apostila de analítica experimental - analexp- parte 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO RIO DE JANEIRO 
ICE – DEQUIM – QUÍMICA ANALÍTICA 
QUÍMICA ANALÍTICA I EXPERIMENTAL 
 
EXPERIMENTOS EM QUÍMICA ANALÍTICA – MANUAL DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CRISTINA MARIA BARRA FLAVIO COUTO CORDEIRO 
OTAVIO RAYMUNDO LÃ JOSÉ GERALDO DA ROCHA JUNIOR 
*Professores de Química Analítica do Departamento de Química da UFRRJ* 
 
 
2015
 
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INTRODUÇÃO 
 
Na disciplina de Química Analítica Experimental I serão estudados os principais 
conceitos de determinação quantitativa volumétrica e suas aplicações. As determinações 
quantitativas envolvem o equilíbrio iônico e as reações do tipo: ácido-base, oxi-redução, 
precipitação e complexação, todas em meio aquoso. 
O funcionamento das aulas práticas é constituído de procedimentos rotineiros que 
foram estabelecidos para um melhor aproveitamento do curso, como se segue: na primeira 
hora de cada aula (e fração), o professor explicará os principais pontos referentes à prática 
(como: o objetivo, a técnica e os cálculos). Feito isso, os alunos, em grupo de dois, seguirão 
para as bancadas para a execução do trabalho experimental. 
Durante as aulas, serão verificadas as atividades de cada aluno, tais como: 
comportamento disciplinar, técnicas de análise, cuidado com o material de laboratório, etc. As 
atitudes de cada componente do grupo serão de responsabilidade individual. À medida que o 
trabalho experimental vai se desenvolvendo, o grupo deverá anotar os resultados obtidos e as 
observações pertinentes à prática (padrão primário, titulante, indicador, meio reacional, 
viragem, etc), para posterior confecção de um relatório. O relatório de cada grupo será 
entregue ao professor para ser avaliado e a nota será lançada individualmente. 
 
OBSERVAÇÃO: Para a execução dos trabalhos práticos, os alunos deverão estar sempre 
vestidos adequadamente: com jaleco, com calça comprida e com calçado fechado. Deve-se 
observar também o uso de material de segurança, tal como óculos para a proteção dos olhos, 
por exemplo. 
 
Os cuidados com o material de trabalho compreendem: 
(a) Antes de iniciar o trabalho prático, através da lista fornecida, conferir o material guardado 
no armário da bancada. 
(b) Verificar se o material se encontra em boas condições. Observar, particularmente, se a 
vidraria em geral não apresenta quebras ou rachaduras – as pontas de pipetas e de buretas 
são as partes mais frágeis, verifique-as. A torneira da bureta pode não estar vedando o 
escoamento da água, apesar de fechada. Observe-a, muitas vezes a mesma pode não estar se 
adaptando bem ao seu orifício. 
 
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(c) Após execução do trabalho prático, proceder à limpeza da vidraria e da bancada. 
(d) Guardar o material no armário da bancada, conferindo sempre com a lista. 
(e) Informar ao professor sempre que casos de quebras de material ocorram. 
 
1 ANÁLISE QUANTITATIVA 
A análise quantitativa tem a finalidade de determinar o teor de um ou mais elementos 
ou substâncias (analito) em uma matriz específica (amostra). Para isto é indispensável o 
conhecimento prévio sobre a composição qualitativa da matriz que se estuda. No geral, esse 
compromisso, no entanto, é dispensado, uma vez que a composição qualitativa da maioria das 
amostras que se estuda – como, minerais, ligas, adubos, alimentos – já é conhecida. 
 
As principais técnicas utilizadas na análise quantitativa são: 
1- Clássica - Gravimetria. 
2- Clássica - Volumetria. 
3- Instrumental: espectrofotometria (de Emissão e Absorção Atômica, Vísivel, Ultra-Violeta) e 
eletroanalítica (Voltametria, Polarografia, Potenciometria, Amperometria, Coulometria). 
 
Alguns métodos modernos de análise envolvem a separação, a identificação e a 
quantificação dos elementos em um mesmo equipamento (acopladas), como é o caso da 
cromatografia, que separam os vários compostos presentes em uma amostra, identificando-os 
e quantificando-os. 
A escolha de uma ou outra técnica depende, principalmente, da natureza do elemento 
ou substância a ser analisado e de sua concentração na amostra. Assim, concentrações da 
ordem de g L-1 (ppb) requerem técnicas sofisticadas, enquanto que concentrações maiores, 
g L-1 (título) ou mg L-1 (ppm), são detectadas por técnicas mais simples, como a clássica 
volumetria. A escolha da técnica adequada implica, acima de tudo, na obtenção de resultados 
precisos dentro de um intervalo de confiança, na maioria das vezes, de 95%. Este é o principal 
alicerce da análise quantitativa. 
 
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2 INTRODUÇÃO À ANÁLISE VOLUMÉTRICA 
 
Nem todas as reações químicas podem ser usadas nas determinações volumétricas. Para 
esse fim, o ideal é que a reação química preencha os seguintes requisitos: 
a) Ser uma reação extremamente rápida, para que o equilíbrio seja rapidamente atingido, 
pois assim o ponto final torna-se facilmente detectável. 
b) Ser uma reação completa no ponto estequiométrico. 
c) Ser uma reação bem definida quimicamente, pois reações paralelas entre titulante e 
titulado são indesejáveis e constituem uma fonte séria de erros. 
 
2.1 VIDRARIAS 
Os principais materiais de trabalho, na análise volumétrica, são os instrumentos de 
vidro. Servem basicamente para medir, conter, preparar e transportar soluções. As 
características das vidrarias mais comuns, suas finalidades, técnicas de uso e o procedimento 
de limpeza são apresentados a seguir: 
 
III.1.1 - DESCRIÇÃO E USO 
a) Bureta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão. 
 
É um instrumento que serve para medir o volume de soluções. É 
constituído por um tubo cilíndrico de seção uniforme, graduado em 
subdivisões de mililitros (mL), com uma torneira que controla o fluxo 
do fluido. A característica de escoar a solução gota a gota e, ao mesmo 
tempo indicar o volume por ela escoado, faz da bureta um instrumento 
importante na titulação (ver conceito mais adiante). 
 
 
 
As buretas volumétricas usadas mais comuns são as que possuem capacidade de: 5,00; 
10,00; 25,00 e 50,00 mL. Existem também micro-buretas de pistão, automáticas, etc. 
 
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Técnica de uso: Verificar as condições da vidraria, tais como: ponta quebrada, condições da 
torneira (sem vazamento); verificar se a vidraria está limpar. Testar com água; se ao abrir a 
torneira o filme líquido escoa sem deixar gotículas é porque não tem gordura. Escoar a água, 
rinsar (lavar) a bureta com a solução que vai utilizar nela. Encher 1/3 da bureta com a solução. 
Repetir o procedimento (duas vezes). Preencher completamente a bureta observando que a 
parte abaixo da torneira também tem que ser preenchida. Aferir o instrumento (na marca do 
zero) e por fim, usar. 
Observação: A solução que vai estar contida na bureta é introduzida através de um bécher 
previamente rinsado. 
 
- Rinsar: É lavar as paredes internas de um recipiente, com auxílio de um pequeno volume da 
solução de interesse e com movimentos de rotação, para eliminar a água de lavagem da 
bureta. É um processo especial de limpeza. 
 
- Aferir (“zerar”): 
(a) Encher a bureta com a solução até uma altura bem acima do traço que indica 0,00 mL de 
volume. 
(b) Abrir a sua torneira até que a solução escoe e ocupe todo o bico sem deixar bolha de ar 
presa e fechar. 
(c) Abrir de novo a torneira para que o líquido escoe vagarosamente e permaneça com a sua 
superfície curva, em formato de lua (denominada de menisco). Para aferir corretamente a 
bureta manter os olhos alinhados ao traço zero e parar de escoar o líquido somente quando 
observar que o menisco atingiu uma posição tangente ao traço zero. 
(d) A leitura do volume gasto após a titulação é indicada pelo novo traço tangente ao meniscoalinhado com os olhos. 
 
Observação: Em soluções coloridas não se pode observar o menisco, então, no lugar de 
tangente observa-se mais um alinhamento (feito entre o traço e a superfície superior do 
líquido colorido). 
 
 
 
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b) Pipeta Volumétrica – Instrumento de medida de precisão. 
 
É um instrumento utilizado para a transferência quantitativa de 
determinado volume. É um tubo de vidro com as extremidades 
afiladas, em que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de 
medir-lhe, com precisão, o volume. São construídas com 
capacidades que variam de 1,00 a 100,0 mL. Existem também as 
micropipetas, as quais possuem capacidade na faixa de 1 a 1000 
µL, com volumes fixos ou variáveis. 
 
Técnica de uso: Antes de introduzir a pipeta, pela primeira vez, na solução a ser aspirada, a 
extremidade inferior externa deve ser seca com um pedaço de toalha de papel para evitar 
diluições. Esta vidraria deve ser rinsada com a solução a ser pipetada. 
 
Rinsar: Introduzir a pipeta na solução aspirando (com o auxílio de equipamento próprio, tal 
como pipete ou pera de três vias), previamente, o ar e depois o líquido. Pipetar até preencher 
metade do corpo central da pipeta e, com movimentos lentos e rotativos espalhar a solução 
por toda a superfície interna. Por medida de segurança, jogar fora a solução de lavagem. 
 
Pipetar: Com a pipeta rinsada com a solução de interesse, aspirar normalmente a solução até 
acima do traço de aferição da pipeta. Parar de aspirar e reter a solução. Deixar escoar até que 
o menisco da solução tangenciar esse traço. Escoar a solução da pipeta no recipiente desejado. 
 
Observação: Sempre que desejar reter a solução na pipeta, utilizar o equipamento ou o dedo 
indicador que deverá estar previamente seco. A gota residual no bico da pipeta NÃO ser 
soprada, dependendo do tipo de calibração do instrumento (em caso de dúvida ver 
especificação da pipeta). 
 
 
 
 
 
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(c) Balão Volumétrico – Instrumento de medida de precisão 
 
 
É um frasco esférico, de fundo chato, de colo longo, com uma marca de 
aferição, utilizado para conter um volume exato de uma solução. Possuem 
capacidade que variam de 5,00 a 2000,0 mL. 
 
 
 
Técnica de uso: O balão volumétrico é comumente utilizado para se fazer diluições ou 
preparar soluções. Após a perfeita limpeza com água destilada introduzir um determinado 
volume ou massa, da solução a ser diluída ou preparada. A capacidade total do balão é 
completada com água destilada até que o traço da graduação do balão fique tangente ao 
menisco da solução. Fechar e agitar (homogeneizar). 
 
Observação: O balão volumétrico nunca deve ser rinsado com a solução a ser diluída ou 
preparada. 
PERGUNTA: Explique porque nunca se rinsa o balão volumétrico quando se quer preparar ou 
diluir uma solução? 
 
(c) Proveta Graduada – Instrumento de medidas aproximadas. 
 
É um recipiente cilíndrico, graduado, para medição de líquidos ou 
recolhimento de gases, que deve estar bem limpo sem a necessidade de 
rinsagem. Existem provetas graduadas de capacidade variada, desde 1,0 mL a 
2,0 L. 
 
PERGUNTA: Por que não se rinsa esta vidraria? 
 
 
 
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(d) Erlenmeyer – contém a reação. 
É um frasco de forma cônica com uma base plana e extremidade superior 
possui uma só boca. Sua forma dificulta projeções de líquido para o meio 
externo. Se, é pirex ou borossilicato pode ser levado ao fogo sobre tela de 
amianto. Não é um instrumento de medida. Existem erlenmeyeres de 
capacidade variada. Serão utilizados em nossos experimentos erlenmeyer de 
250 mL. 
 
Observação: O erlenmeyer NUNCA deverá ser rinsado com a solução a ser titulada. 
PERGUNTA: Por que não se rinsa esta vidraria? 
 
(e) Bécher – Instrumento próprio para encerrar líquidos e/ou sólidos 
 
É um copo cilíndrico de vidro ou de plástico. Também denominado de copo 
químico e de copo de transferência. É muito utilizado para pesagem, para 
dissoluções prévias ou para transferência de soluções para uma bureta, 
por exemplo, ou conter líquidos que serão pipetados. Não é um 
instrumento de medida. Existem bécheres de capacidade variada, desde 
5,0 mL até 2,0 L. 
 
(f) Pipeta graduada – Instrumento próprio para transferir quantidades variáveis de volume. 
 
É um instrumento utilizado para a transferência de diferentes volumes, 
com certa precisão. É um tubo de vidro com as extremidades afiladas, em 
que se recolhe, por aspiração, um líquido, a fim de medir-lhe, o volume. 
São construídas com capacidades que variam de 1,00 a 50,00 mL. 
 
 
 
 
 
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Técnica de uso: Antes de introduzir a pipeta, pela primeira vez, na solução a ser medida, secar 
a sua extremidade inferior externa com um pedaço de toalha de papel para evitar diluições, e 
rinsar (lavar com a solução a ser pipetada). Introduzir a pipeta na solução e aspirar essa 
solução de interesse com equipamento próprio. Parar de aspirar e reter a solução com o 
equipamento ou o dedo indicador. Escoar no recipiente desejado. 
 
2.2 Limpeza das vidrarias 
Todos os instrumentos de vidro ou de porcelana devem estar absolutamente limpos a 
fim de possibilitar a realização de análises sem o perigo de contaminação. Devem, então, ser 
lavados imediatamente após o uso, sempre. Os resíduos de algumas soluções ou de 
precipitados atacam o vidro e a porcelana e, com o tempo, a remoção desses resíduos tornam-
se cada vez mais difíceis provocando alterações na capacidade dos recipientes. Os 
instrumentos volumétricos devem ser totalmente desengordurados, caso contrário, a presença 
de traços de gordura provocará a retenção do líquido sob a forma de gotículas nas paredes dos 
recipientes, impedindo seu escoamento total. 
 
2.3 Soluções de Limpeza 
Os equipamentos volumétricos, se construídos de vidro ou porcelana, não são 
atacados por ácidos (exceto o HF, ácido fluorídrico) ou soluções diluídas de detergente. 
Utilizam-se, geralmente, diferentes soluções de limpeza: 
(a) Solução de detergente 1 – 2 %; ou 
(b) Solução sulfo-nítrica (ácido sulfúrico concentrado em ácido nítrico concentrado); ou 
(c) Solução de hidróxido de sódio,ou potássio dissolvido em etanol (álcool etílico). 
 
Em muitos casos, dependendo do estado em que se encontra o material volumétrico, é 
suficiente usar a solução de detergente 1 – 2% (às vezes, ligeiramente aquecida) para 
desengordurar o material. O procedimento a se adotar está descrito abaixo. 
(a) Lavar o material volumétrico, primeiro com água. 
(b) Fazer a limpeza utilizando a solução de detergente aquecida ou não. Se necessário, usar 
uma escova para a limpeza. 
(c) Em seguida, lavar repetidas vezes em água corrente. 
 
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(d) Lavar com água destilada. 
(e) Se ao final, ainda permanecer resquícios de gordura, limpar, cuidadosamente, com a 
mistura de sulfo-nítrica (ver lavagem com sulfo-nítrica). 
 
Utilização da mistura sulfo-nítrica 
A solução sulfonítrica não deve ser usada para a limpeza indiscriminada de vidraria ou 
para remoção de materiais estranhos aderentes em suas paredes. Usar a sulfo-nítrica após a 
limpeza normal e somente ara eliminar os resíduos mais resistentes. Para usar a mistura sulfo-
nítrica, decantar a solução límpida para o recipiente a ser desengordurado e, após o uso, 
recolocar a mesma no frasco próprio. 
 
CUIDADO: 
A solução sulfo – nítrica, em contato com a pele ou tecido, destrói os mesmos. Respingos na 
roupa ou na pele devem ser imediatamente lavados com água em abundância e, em seguida, 
tratadas com uma pasta de bicarbonato de sódio ou bórax. Porções caídas sobre a bancada ou 
chão devem ser imediatamente neutralizadas com bicarbonato de sódioe depois lavadas com 
água. 
 
2.4 Técnicas de Limpeza 
Os frascos volumétricos, tais como erlenmeyer, bécher, proveta, etc podem ser limpos 
agitando-se uma pequena quantidade da solução de detergente nele introduzido ou podem 
ser imersos num recipiente grande contendo a solução detergente. Caso este procedimento 
não seja suficiente, costuma-se deixar o frasco imerso em sulfo-nítrica (cerca de uma hora), 
antes de ser lavado e testado. 
Em casos extremos, usar para a limpeza etanolato de sódio ou potássio. Esta solução ataca 
rapidamente o vidro. Então, o tempo de contato do etanolato com o material de vidro não 
deve ultrapassar a 60 segundos. Se esta solução for usada, após lavar o material diversas vezes 
com água, usar também uma solução diluída de HCl para neutralizar qualquer traço de 
substância alcalina, e, em seguida, lavar novamente o material com água destilada. Deve-se 
evitar ao máximo o uso de etanolato na limpeza do material volumétrico. Qualquer substância 
abrasiva deve ser evitada na limpeza destes materiais. 
 
 
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Procedimento geral: 
a) Lavar toda vidraria (balões, bécheres, as pipetas, a buretas, etc) primeiro com água e 
sabão ou outro detergente e, se necessário, com auxílio de escova. 
b) Em seguida, enxaguar repetidas vezes com água corrente. 
c) Enxaguar com água destilada. 
d) Se necessário, lavar novamente com uma mistura própria para remover os últimos traços 
de gordura (solução sulfo-nítrica, por exemplo). 
e) Jamais guardar vidraria suja. 
 
3 CONCEITOS FUNDAMENTAIS 
3.1 TITULAÇÃO 
É um procedimento experimental utilizado para determinar a 
concentração de soluções através de uma reação. Esta operação é 
realizada, sempre, com o auxílio de vidraria apropriada. Uma bureta, 
um erlenmeyer (para realizar a reação química) e pipeta volumétrica. 
O reagente que é colocado na bureta é chamado de TITULANTE e o 
que é colocado no erlenmeyer, de TITULADO. 
O elemento ou substância de interesse (presente na solução problema 
ou na amostra) cuja concentração é desconhecida reagirá, em 
quantidade estequiométrica, com o soluto da solução de concentração 
conhecida chamada de solução padrão. 
 
3.2 INDICADOR 
A etapa crítica da titulação é a sinalização de seu término denominado de ponto final 
(PF) da titulação. Geralmente usa-se uma substância, que adicionada ao titulado, sinaliza esse 
momento, sendo por isto, denominada de indicador. O indicador, numa certa etapa da 
titulação e em circunstâncias próprias, reage no meio em que se encontra formando um 
produto que colore o meio, com cor diferente da inicial – isto é uma sinalização do ponto final 
da titulação. O ideal é usar um indicador, cujas circunstâncias para mudar de cor sejam 
atingidas num instante muito próximo do ponto de estequiométrico (PEQ) da reação entre 
titulante e titulado. Frente a essa possibilidade, a determinação do ponto final da titulação (o 
 
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volume gasto de titulante é, nesse momento, anotado) não será causa de erros consistentes 
na análise. 
Dependendo da natureza da reação envolvida na titulação, usa-se um determinado tipo de 
indicador, como se segue: 
(a) indicadores ácido-base (ex: alaranjado de metila, fenolftaleína, azul de bromotimol, etc). 
(b) Indicadores de oxi-redução (ex: difenilamina, ferroína). 
(c) indicadores de precipitação (ex: cromato de potássio) 
(d) Indicadores de complexação (ex: Fe3+ ); indicadores de adsorção (ex: fluoresceína). 
(d) Reação de complexação: indicadores de complexação (ex: murexida, calcon, negro de 
eriocrômio, etc). 
 
Existem casos especiais: 
 Quando o permanganato, que tem coloração violeta, é o titulante, ele próprio atua como 
indicador em titulações em meio ácido, de soluções redutoras incolores. 
 Quando, nas determinações envolvendo iodo (oxi-redução) utiliza-se amido como 
indicador, que é um indicador de adsorção. 
 
3.3 PADRONIZAÇÃO (Fatoração) 
Existem substâncias com características bem definidas, conhecidas como padrões 
primários, que são utilizadas como referência na correção da concentração das soluções 
preparadas em laboratório através do procedimento denominado padronização ou fatoração. 
Tal procedimento consiste na titulação da solução de concentração aproximada a ser 
determinada com uma “massa” definida do padrão primário adequado. Essa massa de padrão 
primário pode ser pesada diretamente no erlenmeyer, ou então, pode estar contida em um 
volume exato de concentração molar exata desse padrão primário. 
 A padronização é realmente necessária, pois sempre que se prepara uma solução em 
laboratório (tal como em todo procedimento experimental), são introduzidos certos erros 
experimentais que fazem com que a concentração real não seja exatamente igual àquela 
desejada ao se preparar a solução. Esses erros podem ser instrumentais, operacionais ou 
devido aos reagentes empregados (uso inadequado da vidraria, as falhas na determinação da 
massa e de volume e a utilização de reagentes de baixo grau de pureza, entre outras). 
 
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 A preparação dessa solução padrão deve ser realizada com toda a atenção e cuidado, 
com vidraria adequada e utilizando reagentes “puros” (grau de pureza elevado) para que se 
tenha confiança no grau de exatidão da concentração dessa solução. Nem todo reagente puro 
pode ser um padrão primário, mas um padrão primário tem quer ser um reagente puro. 
 Existem alguns requisitos para uma substância ser considerada um padrão primário. 
São: 
 pureza elevada: 100  0,05% 
 fácil obtenção, purificação, dessecação e conservação. 
 não higroscópio e nem eflorescente (estabilidade frente à umidade). 
 estável por longos períodos (não reagir facilmente com os componentes do ar, por 
exemplo). 
 bastante solúvel (ionizável). 
 massa molar elevada, pois quanto maior a massa molar menor o erro relativo na pesagem 
da massa do padrão primário. 
 
Abaixo estão listados alguns reagentes que podem ser utilizados como padrão primário: 
1- Reação ácido – base 
- BÁSICO: Tetraborato de sódio decahidratado (Na2B4O7.10H2O) – MM=381,37g/mol; 
Carbonato de sódio (Na2CO3) – MM=105,98g/mol. 
- ÁCIDO: Ácido benzoico (C₆H₅COOH) – MM=122,12 g/mol; Hidrogenoftalato de potássio 
(KHC8H4O4) – MM=204,23g/mol. 
2- Reação de oxi-redução: 
- REDUTOR: Oxalato de sódio (Na2C2O4) – MM=133,99g/mol; Ácido oxálico (Na2C2O4) – 
MM=90,03 g/mol; Óxido arsenioso (As2O3) – MM=197,841 g/mol. 
- OXIDANTE: Dicromato de potássio (K2Cr2O7) – MM=294,19 g/mol; Iodato de potássio (KIO3) – 
MM=214,001 g/mol. 
3- Reação de Precipitação: Cloreto de sódio (NaCl) – MM=58,44 g/mol. 
4- Reação de complexação: Carbonato de cálcio (CaCO3) – MM=100,08g/mol. 
 
Um padrão secundário é uma solução, previamente padronizada com um padrão primário. 
 
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Importante!!!!! 
Como preparar/utilizar uma solução padrão de concentração molar exatamente conhecida? 
1) Preparando 1,00 L de solução padrão de hidrogenoftalato de potássio 0,1000 molL-1. 
Para preparar esta solução o reagente tem que ter uma pureza em torno de 100%, tem que 
estar seco (ou seja, em condições de estoque, pode ter umidade – para isto deve-se secá-lo em 
estufa a ± 105oC para eliminar a água). Então, fazer o cálculo da massa que deve ser pesada 
para preparar esta solução. 
Hidrogenoftalato de potássio (KHC8H4O4) – MM=204,23g/mol. 
MV=n=1,0L x 0,1000 mol/L=0,1mol 
m=nxMM=0,1molx204,23g/mol=20,4230g 
Esta é a massa teórica de hidrogenoftalato de potássio para preparar 1,00 L de solução 
0,1000 mol/L. Esta massa deve ser pesada em balança analítica, de precisão de ±0,1mg. O 
adequado é pesar em torno de 20,423g, deixar a balança ficar nas condições do ambiente e ler 
a massa correta. Retificar a concentraçãomolar exata. Esta solução padrão primário é um sal 
anfiprótico, que funciona como ácido frente a soluções de NaOH. 
 Porém, não basta pesar corretamente a massa. Na preparação da solução tem-se que 
utilizar vidraria adequada, tal qual como um balão volumétrico de 1,00 L, e a transferência da 
massa pesada tem que totalmente transferida para o balão (transferência quantitativa) e a 
solução final tem que estar exatamente contida no balão (1,00 L). 
 Esta maneira de preparar uma solução padrão primário é adequada somente quando 
se prepara quantidades grandes de solução 0,1000 mol/L, onde o erro relativo inerente à 
pesagem é menor quando se pesa quantidades maiores. 
2) Outra maneira é pesar a massa de padrão primário no frasco erlenmeyer onde vai se fazer a 
padronização. Por exemplo, quer se padronizar uma solução de NaOH 0,1mol/L. Como 
normalmente o NaOH vai ser utilizado para outras titulações, deverá estar acondicionado na 
bureta (50,00 mL). Para gastar um volume médio de NaOH 0,1 mol/L em torno de 25,00 mL 
(metade da bureta), que massa de hidrogenoftalato de potássio deve ser pesada diretamente 
no erlenmeyer (menor erro do que transferir para o erlenmeyer)? 
Reação: KHC8H4O4+NaOH KNaC8H4O4+H2O 
Estequiometria 1:1 
n(NaOH)=n(HFT)=0,1mmol/mLx25mL=2,5mmol 
 
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m(HFT)=n(HFT)xMM=2,5mmolx204,23mg/mmol=510,575mg=0,51057g 
A massa de hidrogenoftalato a ser pesada deve ser em torno de 0,5g, em balança analítica, e a 
incerteza deve ser de ±0,1mg, para que se gaste em torno de 25,00 mL de NaOH 0,1mol/L. 
Através da utilização da massa correta com incerteza na casa de mg, o resultado da 
concentração molar de NaOH será exatamente conhecida. 
 
4 CURVAS DE TITULAÇÃO 
A construção e a interpretação de curvas de titulação são objeto de estudo frequente 
na volumetria. Através delas pode-se verificar, por exemplo, se determinada reação pode ser 
utilizada na volumetria e quais indicadores são os mais apropriados. 
Para a construção de uma curva de titulação utiliza-se na abscissa (eixo X) do gráfico o volume 
adicionado de titulante e na ordenada (eixo Y) usa-se uma determinada propriedade do 
sistema reacional, cuja grandeza varia com a quantidade adicionada de titulante. Essa 
propriedade depende da natureza da reação envolvida na titulação, como se segue: 
Reação de neutralização (ácido-base): a curvas que representa a titulação que envolve a 
reação entre um ácido e uma base é expressa em pH do sistema reacional versus volume de 
titulante (um ácido ou uma base). 
Reação de oxi-redução: neste caso a titulação envolve a reação entre um redutor e um 
oxidante e a curva deve ser expressa em potencial de redução do sistema reacional versus 
volume de titulante (um oxidante ou um redutor). 
Reação de precipitação: a curva é construída tomando-se - log [X] versus volume do titulante 
(o agente precipitante) e representa uma reação que envolve a formação de um composto 
pouco solúvel (precipitado). 
[X] = concentração molar do ânion ou do cátion solúvel (o analito de interesse não 
precipitado), presente no sistema reacional. 
Reação de complexação: a curva que representa a titulação que envolve a reação entre um íon 
metálico (Me) e um complexante (ligante) e é expresso em -log [Me] versus volume do 
titulante. 
[Me] = concentração molar do íon metálico livre (o analito de interesse não complexado), 
presente no sistema reacional. 
 
 
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5 CÁLCULOS 
Qualquer reação se completa quando o número de mol (n1) de um reagente é igual ao 
número de mol (n2) ao do outro reagente, respeitando a razão estequiométrica, conforme 
exemplos a seguir. É importante conhecer a equação química balanceada da reação para se 
conhecer a razão estequiométrica. No caso da volumetria de modo geral, isso ocorre quando o 
número de mol do titulante se iguala ao número de mol do titulado, respeitando a razão 
estequiométrica. 
Exemplo1: 2HCl+1 Ca(OH)21CaCl2+2H2O 
nHCl = 2 nCa(OH)2 
ou 
nCa(OH)2= ½ nHCl 
 
Como n = M.V 
n = número de mol (mol ou mmol) 
M = concentração molar (mol/L ou mmol/mL) 
V = volume (L ou mL) 
Se, por exemplo, o titulante é o HCl e o titulado é o Ca(OH)2, e a concentração molar (mol/L), 
cujo símbolo é M e o volume gasto (V) de titulante são conhecidos, tem-se: 
 
 
 
 
Com essa expressão determina-se o número de mol (ou milimol) presente no titulado: n(titulado). 
Conhecendo-se n(titulado) e o volume (V1) medido de titulado, pode-se calcular sua concentração 
molar (M1). 
Observação: O mesmo raciocínio se aplica quando se conhece o número de mol (ou mmol) no 
titulado e deseja-se saber a concentração do titulante. 
 
6 EXPRESSÃO DA CONCENTRAÇÃO 
 
 
 
(MV) titulante = ½ n titutlante= n (titulado) = (M1V1) titulado 
Concentração = quantidade de soluto/quantidade de solução 
 
 17
A concentração pode ser expressa em diferentes unidades de massa, volume, número de mol, 
etc. As unidades mais utilizadas estão destacadas na Tabela 1. 
 
Tabela 1 – Unidades de concentração mais utilizadas em estequiometria de soluções. 
NOME SÍMBOLO DEFINIÇÃO UNIDADE 
 
Título 
 
T 
grama de soluto/Litro de solução 
ou 
miligrama soluto/ miliLitro solução 
g/L 
ou 
mg/mL 
 
Concentração 
molar 
 
M 
mol de soluto/Litro de solução 
ou 
milimol de soluto/ miliLitro de solução 
mol/L 
ou 
mmol/mL 
Porcentagem 
massa por volume 
% (m/v) grama de soluto/100 mL de solução g/100 mL 
Porcentagem 
massa por massa 
% (m/m) grama de soluto/100 grama de solução g/100 g 
Porcentagem 
volume por volume 
% (v/v) miliLitro de soluto/100 miliLitro de solução mL/100 mL 
 
Partes por milhão 
 
ppm 
miligrama soluto/quilograma amostra 
ou 
miligrama de soluto/Litro de solução 
mg/kg 
ou 
mg/L 
 
OBSERVAÇÕES: 
1. Para soluções aquosas, como 1L de água  1,0 kg (1L de água pesa 1,008 kg, a 25 oC), 
utiliza-se também a notação ppm, que significa miligrama de soluto/Litro de solução 
(mg/L). 
2. Em análises de ultra - traços costuma-se usar as notações ppb (parte por bilhão) e ppt 
(parte por trilhão). 
 ppb = micrograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (g/kg) ou (g/L) 
 ppt = nanograma de soluto/quilo (ou Litro) de amostra (ng/kg) ou (ng/L) 
 
 18
 
SIGLAS MATEMÁTICAS: 
(a) Kilo (k)=103 
(b) mili (m)=10 –3 
(c) micro () –10 -6 
(d) nano (n) –10 -9 
 
Exemplos: 
1 mg = 10-3 g 1 g = 10-6 g 1 ng = 10-9 g 
1 mL = 10-3 L 1 L = 10-3 mL 1 mL = 10-6 L 
1 mol = 1000 mmol 1 mmol = 10 -3 mol 
 
Observação: É útil saber que: 1 dm3 = 1L 1 cm3 = 1 mL 
 
Observação: Nos livros textos atuais, tanto o conceito de equivalente-grama quanto de 
normalidade estão indicados em apêndices, sendo o conceito de concentração molar e de 
massa molar (em substituição ao peso molecular) são utilizados atualmente para expressar a 
concentração em uma reação química. Portanto, deve-se conhecer a estequiometria da reação 
química estudada. 
 
7 TRANSFORMAÇÃO DE UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO 
(a) Título (g/L) ou (mg/mL) 
 
 
 
 
 
 
Conhecendo-se a concentração molar (mol/L ou mmol/mL) pode-se através da massa molar 
(g/mol) pode-se transformar o número de moles em gramas, obtendo-se assim o título (T – g/L 
ou mg/mL) do soluto na solução. 
 
T (g/L) = M (mol/L) x M.M. (g/mol) 
 
ou 
 
T (mg/mL) = M (mmol/mL) x M.M. (mg/mmol) 
 
 19
(b) %(m/v) 
 
 
Dividindo-se o título por 10 pode-se calcular a % (m/v), já que a %(m/V) é a massa de soluto 
em 100 mL de solução, enquanto que o título é a massa do soluto em 1000 mL (1L) de solução. 
 
(c) partes por milhão (ppm) 
Multiplicando-seo Título por 1000, obtém-se ppm, que é mg soluto em 1 L de solução. Esta 
multiplicação por 1000 nada mais é que 1g = 1000 mg. 
 
 
(d) %(m/v) a partir de %(m/m) 
A %(m/m) é massa de soluto em gramas por 100 gramas de solução. Esta unidade não é útil 
quando se quer medir um volume, pois não se sabe que massa de soluto está contida em um 
volume específico. Porém, medindo-se um certo volume, como por exemplo, 1,0 mL, dessa 
solução e pesando-a, tem-se a densidade (d) da solução, ou seja, tem-se a massa em grama 
por cada mL de solução. 
 
 
 
 
 
OBSERVAÇÃO: No desenvolvimento de todos os cálculos estequiométricos deve-se escrever, 
sempre, as respectivas unidades para evitar erros na expressão final do resultado. 
 
%(m/v) (g/100 mL) = _T(g/L) 
 10 
ppm (mg/L) = T (g/L) x 1000 (mg/g) 
% (m/v) =% (m/m) xd 
 (g soluto/100 mL solução) = (g soluto/100g solução) x (g solução/mL solução) 
 
 20
8 CÁLCULO DA RAZÃO ESTEQUIOMÉTRICA 
Deve-se fazer uma importante distinção entre: número de mol (n) e massa molar 
(g/mol). O número de mol (n) é uma medida química de quantidade, que varia de amostra 
para amostra durante uma quantificação. A Massa Molar (g/mol) é uma unidade característica 
de cada substância química que independe da quantidade medida. Ela é calculada a partir do 
somatório das massas atômicas de cada elemento no composto químico e seus valores 
encontram-se discriminados na tabela periódica. 
Exemplo: 1 MnO4
- + 5 Fe2+ + 8 H+ === Mn2+ + Fe3+ + 4 H2O 
 nMnO4-/nFe2+= 1/5 
Assim: nMnO4- = 1/5 nFe2+
 ou nFe2+ = 5 
 nMnO4- 
 
 
Logo: 
 
 
Observações: 
1- A concentração molar do permanganato será 1/5 da concentração molar do Fe(II) porque o 
número de mol (n) de permanganto é 1/5 do número de mol (n) do Fe(II). 
2- A concentração molar do Fe(II) será 5 vezes a concentração molar do permanganato porque 
o número de mol (n) de Fe(II) é 5 vezes o número de mol (n) do permanganto. 
 
9 DILUIÇÃO DE UMA SOLUÇÃO – FATOR DE DILUIÇÃO 
Muitas vezes a amostra desconhecida a ser analisada possui uma concentração muito 
mais elevada que a concentração do titulante usado. Isto implica em erro na determinação, ou 
seja, quando se aplica MVtitulante = MVtitulado, o volume de titulante gasto será tão maior quanto 
mais concentrada for a amostra. Logo, tecnicamente, encher várias vezes a bureta poderá 
acarretar em erro na medida do volume de titulante e, consequentemente no cálculo da 
concentração exata da amostra em questão. 
Quando isto ocorrer o ideal é realizar uma diluição na amostra desconhecida. Esta diluição será 
feita levando em conta as concentrações do titulante e da amostra em questão, e dela sairá 
um fator, denominado fator de diluição (F) que será calculado com a finalidade da 
MV)MnO4- = 1/5(MV)Fe2+
 
ou 
5(MV)MnO4
- = (MV)Fe2+ 
 
 21
concentração da amostra, após diluição, se tornar aproximadamente igual à concentração do 
titulante. Este fator será utilizado nos cálculos para o acerto da concentração real da amostra. 
 
EXEMPLO 1: Calcular a nova concentração ao se pipetar 10,00 mL de uma solução 0,2 mol/L de 
HCl para um balão volumétrico de 100,00 mL e completar o volume do balão com água 
destilada. Se esta solução foi diluída, Qual será o fator de diluição? 
R: A solução foi diluída. Observando-se o volume tem-se que a diluição foi de 10 para 100. 
Guardando as devidas proporções, foi feita uma diluição de 1 para 10. Assim, o fator de 
diluição calculado será Vfinal(solução diluída)/Vinicial (solução concentrada)=F=100/10=10 
Em função da concentração molar inicial (amostra concentrada) e final (amostra diluída) da 
solução tem-se que: se houve diluição a concentração final é menor que a inicial. Assim, se o 
fator de diluição foi 10, a concentração molar final é 10 menor que a concentração molar 
inicial da solução. Provando essa afirmação tem-se: 
(MV)inicial = (MV)final ou (MV)concentrado = (MV)diluído 
M*10,00 mL = 0,2milimo/mL*100,00mL M = 0,02 milimol/mL 
Se a concentração inicial era 0,2 mol/L e a final é 0,02 mol/L, basta dividir a concentração 
inicial pela final para se ter o fator de diluição, F = 10. 
 
 
Observação 1: Se o fator é dado para se ter a concentração inicial, basta multiplicar a 
concentração final por F. 
Observação 2: Se o fator é dado para se ter a concentração final, basta dividir a concentração 
inicial por F. 
 
EXEMPLO 2: Ao se pipetar 5,00 mL de uma solução 0,2 mol/L de HCl para um balão 
volumétrico de 100,00 mL e completar o volume do balão com água destilada, tem-se uma 
solução 20 vezes mais diluída, isto é, com um fator de diluição igual a 20 (F = 20). Por quê? 
Qual a nova concentração da solução diluída de HCl? 
R: Para calcular a concentração da solução diluída de HCl pode-se dividir a concentração inicial 
pelo fator de diluição (lembrar que, quando há diluição, ou seja, adição de água, a 
concentração da solução final diminui). 
Cincial/Cfinal = F 
 
 22
Pode também aplicar: (MV)concentrado = (MV)diluído 
Assim: M diluído = 0,2(mol/L)/20 M diluído = 0,01 mol/L 
ou 
0,2 milimol/mLx5,00 mL = Mx100,00 mL M = 0,01 milimol/mL 
 
EXEMPLO 3: 
(a) Como preparar 500,00 mL de uma solução 1:20 partindo de uma solução 2 mol/L de NaOH? 
(b) Qual será a concentração da nova solução? 
Observação: Diluição 1:20 é uma outra forma de expressar o fator de diluição. Significa que 
para cada 1 parte de concentrado tem-se 20 partes de solução diluída, ou seja, F = 20. 
R: Então: 1 mL concentrada ---------- 20 mL diluída 
 X ------------- 500,00 mL diluída 
 X = 25,00 mL concentrada 
R: Pipeta-se 25,00 mL da solução 2 mol/L para balão volumétrico de 500,00mL e completa-se o 
volume com água destilada. Homogeneizar. 
 
b) (MV)concentrado= (MV)diluído 
2milimol/mLx25,00mL = Mdiluídox500,00mL 
 Mdiluído = 0,1 milimol/mL 
 
Observação: 
1- Esse raciocínio pode ser realizado com qualquer tipo de concentração, tal como título (g/L), 
%(m/V), ppm (mg/L),etc. 
2- Em uma diluição considera-se a amostra como a solução concentrada. Ao adicionar água à 
amostra a solução final é a solução diluída. Assim, o volume da solução diluída é maior que o 
volume da solução concentrada; com relação à concentração é o inverso, ou seja, a 
concentração da solução diluída é menor que a concentração da amostra. 
3- mmol/mL = mol/L 
4- g/L = mg/mL 
 
 23
I – AULAS EXPERIMENTAIS/CONSIDERAÇÕES 
 
1 – APRESENTAÇÃO E MANIPULAÇÃO DO MATERIAL DE LABORATÓRIO 
 
1.1 – OBJETIVO 
 
Aprender a utilizar, manipular e limpar as vidrarias mais comuns utilizadas em um laboratório 
de Química Analítica. 
 
1.2 – APRESENTAÇÃO E MANIPULAÇÃO DO MATERIAL DE LABORATÓRIO E SUA 
MANIPULAÇÃO 
 
O conteúdo inicial deste capítulo deve ser lido com interesse, pois contém informações 
importantes de como funciona o laboratório de Química Analítica assim como um breve 
resumo de estequiometria e transformação de unidades. 
A apresentação de todo o material de laboratório que será utilizado no curso, de sua 
manipulação e limpeza está resumida na introdução (item V). 
 
1.2.1 – Material Principal 
 
Sugere-se que os alunos sejam divididos em grupos de 2 alunos cada, para um melhor 
aproveitamento das aulas e aprendizado nas divisões das tarefas e responsabilidades. De 
modo geral, com pequenas variações em algumas práticas, o material utilizado é o seguinte: 
- Bureta volumétrica de 50,00 mL (1 unidade). 
- Pipeta volumétrica de 10,00 mL (1 unidade) e de 25,00 mL (1 unidade). 
- Erlenmeyer de 250 mL (2 unidades). 
- Bécher de 50 ou 100 mL (1 unidade) e de400 mL (1 unidade). 
- Proveta graduada de 50,0 ou 100 mL (1 unidade). 
- Pipeta graduada de 10,0 mL (1 unidade). 
- Bastão de vidro (1 unidade). 
- Bico de Bunsen, tripé e tela de amianto. 
- Suporte para bureta. 
 
 
 
 24
1.2.2 – Recepção do Material 
 
a) Ao lhe ser designada uma bancada no laboratório, conferir o material recebido com o 
constante da relação fornecida. 
b) Verificar se o material está em boas condições de uso, observando, particularmente, a 
presença de fraturas ou rachaduras, se as pontas das pipetas e da bureta estão perfeitas e se a 
torneira da bureta possui boa adaptação ao seu orifício, vedando o escoamento da água. 
c) Fazer uma lista do material constante na bancada e das condições desse material. 
 
1.2.3 – Limpeza do Material 
 
a) Verificar a limpeza da vidraria. 
b) Lavar com detergente e água fria da torneira. 
c) Verificar de novo a limpeza da vidraria. Se for necessário, lavar com solução detergente 
aquecida. 
 
 Observação 1: Jamais guardar vidraria suja. Todos os instrumentos volumétricos utilizados em 
uma análise quantitativa devem estar perfeitamente limpos antes de sua utilização, a fim de 
possibilitar a realização de análises dentro dos limites de confiança permitidos. A presença de 
quaisquer impurezas aderentes nas paredes internas dessas vidrarias pode introduzir erros no 
resultado final da análise. Logo, todo material deve ser lavado imediatamente após seu uso. 
 
Determinadas soluções ou seus resíduos e precipitados, normalmente reagem com o vidro e a 
porcelana ao ficarem em contato por um determinado tempo com recipientes de porcelana ou 
de vidro, sendo atacados, desgastados e alterados quanto a sua capacidade. Além disso, os 
instrumentos volumétricos devem estar totalmente isentos de partículas gordurosas, pois sua 
presença provoca a retenção do líquido sob a forma de gotículas nas paredes dos recipientes, 
impedindo escoamento completo do líquido. 
 
Observação 2: O instrumento volumétrico é dado como limpo ao se verificar que a água 
destilada escorre uniformemente por suas paredes internas, indicando a ausência de 
quaisquer resíduos. Se forem detectadas películas não uniformes de água ou gotículas 
aderentes nas paredes internas do instrumento, torna-se necessário limpá-lo com mais 
cuidado e atenção. Para esta verificação encha o instrumento com água destilada e observe. 
 
 
 25
 
1.3 – PARTE EXPERIMENTAL 
1.3.1 – Vidraria (Ver ítem 1) 
 Apresentação da vidraria. 
 Finalidade da cada vidraria. 
 Limpeza da vidraria. 
 Manipulação da vidraria. 
 Manuseio da vidraria. 
 
1.3.2 – Titulação – conceitos (ver ítem 2) 
 Titulante/Titulado. 
 Ponto estequiométrico/Ponto final da titulação. 
 Indicador. 
 Padronização. 
 Padrão primário/Padrão secundário. 
 
 
3.3 – Relatório 
 
(a) Fazer um resumo sobre a finalidade, a limpeza e os cuidados que se deve ter com as 
vidrarias, destacando aquelas de precisão. 
(b) Fazer um resumo sobre titulação, tomando como exemplo uma reação ácido-base; 
destacar todos os detalhes dessa titulação. 
(c) Responder a diferença nesses termos: “não rinsar o erlenmeyer” e “não rinsar a proveta”. 
 
OBSERVAÇÃO: O relatório deve ser escrito a mão, em letra legível.