% (v/v), que ajuda a evitar hidrólise do íon Fe3+.
		Cl- + Ag+ AgCl(s) + Ag+(excesso)
		Ag+ (excesso ) + SCN- AgSCN(s)
		Fe3+ + SCN- Fe(SCN)2+
	O método de Fajans é baseado na propriedade que certos compostos orgânicos apresentam ao serem adsorvidos sobre determinados precipitados, sofrendo mudança de cor. O indicador existe na forma de anion.
De um modo geral anion do indicador será atraído e adsorvido por uma camada carregada positivamente
		AgCl : Ag+ :: In-
A cor do indicador adsorvido sobre o precipitado é diferente daquela do indicador livre e é exatamente esta diferença que indicará o ponto final.
3) Volumetria de Complexação
A titulometria com formação de complexos ou complexometria baseia-se em reações que envolvem um íon metálico e um agente ligante com formação de um complexo suficientemente estável. Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, os complexos formados com o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA), são uns dos mais comuns. Este reagente possui uma grande versatilidade que provém da sua potência como agente complexante e da disponibilidade de numerosos indicadores íon-metal, cada um efetivo em um intervalo limitado de pH.
Onde vários íons metálicos reagem estequiometricamente com o EDTA. Este é um ácido tetracarboxílico, possuindo quatro hidrogênios ionizáveis, sendo simplificadamente representado por H4Y. A eação com íon metálico pode ser genericamente representa por:
Mn+ +Y4- MY-(4-n)
	O EDTA na forma de ácido ou sal dissódico pode ser obtido em alto grau de pureza, podendo ser usado como padrão primário, porém, se necessário pode ser padronizado contra solução padrão de zinco.
	A solução aquosa de EDTA apresenta as espécies H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- e Y4-, sendo que a forma predominante depende do pH. O EDTA é um ácido fraco para o qual pK1 = 2,0; pK2 = 2,7; pK3 = 6,2; pK4= 10,3.. Estes valores demonstram claramente que os dois primeiros prótons são mais facilmente ionizáveis do que os outros dois restantes. Este reagente possui uma grande versatilidade que provém da sua potência como agente complexante e da disponibilidade de numerosos indicadores íon-metal, cada um efetivo em um intervalo limitado de pH.
A espécie complexante é Y4-,,portanto é necessário um ajuste de pH, a fim de obter uma constante de formação condicional (K’) favorável para o íon metálico em questão.
K’= Kabs.(4
Onde (4 é a fração da espécie Y4- em dado pH, e Kabs á a constante de formação absoluta do complexo formado por EDTA e o íon metálico.
Uma importante aplicação da complexometria é a determinação de dureza da água, usada para avaliar sua qualidade. A dureza refere-se à concentração total de íons alcalinos-terrosos na água. Como as concentrações de Ca2+ e Mg2+ são normalmente muito maiores do que as concentrações dos outros íons alcalino-terrosos, a dureza pode ser igualada a [Ca2+] + [Mg2+]. A dureza é normalmente expressa como número de equivalente de miligramas de CaCO3 por litro. Para detecção visual do ponto final, utiliza-se um indicador metalocrômico.
	Existem dois tipos de dureza da água: a temporária e a permanente. A dureza temporária é aquela devido a presença dos bicarbonatos de cálcio e de magnésio. A permanente é aquela devido a presença de outros saís de cálcio e magnésio, usualmente os sulfatos, cloretos. A soma das durezas temporárias e permanente é conhecida como dureza total da água e é expressa e mg L-1 de CaCO3
	
4) Volumetria de Óxido-redução
	
Processo no qual há transporte de elétrons, sendo que uma substância é oxidada e outra é reduzida. É muito utilizado em análise farmacêutica sendo que os principais métodos são: permanganatometria (KMnO4); cerimetria (Ce(SO4)2); iodimetria (I2); iodometria (Iodeto/Na2S2O3); iodatimetria (KIO3) e dicromatometria (K2Cr2O7).
	Uma titulação envolvendo reações de óxido-redução é caracterizada por uma mudança pronunciada do potencial de redução do sistema ao redor do seu ponto de equivalência. A indicação do ponto final pode ser determinando de três formas:
Visualmente, sem adição de indicador;
Visualmente, com adição de indicador;
Usando métodos eletroanalíticos (ex. potenciometria).
A titulometria de óxido redução envolve reações em que ocorre transferência de elétrons.
	A análise de ácido ascórbico normalmente é realizada através de reação com um agente oxidante, a qual deve ser realizado o mais rapidamente possível, visto que o ácido é facilmente oxidado pelo próprio oxigênio do ar, formando ácido dihidroascórbico. 
	
A semi-reação de oxidação do ácido ascórbico é a seguinte:
	
Existem vários agentes oxidantes que podem ser empregados na determinação de vitamina C, sendo que um dos mais simples é o iodo. O iodo é um agente oxidante moderado capaz de oxidar quantitativamente apenas substância fortemente redutora.
	A análise volumétrica na qual o iodo é empregado como titulante chama-se iodimetria ou titulação iodométrica direta. 
A semi-reação de redução do iodo é a seguinte: 
I2(s) + 2e- 2I-		E0 = 0,5345 V
No entanto, a titulação empregando solução de iodo como titulante apresenta algumas dificuldades: perda de iodo por volatilização, necessidade de padronização da solução e realização da análise o mais rapidamente possível. Uma alternativa é adicionar excesso de íons iodeto à solução de iodo. Forma-se o triideto,
I2 + I- I3-			K = 7,68.102
que também é um agente oxidante semelhante ao iodo:
I3- + 2e- 3I-		E0 = 0,5355 V
	Portanto, usando-se como titulante uma solução padrão de iodo contendo excesso de iodeto, a perda de iodo por volatilização decresce apreciavelmente, principalmente se a análise for realizada sob refrigeração, sendo que, o erro devido a alteração do título da solução padrão é tolerável.
	Uma alternativa é gerar o iodo durante a titulação. Isto é possível empregando-se como titulante uma solução padrão de iodato de potássio (padrão primário)em presença de excesso de iodeto (iodatometria). Esta solução é estável e libera iodo em presença de ácido forte:
IO3- + 5I- + 6H+ 3I2 + 3H2O
	O iodo formado, eage com a espécie redutora da amostra formando iodeto. No processo global, o número de oxidação do iodo varia de +5 (IO3-) para -1 (I-), ou seja, são envolvidos 6 elétrons.
Como a titulação ocorre em meio ácido, o equilíbrio da reação de oxidação do ácido ácórbico a dehidroascórbico é deslocado no sentido da formação da vitamina C, o que diminui a oxidação da mesma pelo oxigênio do ar durante a titulação.
	O ponto final na iodimetria é detectado utilizando-se amido como indicador. A amilose do amido reage com o iodo, em presença de iodeto, formando um complexo azul escuro, observável em concentrações mínimas de iodo.
amilose + I3- complexo azul escuro
As aplicações do iodo como reagente redox são bastante extensas principalmente porque:
O ptencial padrão de redução do par I2/I- é intermediário, e além disso, pode agir como um agente oxidante na forma de I2, ou como agente redutor na forma de I3-, e 
(2) O é praticamente independente da acidez do meio até pH<8.
	O par redox iodo/iodeto pode ser caracterizado pela semi-reação,
I2 + 2e 2I- 
 = 0,535V (ENH) 
Indicando que o iodo é um oxidante moderado e o iodeto é um redutor relativamente fraco. O iodo é quantitativamente reduzido a iodeto em meio neutro, por redutores moderadamente fortes, como Sn(II), H2SO3, SO2, H2S e o iodeto é quantitativamente oxidado a iodo por oxidantes moderados ou fortes, como H2O2, IO3-, IO4-, Cr2O72-, MnO4- e CIO-.
	Há dois modos analíticos na aplicação na química do iodo em titulações de oxi-redução. O primeiro envolve o uso de solução padrão de iodo diretamente como titulante em meio levemente ácidos ou levemente básicos. Esta técnica é classificada de método iodimétrico, também denominada iodimetria. No segundo modo, o iodeto é utilizado como redutor, e o iodo liberado na reação associada, é titulado em meio neutro ou levemente ácido com um redutor, usualmente uma solução padronizada de tiossulfato de sódio. Tal técnica é classificada como método iodométrico ou denominada iodometria. Os dois grupos de métodos estão baseados (a) no fato de que o iodo na presença de iodeto produz o íon triiodeto. 
(b) no par redox tiiodeto/iodeto,
Pelo fato do potencial de redução ser relativamente baixo, poucas substâncias são oxidadas pelo iodo, daí a existência de poucos métodos iodimétricos. Por outro lado, muitas espécies são capazes de oxidar o iodeto a iodo, resultando numa ampla variedade de métodos indiretos ou iodométricos, onde a espécie de interesse é quantitativamente reduzida em excesso de solução de iodeto liberando o equivalente em iodo, e esse é dosado por titulação com uma solução padrão de um redutor. O método iodométrico é mais vantajoso porque o iodo é gerado in situ evitando perdas por volatilização, pois o iodo é facilmente sublimável. 
	O tiossulfato de sódio é o redutor mais empregado como titulante no iodo gerado nas metodologias iodométricas. Normalmente as soluções são preparadas a partir do sal pentahidratado, Na2S2O3.5H2O (PF = 248,18g/mol), e devem ser posteriormente padronizadas, pois este sal não se enquadra como um padrão primário. Normalmente as soluções devem ser preparadas com água destilada previamente fervida para eliminar o CO2 dissolvido e também prevenir a decomposição do tiossulfato por bactérias. É de praxe adicionar algumas gotas de clorofórmio que funciona como um eficiente preservativo. Além disso, cerca de no máximo 0,1g/L de Na2CO3 é adicionada para garantir uma leve alcalinidade na solução, pois íon S2O32- se decompões em meio ácido, catalisado pela ação da luz, liberando enxofre coloidal e conferindo uma turbidez na solução. Por outro lado, hidróxidos de metais alcalinos, Na2CO3 > 0,1 g L-1 e bórax, não devem ser adicionados, pois tendem a acelerar a decomposição sob ação do oxigênio atmosférico: 
S2O32- + 2O2 + H2O 2SO42- + 2H+ 
Assim, a solução deve ser armazenada em frasco escuro (âmbar) logo após a preparação.
	Normalmente as soluções de tiossulfato são padronizadas pelo método iodométrico, utilizando como padrão primário bromato de potássio, KBrO3 ou iodato de potássio KIO3. Estes sais, em meio moderadamente acidulado com ácido sulfúrico, oxidam quantitativamente o iodeto a triiodeto, e este é titulado com a solução de tiossulfato padronizada:
IO3- + 8I- +6H+( 3I3- + 3H2O
2S2O32- + I3-( S4O62- + 3I-
O dicromato de potássio, K2Cr2O7 pode ser utilizado como padrão primário para a padronização indireta do tiossulfato, da mesma forma que o bromato e o iodato. Porém, em meios moderadamente ácidos a reação de geração de iodo (triiodeto) não é instantânea, sendo necessário um meio de elevada acidez, concomitantemente aumentando o risco da oxidação do iodo formado pelo oxigênio atmosférico. Resultados precisos e reprodutíveis podem ser obtidos ajustando a acidez de um volume conhecido de solução padrão K2Cr2O7 com HCl 0,2 – 0,5 molL-1 e adicionando KI a 2,0%(m/v). Deixa-se a mistura em repouso por 5 – 10 minutos no escuro para garantir a geração quantitativa de triiodeto, antes da titulação com o tiossulfato.
	Nas titulações iodimétricas e iodométricas, o amido é utilizado como indicador sensível, pois forma um complexo com I2 de coloração azul intensa, e mesmo numa concentração de 10-5mol L-1, o iodo pode ser detectado. O denominado amido solúvel é encontrado comercialmente e se dispersa facilmente em água. Por outro lado, o complexo amido–I2 é relativamente pouco solúvel, e, portanto, nas titulações iodométricas o indicador deve ser adicionado na solução do analito um pouco antes do ponto de eqüivalência, onde a concentração do iodo é baixa. Uma vez que o amido é susceptível ao ataque por microorganismos, é recomendável preparar a solução no dia da análise. Normalmente prepara-se solução de amido solúvel a 0,5 – 1,0%(m/v) e adiciona-se ácido bórico como preservativo, para prolongar o tempo de vida útil.
Um exemplo prático e a dosagem de cloro-ativo numa amostra de alvejante a base de hipoclorito de sódio ou cálcio, a famosa água sanitária, de uso doméstico e em lavanderias. No tratamento de água de piscina, utiliza-se o hipoclorito de cálcio, Ca(OCl)2 misturado com cloreto de cálcio básico, CaCl2.Ca(OH)2.2H2O.
	O constituinte ativo responsável pelo efeito alvejante e algicida, é o íon hipoclorito, o qual é instável em meio ácido. Por exemplo, sob ação de ácido clorídrico, ocorre a liberação de cloro:
OCl- + 2H​​​​​+ + Cl- ( Cl2 + H2O. 
O cloro-ativo de uma solução alvejante é a quantidade de cloro que pode ser liberado sob ação de ácido diluído, sendo expresso em %(m/v). No caso de amostras sólidas, em %(m/m). Portanto, por análise química do conteúdo de hipoclorito, calcula-se por estequiometria a concentração em termos da porcentagem de cloro-ativo da amostra, e vice-versa. Esta forma de expressar o teor de hipoclorito já se tornou corriqueira e está normatizada como padrão de qualidade de alvejantes a base de hipoclorito.
Doseamento em solventes não-aquosos (Anidrovolumetria)
	
Fármacos que são bases muitos fracas ou ácidos muitos fracos, não podem ser doseados em meio aquoso, pois a água, solvente no processo, compete com fármaco pelo titulante dificultando a observação do ponto de equivalência ou ponto final da titulação. Por exemplo, em casos de fármacos básicos, a titulação no meio aquoso só é possível quando sua basicidade corresponde a pelo menos um pH=6. Porém, se a base é mais fraca, poderá ocorrer uma reação de hidrólise do sal formado impedindo a titulação. No entanto, fármacos com estas características podem ser doseados em meio não aquoso, sendo a ácido acético glacial o solvente mais utilizado. Algumas vantagens desse método:
( Rápido e exato evitando as etapas de extração com solventes orgânicos para posterior dosagem;
( Pode-se titular misturasde fármacos, procedimento comum na farmácia magistral; 
 	Existem, portanto, três razões comuns para que escolhamos um solvente não-aquoso para uma titulação ácido-base:
Os reagentes ou produtos podem ser insolúveis em água;
Os reagentes ou produtos podem reagir com água;
O titulado é um ácido ou uma base muito fraca para ser titulado em água
Considerando que um grande número de fármacos é ácido fraco ou bases fracas, é de grande utilidade em análises farmacêuticas. Contudo, algumas desvantagens podem também ser apontadas:
( Os solventes orgânicos apresentam coeficientes de expansão cúbicos superior a água. Assim, na prática uma pequena variação na temperatura pode conduzir a um erro analítico significativo;
( A amostra deve ser finamente pulverizada e solubilizada por completo no solvente orgânico para se obter um ponto final correto;
( Alguns solventes são vendidos de forma restrita, devendo a empresa ter autorização da Polícia Federal e/ou Forças Armadas.
A capacidade das substâncias atuarem como ácido ou como base dependerão muito da natureza do solvente usado. Os solventes não-aquosos são classificados em quatro grupos: apróticos, protofílicos, protogênicos e anfipróticos.
Solventes apróticos - incluem substâncias que possuem baixa constante dielétrica e são quimicamente neutras e praticamente inertes. Ex: tetracloreto de carbono, benzeno, acetona.
Solventes protofílicos - substâncias que possuem alta constante dielétrica e alta afinidade para prótons (são de caráter básico). Ex: amônia, piridina, dimetilformamida, etilenodiamina, aminas.
Solventes protogênios - possuem natureza ácida e doam prótons com facilidade. Ex: H2SO4 , HF.
Solventes anfiprótocos - São líquidos como a água, álcoois ácidos orgânicos fracos que são ligeiramente ionizados e combinam as propriedades dos protogênios e protofílicos, pois são capazes de doar e receber próton. Ex: ácido acético.
Um grande número de solventes orgânico e inorgânico é usado para determinações em meio não-aquoso, mais alguns poucos são muito mais usados que outros, como exemplo o ácido acético glacial é o solvente mais utilizado. Antes do uso é aconselhável verificar o teor de água, que pode estar entre 0,1 a 1,0 % e adicionar a quantidade suficiente de anidrido acético para converter toda a água a ácido. A maioria das titulações não-aquosa é feita com uma variedade bastante limitada de indicadores, entre eles: cristal violeta, vermelho de metila, azul timol, naftobenzeína e Azul de Nilo.
Gravimetria
A análise gravimétrica ou gravimetria, é um método analítico quantitativo cujo processo envolve a separação e pesagem de um elemento ou um composto do elemento na forma mais pura possível. O elemento ou composto é separado de uma quantidade conhecida da amostra ou substância analisada. A gravimetria engloba uma variedade de técnicas, onde a maioria envolve a transformação do elemento ou radical a ser determinado num composto puro e estável e de estequiometria definida, cuja massa é utilizada para determinar a quantidade do analito original.
	O peso do elemento ou radical pode ser calculado a partir da fórmula química do composto e das massas atômicas dos elementos que constituem o composto pesado.
	A determinação gravimétrica de níquel em amostras de aço inoxidável na forma de dimetilglioximato de níquel(II), é uma análise simples, porém com excelente grau de exatidão. A DMG forma com o íon níquel(II), em soluções aquosas amoniacais, um precipitado vermelho de composição definida, baixa solubilidade e facilmente filtrável. O complexo de Ni(DMG)2 após separação e lavagem, é pesado após secagem a 110 – 120 0C. Outros elementos eventualmente presentes como; cádmio, cobalto, chumbo, ferro, lantânio, paládio e zinco, não são complexados pela DMG em soluções amoniacais, e como resultado, os efeitos da coprecipitação são minimizados. 
	Para que os aspectos experimentais sejam bem assimilados, é importante entender o significado físico-químico dos termos:
Absorção – ocorre quando uma substancia é absorvida por outra
Adsorção – ocorre quando uma substancia fica ligada à superfície de uma outra substancia.
Agente mascarantes – reagente que reage seletivamente com um ou mais componente de uma solução para evitar que os componentes interfiram na análise química.
Água adsorvida - presente em todas as superfícies de sólidos em quantidade que depende da umidade atmosférica
Água ocluÍda - presente em soluções sólidas ou em cavidades nos cristais
Água sorvida - associada a substancias de grande superfície interna, como os óxidos hidratados
Água essencial - presente como água de hidratação ou de cristalização ou como água de constituição formada durante o aquecimento.
Calcinação – é um processo drástico que envolve o aquecimento a altas temperaturas e conversão do material em formas de pesagem apropriadas.
Colóide – Partícula dissolvida com diâmetro na faixa aproximada de 1 a 100 nm.
Coprecipitação – é o processo pelo qual substancias se incorporam aos precipitados durante sua formação.
Digestão –processo pelo qual um precipitado é mantido na presença da água mãe para promover a recristalização da partícula e seu crescimento.
Fator Gravimétrico – ou de conversão é o número que revela a massa do constituinte de interesse contida na massa de pesagem.
Nucleação – processo pelo qual as moléculas em solução caminham juntas aleatoriamente para formar agregados pequenos.
Oclusão – impureza que é capturada numa cavidade dentro de um cristal
Precipitação homogênea – técnica na qual um agente precipitante é gerado lentamente por uma reação em solução homogênea, fazendo uma lenta cristalização em vez de uma rápida precipitação do produto 
Pós-precipitação – adsorção de impurezas também solúveis na superfície de um precipitado após a precipitação ter acabado.
Termogravimentria – mede-se a mudança de peso de uma substancia em função da temperatura.
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para sua segurança, é recomendável o uso de avental durante as aulas práticas.
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+
 + 2e
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Ácido ascórbico
Ácido deidroascórbico
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