Volumetria de Complexação

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Universidade do Sul de Santa Catarina Data: 13/11/2018 
Volumetria de Complexação 
Alexandra Petry (IC)1, Daniela Borges Gonçalves (IC)2, Kelly Cristina Caetano (IC)3, Tatiane Silva de 
Oliveira (IC)4, Vinícios Pinheiro Fernandes (IC)5, Daiana Cardoso de Oliveira (PS)6 
Palavras-chave: Agente quelante, cálcio, EDTA, indicador metalcrômico, leite em pó, medicamento.
 
Introdução 
Segundo Ohlweiler (1981), a titulometria 
com formação de complexos ou complexometria 
baseia-se em reações que envolvem um íon 
metálico M e um agente ligante L com formação 
de um complexo suficientemente estável. O caso 
mais simples é o de uma reação que original um 
complexo do tipo 1:1. 
𝑀 + 𝐿 ⇋ 𝑀𝐿 
Além da formação do complexo com base 
em um ligante mono dentado, também é possível 
fazer o mesmo a partir de um ligante que tenha 
mais de um sítio de ligação para um íon metálico. 
Esse segundo tipo de ligante é conhecido como 
agente quelante. Essa ligação exige que o ligante 
contenha dois ou mais átomos que tenham um par 
de elétrons não compartilhados (por exemplo, dois 
átomos de nitrogênio ou oxigênio), sendo esses 
dois átomos separados por, pelo menos, dois ou 
três grupos -𝐶𝐻 2-. Esses grupos permitem que 
ambos os átomos com elétrons não 
compartilhados atinjam o íon metálico e se liguem 
a ele ao mesmo tempo, produzindo uma estrutura 
estável no formato de um anel, normalmente com 
cinco ou seis átomos em seu interior (HAGE, 
CARR, 2011). 
Um ligante que possui um único grupo 
doador de elétrons, como a amônia, é chamado de 
unidentado (dente único), enquanto aquele, como 
a glicina, que possui dois grupos disponíveis para 
ligações covalentes, é dito bidentado. Agentes 
quelantes tridentados, tetradentados, 
pentadentados e hexadentados são também 
conhecidos (SKOOG et al., 2006). 
O ligante EDTA é sem dúvida o mais 
importante para as titulações complexométricas. 
Ele pode ser considerado um ligante 
hexadentado, ligando-se através de seus quatro 
grupos carboxílicos e dos dois átomos de 
nitrogênio. O mais importante, entretanto, é que o 
EDTA sempre reage com íons metálicos na razão 
molar 1:1, provavelmente devido ao grande 
volume do ligante que gera impedimento espacial. 
Todos os complexos formados são solúveis em 
água e a maioria deles são incolores ou levemente 
coloridos (BACCAN et. al, 2001). 
Para Vogel (2002), o sucesso de uma 
titulação com EDTA depende da determinação 
exata do ponto final. O procedimento mais comum 
empregados indicadores de íons de metais. Para 
poder ser utilizado na detecção visual dos pontos 
finais, um indicador de íons metais deve satisfazer 
os seguintes critérios: 
I. a reação que provoca a mudança de cor 
deve fazer com que a solução esteja 
fortemente colorida antes do ponto final, 
quando quase todo íon metálico está 
complexado com EDTA; 
II. a reação de cor deve ser específica ou, 
pelo menos, seletiva; 
III. o complexo do metal com o indicador deve 
ser razoavelmente estável porque, do 
contrário, a dissociação impede a 
observação de uma mudança de cor 
nítida. O complexo do metal com o 
indicador deve ser, entretanto, menos 
estável do que o complexo do metal-EDTA 
para assegurar que no ponto final os íons 
metálicos do complexo metal-indicador 
para o complexo metal-EDTA deve ser 
nítido e rápido; 
IV. o contraste de cor entre o indicador livre e 
o complexo metal-indicador deve poder 
ser observado facilmente; 
V. o indicador deve ser muito sensível aos 
íons metálicos (isto é, ao pM) de modo 
que a mudança de cor ocorra o mais perto 
possível do ponto de equivalência; 
VI. os requisitos anteriormente mencionados 
devem ser obedecidos no intervalo de pH 
no qual a titulação é conduzida. 
O cálcio é o mineral mais abundante no 
corpo humano sendo que a maior quantidade, 
cerca de 99% encontra-se nos ossos. Adultos 
sadios possuem cerca de 1.000 g a 1.300g deste 
mineral, podendo ainda ser encontrado no 
sangue, no fluido extracelular, no músculo e em 
tecidos (JUNIOR, 2013). 
Segundo Leonardi et al. (2011), conforme 
citado por Presotto (2014), o leite é um dos mais 
importantes alimentos, assim como também seus 
derivados, pois é a principal fonte de cálcio para o 
organismo, o qual consiste em um dos maiores 
aliados para prevenir e combater diversas 
doenças, como a osteoporose, por exemplo, 
doença que eleva a fragilidade e a porosidade, 
afetando principalmente idosos. O cálcio tem 
expressiva participação na formação e 
manutenção dos ossos e dos dentes, sendo 
imprescindível para o crescimento, atuando na 
coagulação sanguínea, na contração e 
relaxamento muscular, na transmissão de 
impulsos nervosos e atuando no ritmo cardíaco. 
Essas propriedades tornam esse mineral 
fundamental na alimentação diária, desde a 
infância até a terceira idade. 
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Por consequinte, o experimento tem por 
objetivo determinar a quantidade de cálcio 
presente em uma amostra de comprimido e 
determinar o teor de cálcio uma amostra de 2,0 g 
de leite em pó através de titulações de 
complexação; e comparar os valores obtidos com 
os valores esperados para cada amostra. 
Materiais e Métodos 
Foram utilizados todos os materiais 
contidos na tabela 1 junto com os reagentes da 
tabela 2. 
Tabela 1. Materiais utilizados. 
Materiais Capacidade Quantidade 
Balança 
analítica 
--- 1 
Balão 
Volumétrico 
100 mL 1 
Balão 
Volumétrico 
1000 mL 1 
Béquer 100 mL 1 
Béquer 50 mL 2 
Bureta 50 mL 1 
Erlenmeyer 250 mL 9 
Espátula --- 1 
Pêra de 
sucção 
--- 1 
Pipeta 
volumétrica 
1 mL 1 
Pipeta 
volumétrica 
10 mL 1 
Pipeta 
volumétrica 
25 mL 1 
Proveta 50 mL 1 
 
Tabela 2. Reagentes utilizados. 
Reagentes Quantidade 
Ácido clorídrico (HCl) Incerta 
Água deionizada ~1650 mL 
Água destilada Incerta 
Carbonato de cálcio 
(CaCO3) 
180 mg 
Cianeto de potássio 
(KCN) 
Incerta 
Cloreto de amônio 
(NH4Cl) 
64 g 
EDTA ~3,72 g 
Hidróxido de amônio 
(NH4OH) 
570 mL 
Leite em pó 6,0 g 
Mg- EDTA ~180 gotas 
Negro de Eriocromo T ~27 gotas 
Sal de Epsom 
(MgSO4.7H2O) 
~2,465 g 
Tampão amônio 120 mL 
 
Padronização do EDTA ±0,02M 
 Pesou-se 180 mg de CaCO3 p.a 
previamente dessecado e dissolvido num Becker 
utilizando a mínima quantidade de solução de HCl 
1:1. Evaporou-se até quase a secura redissolveu-
se em água destilada e foi transferido para um 
balão volumétrico de 100mL. Em seguida foi 
pipetado uma alíquota de 10mL desta solução. 
Acrescentou-se 15 mL de tampão amônio, 20 
gotas de solução Mg- EDTA, 3 - 4 gotas de Negro 
de Eriocromo T e titulou-se com a solução de 
EDTA. Adicionou-se na bureta a solução de EDTA 
±0,02M (contendo 7,44g/L). Procedeu-se a 
titulação até a coloração mudar para levemente 
Azul. Foi repetido o procedimento mais duas 
vezes. 
Análise do Cálcio em Medicamento 
 Dissolveu-se um comprimido e foi diluído 
em balão volumétrico 1000 mL com água 
deionizada. Pipetou-se alíquotas de 25 mL da 
amostra em três elernmeyers de 250 mL. 
Adicionou-se a cada alíquota 10 mL de tampão de 
amônio (pH=10), 20 gotas de Mg-EDTA e 5 gotas 
do indicador negro de eriocromo-T. Titulou-se com 
a solução padrão de EDTA até a mudança de cor 
vermelho-vinho para azul. Foi repetido o 
procedimento mais duas vezes. 
Análise de Cálcio no Leite em Pó 
 Pesou-se três amostras de 2,0g de leite 
em pó e transferiu-se quantitativamente cada 
porção para um erlenmeyer de 250mL. Foi 
dissolvido cada uma das amostras em 
aproximadamente 50mL de água deionizada. 
Adicionou-se 15mL do tampão de pH10 
(NH4OH/NH4Cl). Introduziu-se a seguir 20 gotas 
de uma solução de Mg-EDTA e titulou-se com o 
EDTA 0,02M usando Negro de Eriocromo como 
indicador, até o aparecimento da cor azul. 
Resultados e Discussões 
 A padronização do EDTA, realizada para 
determinar a concentração do seu soluto para 
então ser utilizada como solução-padrão, foi 
dissolvido o carbonato de cálcio com ácido 
clorídrico, pois o CaCO3 em meio ácido é marcada 
pela formação de um gás, o dióxido de 
carbono(CO2). 
CaCO3 + 2HCl <> CaCl2 + H2O + CO2 
 O indicador Negro de Eriocromo T é usado 
exclusivamente na faixa de pH entre 7 e 11. Assim, 
para se observar a mudança de cor com esse 
indicador o pH da solução deve estar entre 7 e 11, 
de modo que a cor azul do indicador domine 
quando o titulante “quebrar” o complexo vermelho 
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metal-Eriocromo T no ponto final. Por isso, a 
solução a ser titulada com EDTA foi tamponada 
com tampão amônio de pH 10, fazendo com que o 
pH permanecesse constante mesmo com a 
liberação de íons hidrogênio à medida que o 
complexo foi sendo formado. 
 Para visualização do ponto final da 
titulação, que segundo LENZI et.al. (2004) 
corresponde ao momento físico e químico em que 
o ponto de equivalência foi alcançado, foi utilizado 
o indicador Negro de Eriocromo T, que 
apresentava cor vermelha, e quando atingiu o 
ponto final apresentou cor azul. A mudança da 
coloração de vermelha para azul significou que os 
cátions metálicos que estavam na solução ligados 
ao indicador se separaram e formaram ligações 
mais estáveis com o EDTA. Isso significa que a 
quantidade de EDTA é proporcional à quantidade 
de cálcio e magnésio na solução. A ligação do 
titulante com os cátions são de proporção 1 para 
1. 
 A padronização da solução de EDTA foi 
realizada em triplicata. Os volumes gastos da 
bureta foram de 8,8 mL, 8,7 mL e 8,6 mL. 
Calculou-se então a concentração do EDTA: 
𝑀 =
𝑚
𝑚𝑜𝑙×𝑉
 𝑀 =
0,018
100×0,1
 𝑀 = 0,018
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
 
𝑀1𝑉1 = 𝑀2𝑉2 
𝑀1 × 8,8 = 0,018 × 10 
𝑀1 = 0,020
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
𝑀1𝑉1 = 𝑀2𝑉2 
𝑀1 × 8,7 = 0,018 × 10 
𝑀1 = 0,021
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
𝑀1𝑉1 = 𝑀2𝑉2 
𝑀1 × 8,6 = 0,018 × 10 
𝑀1 = 0,021
𝑚𝑜𝑙
𝐿
 
 
𝑀é𝑑𝑖𝑎: 0,021
𝑚𝑜𝑙
𝐿
± 5,77 × 10-4 
 
 Na análise de cálcio no comprimido, os 
volumes gastos da bureta foram 2,5 mL, 2,3 mL e 
novamente 2,3 mL. Calculou-se então a massa de 
cálcio presente na amostra: 
 
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) 
𝑛 = 0,021 × 0.0023 
𝑛 = 4,83 × 10-5 mol 
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) 
𝑛 = 0,021 × 0.0023 
𝑛 = 4,83 × 10-5 mol 
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) 
𝑛 = 0,021 × 0.0025 
𝑛 = 5,25 × 10-5 mol 
𝑛 =
𝑚
𝑚𝑜𝑙
 
4,83 × 10-5 =
𝑚
40
 𝑚 = 1,932 × 10-3 g = 1,932 𝑚𝑔 
4,83 × 10-5 =
𝑚
40
 𝑚 = 1,932 × 10-3 g = 1,932 𝑚𝑔 
5,25 × 10-5 =
𝑚
40
 𝑚 = 2,1 × 10-3 g = 2,1 𝑚𝑔 
 
 Como a amostra possuía 25 mL, calculou-
se por regra de três a quantidade em 1 L: 
1,932 mg ------- 25 mL 
x---------------- 1000 mL 
x= 77,28 mg de Ca+2 
1,932 mg ------- 25 mL 
x---------------- 1000 mL 
x= 77,28 mg de Ca+2 
2,1----------- ------- 25 mL 
x---------------- 1000 mL 
x= 84 mg de Ca+2 
 
𝑀é𝑑𝑖𝑎: 79,52 𝑚𝑔 ± 3,880 
 
 Segundo rótulo do medicamento, cada 
comprimido contém 500 mg de cálcio. A média dos 
resultados encontrados pela equipe foi de 79,52 
mg o que está bem abaixo do indicado. Acredita-
se que isso se deve ao fato do comprimido não ter 
sido completamente dissolvido, prejudicando 
assim o resultado. 
 
 Para a análise de cálcio no leite em pó, os 
volumes gastos da bureta foram 26,2 mL, 25,8 mL 
e 25 mL. Calculou-se então a massa de cálcio 
presente na amostra: 
 
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) 
𝑛 = 0,021 × 0,0262 
𝑛 = 5,502 × 10-4 mol 
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) 
𝑛 = 0,021 × 0,0258 
𝑛 = 5,418 × 10-4 mol 
𝑛 = 𝑀 × 𝑉(𝐿) 
𝑛 = 0,021 × 0,025 
𝑛 = 5,25 × 10-4 mol 
𝑛 =
𝑚
𝑚𝑜𝑙
 
5,502 × 10-4 =
𝑚
40
 𝑚 = 0,0220 g 
5,418 × 10-4 =
𝑚
40
 𝑚 = 0,0217 g 
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5,250 × 10-4 =
𝑚
40
 𝑚 = 0,0210 g 
 
 Fez-se por regra de três o cálculo da 
porcentagem de cálcio no leite em pó: 
2 g ----------- 100% 
0,0220------------x 
X= 1,1% 
2 g ----------- 100% 
0,0217------------x 
X= 1,09% 
2 g ----------- 100% 
0,0210------------x 
X= 1,05% 
 
𝑀é𝑑𝑖𝑎: 1,08% ± 0,0265 
 
 Segundo rótulo do leite em pó, 26 g de 
leite contém 0,246 g de Ca+2 com uma 
porcentagem de 0,0946%. A média dos resultados 
obtidos pela equipe foi de 1,08%, a qual é próxima 
da porcentagem esperada. 
Conclusões 
Por meio de uma análise complexométrica 
foi determinada a concentração de Ca2+ em uma 
amostra de leite em pó e em um comprimido 
utilizando a solução de EDTA preparada. O EDTA 
é usualmente padronizado contra uma solução de 
íons cálcio preparada pela dissolução de 
carbonato de cálcio puro e seco em ácido 
clorídrico e aquecimento até a ebulição para 
eliminar o dióxido de carbono resultante da 
reação. 
A concentração de cálcio no medicamento 
se mostrou inferior à contida no rótulo. No entanto, 
na análise do leite em pó a porcentagem é muito 
próxima do fornecido no rótulo. 
A escolha correta do indicador é de suma 
importância porque é ele que complexa uma 
fração equivalente de íons metálicos presentes na 
amostra. 
Desta forma pode-se concluir que a adição 
do tampão é essencial, pois não serve apenas 
para manter o pH ideal, e sim também como 
agente de complexação auxiliar, impedindo que o 
Mg2+ precipitasse. 
Referências 
BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. 
E. S.; BARONE, J. S. Química analítica 
quantitativa elementar. 3 ed. São Paulo: Editora 
Edgard Blücher Ltda., 2001 
 
HAGE, D. S.; CARR, J. D. Química analítica e 
análise quantitativa. 1 ed. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, 2011. 
 
JUNIOR, A. N. Mineral cálcio- o que devemos 
saber?, 2013. Disponível em: < http: 
//www.anfarmag.com.br/files/artigo-
tecnico/20130725 _102439_ 32380.pdf > Acesso 
em: 10 de novembro de 2018. 
 
LENZI, E.; FAVERO, L. O. B.; TANAKA, A. S.; 
FILHO, E. A. V.; SILVA, M. B. Química Geral 
Experimental. Rio de Janeiro: Freitas Bastos, 
2004. 
 
MENDHAM, J. ; DENNEY, R. C. ; BARNES, J. D.; 
THOMAS, M. J. K. VOGEL. Análise Química 
Quantitativa. 6 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. 
 
OHLWEILER, O. A. Química analítica 
quantitativa. 3 ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos 
e Científicos, 1981. 
 
PRESOTTO, G. G. Análise de cálcio em leite e 
derivados, 2014. Disponível em: < http: // conic-
semesp.org.br/anais/files/2014/trabalho-
100001812 >. Acesso em: 10 de novembro de 
2018. 
 
SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; 
CROUCH, S. R. Fundamentos de química 
analítica. 8 ed. São Paulo: Pioneira Thomson 
Learning, 200 
 
 
Universidade do Sul de Santa Catarina Data: 13/11/2018