Tópico 8- Titulação de Complexação

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Curso: Engenharia Ambiental 
 
Disciplina: Química Analítica 
 
 
TÓPICO 8 – TITULAÇÃO DE COMPLEXAÇÃO 
 
 
Profª. Drª. Elisandra Scapin 
2 
 TITULAÇÃO DE COMPLEXAÇÃO 
 
Reação de Complexação → o produto é um íon complexo 
solúvel 
 
O AgCl tem solubilidade muito baixa em água, de modo que, 
quando íons Ag+ em uma solução de AgNO3 são misturados 
com íons Cl- em uma solução de NaCl, precipita AgCl branco. 
↓pp 
Se NH3 for adicionada ao pp, este se dissolve, formando 
uma solução incolor. 
Ag+(aq) Cl-(aq) AgCl(S)
3 
Cada íon prata foi complexado pelas duas moléculas 
de NH3 → complexação e o NH3 é o agente 
complexante. 
 
Ocorre a formação de um cátion muito estável → 
Ag(NH3)2
+ → íon complexo 
 
AgCl(S) +2NH3(aq) Ag(NH3)2
+
(aq) + Cl
-
(aq)
4 
A hidratação pode ser considerada um tipo de 
complexação no qual moléculas de água atuam como 
ligantes. 
Cr3+(aq) 6H2O Cr(H2O)6
3+
(aq)
A formação de um complexo pode ser explicada como uma 
ilustração do comportamento ácido-base de Lewis. 
 
Ex.: íons cobre é complexado por quatro ligantes amônia 
Cu2+(aq) 4NH3(aq) Cu(NH3)4
2+
(aq) +
O Cu2+ atua como ácido de Lewis e NH3 como uma base 
de Lewis. 
5 
COMPLEXOS METAL-QUELATO 
 
Os íons metálicos são ácidos de Lewis - receptores de pares de 
elétrons. 
 
Os ligantes podem ser tanto ânions como moléculas neutras. 
 
Em qualquer caso, os ligantes são bases de Lewis, ou seja, 
contém pelo menos um átomo com um ou mais pares isolados 
(não-compartilhados) de elétrons. 
 
Ânions que atuam como ligantes: íons simples monoatômicos, tais 
como os íons halogeneto (F-, Cl-, Br- e I-) e sulfeto (S2-). 
 
Ânions poliatômicos comuns que atuam como ligantes: íons nitrito 
(NO2
-), cianeto (CN-), hidróxido (OH-), tiocianato (SCN-) e 
tiossulfato (S2O3
2-). 
6 
A molécula neutra mais comum que atua como ligante é a H2O, e 
a maioria das reações dos íons metálicos em solução aquosa é, 
na verdade, reações de seus íons complexos — íons nos quais o 
metal está ligado a um certo número de moléculas de água. 
 
Todavia, esse número nem sempre é o mesmo. 
 
Ex.: 
O íon Cu(II) - forma o íon complexo Cu(H2O)4
2+, 
 
O íon Co(II) - forma o íon complexo Co(H2O)6
2+. 
 
Cor do íon Co(II) em sais hexaidratados. O íon 
Co(H2O)6
2+ é rosa e transmite sua cor tanto aos 
cristais como a uma solução aquosa de CoCl2 · 
6H2O. (Michael Watson.) 
7 
As cores dos íons complexos dependem da natureza dos ligantes. Cada uma 
dessas soluções de coloração brilhante contém um íon complexo de Co3+. A 
variedade de cores advém dos diferentes ligantes (moléculas ou ânions) unidos ao 
íon cobalto nos complexos. (Michael Watson.) 
Cores diferentes formadas por complexos de Cobalto (III) 
8 
Outro ligante neutro comum é a amônia, 
NH3. 
 
Ex.: Se for adicionada NH3 a uma solução 
aquosa que contenha o íon Ni(H2O)6
2+, a cor 
muda do verde para o azul. 
Ligantes que empregam apenas um átomo para se ligar a 
um íon metálico são chamados de ligantes monodentados. 
 
Ex.: O cianeto (CN-) é um ligante monodentado - porque se 
liga a um íon metálico através de apenas um átomo (o C). 
9 
ligante multidentado ou ligante quelante: ligante que se 
liga a um íon metálico valendo-se de mais de um átomo 
ligante. 
 
Quando formam complexos, ambos os átomos doadores 
ligam-se ao mesmo íon metálico. 
 
Os mais comuns deles têm 2 átomos doadores, sendo 
chamados ligantes bidentados. 
 
Ex.: O íon oxalato e a etilenodiamina. 
 
10 
Um ligante tetradentado é o ATP, que se liga a íons metálicos 
divalentes (como Mg2+, Mn2+, Co2+ e Ni2+) através de quatro das 
seis posições de coordenação. 
 (a) Estrutura do trifosfato de adenosina (ATP), com os átomos ligantes coloridos. (b) Possível estrutura de 
um complexo metal-ATP; o metal M possui 4 ligações com o ATP e 2 ligações com ligantes H2O. 
11 
Os ácidos aminocarboxílicos são agentes quelantes 
sintéticos comuns. 
 
Os átomos de N e os átomos de O do carboxilato são os 
átomos ligantes potenciais nessas moléculas. 
 
Quando esses átomos se ligam a um íon metálico, os 
átomos ligantes perdem seus prótons. 
 
Uma titulação baseada na formação de complexos 
– titulação complexométrica. 
12 
Alguns ligantes formam fortes complexos 1:1 com todos os íons 
metálicos, exceto íons monovalentes como Li+, Na+ e K+. 
A estequiometria é 1:1 independente da carga do íon. 
(2:1) 
13 
A constante de 
equilíbrio da 
reação do metal 
com um ligante 
é – constante 
de formação (Kf) 
ou constante de 
estabilidade. 
 Estrutura do íon Fe(NTA)2
3– no sal Na3[Fe(NTA)2] · 5H2O. O 
ligante da direita liga-se ao Fe por meio de 3 átomos de O) e 
um átomo de N. O outro ligante se liga por 2 átomos de O e 
um átomo de N . O terceiro grupo carboxila presente não se 
encontra coordenado. O átomo de Fe é heptacoordenado. [De 
W. Clegg, A. K. Powell e M. J. Ware, “Structure of 
Na3[Fe(NTA)2] · 5H2O”, Acta Crystallogr. 1984, C40, 1822.] 
14 
Cu(EDTA)2- 
 Estrutura do Fe(DTPA)2−, encontrado no sal Na2[Fe(DTPA)]·2H2O. A geometria de coordenação bipirâmide 
pentagonal heptacoordenada do átomo de ferro envolve três átomos de N e dois átomos de O ligantes no plano 
equatorial (linhas tracejadas) e dois átomos de O ligantes axiais. As distâncias de ligação axial Fe– O são de 11 
a 19 pm menores que as distâncias das ligações equatoriais Fe– O, localizadas em um ambiente de 
coordenação mais agregado. Um dos grupos carboxílicos do ligante não se encontra coordenado. [De D. C. 
Finnen, A. A. Pinkerton, W. R. Dunham, R. H. Sands e M. O. Funk, Jr., “Structures and Spectroscopic 
Characterization of Fe(III)-DTPA Complexes”, Inorg. Chem. 1991, 30, 3960.] 
15 
EFEITO QUELANTE: habilidade dos ligantes multidentados de 
formar complexos metálicos mais estáveis que os formados por 
ligantes monodentados similares. 
 
Ex.: a reação do Cd2+ com 2 moléculas de etilenodiamino é mais 
favorável que a sua reação com 4 moléculas de metilamina. 
16 
O efeito quelante pode ser entendido pela termodinâmica. 
 
As duas tendências que conduzem uma reação química são a 
diminuição da entalpia (ΔH negativo, liberação de energia) e o 
aumento da entropia (ΔS positivo, maior desordem). 
 
No exemplo do Cd2+, 4 ligações Cd-N são formadas, e o ΔH é 
quase o mesmo para ambas as reações. 
 
A reação entre o Cd2+ e o etilenodiamino representa a união 
de 3 moléculas, enquanto a reação entre Cd2+ e a metilamina 
representa a união de 5 moléculas. 
 
Na última é criada mais ordem e, se a ΔH de cada reação é 
quase a mesma, a ΔS favorecerá a primeira reação. 
17 
EDTA 
 
O EDTA (ácido etilenodiaminotetacético) é, sem dúvida, o 
quelante mais usado em química analítica. 
 
Por titulação direta ou seqüência de reações indiretas, 
praticamente todos os elementos da tabela periódica podem 
ser analisados com EDTA. 
 
O EDTA é um sistema hexaprótico, designado por H6Y
2+. 
Os átomos de hidrogênio marcados são os mesmos que se 
perdem na formação de complexos metálicos. 
18 
O EDTA forma complexos estáveis, na proporção de 1:1, com a maioria dos íons metálicos. A 
complexação se faz através dos quatro átomos de oxigênio e dos dois átomos de nitrogênio. A 
geometria hexaco-cordenada do Mn2+-EDTA, encontrada no composto KMnEDTA · 2H2O, foi 
determinada por cristalografia de raios X. [J. Stein, J. P. Fackler, Jr., G. J. McClune, J. A. Fee e L. 
T. Chan, “Reactions of Mn-EDTA and MnCyDTA Complexes with O–2: X-Ray Structure of 
KMnEDTA·2H2O”, Inorg. Chem. 1979, 18, 3511.] 
19 
Diagrama de composição fracionária para o EDTA. 
20 
Modelo Molecular do EDTA (H6Y
2+) 
Modelo Molecular de zwitterion H5Y
+ 
Modelo Molecular de zwitterion H4Y 
21 
Modelo Molecular de zwitterion H3Y
- 
Modelo Molecular de zwitterion H2Y
2- 
Modelo Molecular de zwitterionHY3- 
Modelo Molecular de zwitterion Y4- 
22 
COMPLEXOS DE EDTA COM ÍONS METÁLICOS 
As soluções de EDTA são particularmente úteis como titulantes 
porque o EDTA combina com os íons metálicos na proporção 1:1 não 
importando a carga do íon. 
 
Ex.: 
23 
A constante de formação, Kf, do complexo metal-EDTA é a 
constante de equilíbrio para a reação: 
 
 
 
 
 
 
As constantes de formação para a maioria dos complexos de 
EDTA são muito grandes e tendem a ser maiores para cátions 
com maior carga positiva. 
 
Em muitos complexos, o EDTA envolve o íon metálico formando 
uma espécie hexacoordenada. 
Constante de Formação: M
2+ + Y4- MYn-4
Kf = 
[MYn-4]
[ Mn+] [Y4-]
Mn+ 
24 
A formação do Ni(CN)4
2- é típica no sentido de que ocorre em etapas. 
As constantes de formação parciais são representadas por K1, K2 e 
assim por diante. 
25 
26 
Constante de Formação Condicional: 
 
A constante de formação descreve a reação entre Y4- e o íon 
metálico. 
 
As espécies HY3-, H2Y
2- e assim por diante 
predominam em pH baixo. 
 
É útil expressar a fração de EDTA livre na 
forma Y4- para dar: 
 
[Y4-] = Y
4- [EDTA] 
27 
A constante de equilíbrio para a reação do EDTA é: 
 
 
 
 
Se o pH é fixado por um tampão, então Y
4- é uma constante 
que pode ser combinada com Kf: 
 
 
 
 
 
O número K’f = (Y
4-)Kf descreve a formação de MYn-4 em 
qualquer valor de pH. 
28 
A constante de formação condicional nos permite olhar para a 
formação do complexo de EDTA como se o EDTA não-
complexado estivesse todo na forma: 
Atenção: A constante de formação condicional K’f (ou KMY 
dependendo do livro) é a constante somente para o pH no qual 
Y
4- é aplicável. 
Exemplo: Calcular a concentração molar de Y4- em uma solução 
0,020 mol/L de EDTA tamponada em pH 10,00. 
 
Em pH 10,00 αY
4- é 0,30 logo: 
[Y4-] = (Y
4-)[EDTA] = 0,30 x 0,020 = 6,00 x 10-3 mol.L-1 
29 
A constante de formação para o FeY- é 1025,1 = 1,3 x 1025. Calcule a 
concentração de Fe3+ livre em uma solução 0,10M de FeY- em pH 4,00 e 
em pH 1,00. 
Resolvendo: em pH 4,00, tem x = [Fe3+] = 1,42 x 10-9M 
 em pH 1,00, tem x = [Fe3+] = 6,32 x 10-5M 
30 
31 
32 
33 
CURVAS DE TITULAÇÃO COM EDTA 
 
Em uma titulação com EDTA, o interesse é encontrar a 
concentração do cátion em função da quantidade de EDTA 
adicionado. 
 
Região 1: antes do ponto de equivalência: 
 
Nesta região há um excesso de Mn+ em solução após o EDTA 
ter sido consumido. 
 
A concentração do íon metálico livre é igual à concentração 
do excesso, Mn+, que não reagiu. 
 
A dissociação de MYn-4 é desprezível. 
34 
Região 2: no ponto de equivalência: 
 
Há exatamente a mesma quantidade de EDTA e de metal em 
solução. 
 
Podemos considerar como se a solução tivesse sido feita pela 
dissolução de MYn-4 puro. 
 
Algum Mn+ livre é gerado pela fraca dissociação de MYn-4: 
 
 
 
Nesta reação, o EDTA refere-se à concentração total de EDTA 
livre em todas as suas formas. 
 
No ponto de equivalência: [Mn+]=[EDTA] 
MYn-4 Mn+ + EDTA
35 
Região 3: após o ponto de 
equivalência: 
 
há um excesso de EDTA, e 
praticamente todo o íon 
metálico está na forma de 
MYn-4. 
 
A concentração de EDTA livre 
pode ser igualada à 
concentração de excesso de 
EDTA adicionado após o 
ponto de equivalência. 
As três regiões em uma curva de titulação com 
EDTA. A figura exemplifica a reação de 50,0 
mL de uma solução de Mn+ 0,050 0 M com 
uma solução de EDTA 0,050 0 M, supondo que 
Kf ’ = 1,15 × 1016. A concentração de Mn+ 
livre decresce à medida que a titulação avança. 
36 
Como Kf é grande, é razoável dizer que a reação é 
completa em cada adição de titulante. 
Ex.: calcular a forma da curva de titulação para a reação 
de 50,00 mL de uma solução de Mg2+ 0,05M (tamponada 
em pH 10) com uma solução 0,050 M de EDTA: 
O volume de equivalência é 50,00 mL e 
37 
Região 1: Antes do Ponto de Equivalência 
 
A) adição de 5 mL de solução de EDTA. 
 
Como o ponto de equivalência é 50,00 mL, um décimo de Mg2+ 
serão consumidos: 
De maneira semelhante podemos calcular pMg2+ para 
qualquer volume de EDTA menor que 50,00 mL. 
38 
B) Região 2: No Ponto de Equivalência 
 
Praticamente todo o metal está na forma MgY2-. 
 
Se a dissociação é desprezível, a concentração de MgY2- é igual 
à concentração original de Mg2+, com correção para a diluição. 
39 
A concentração de Mg2+ livre é baixa e desconhecida. 
Assim: 
40 
Região 3: Depois do Ponto de Equivalência 
Praticamente todo o metal está na forma MgY2- e há um excesso de 
EDTA sem reagir. Ex.: após a adição de 51,0 mL , há um excesso 
de 1,00 mL de EDTA. 
41 
42 
43 
Concentração de Cátion em Solução de EDTA 
44 
45 
INDICADORES DE ÍONS METÁLICOS 
 
A técnica mais comum para detectar o ponto final em titulações 
com EDTA é usar um indicador de íons metálicos. 
 
Alternativas incluem um eletrodo de mercúrio e um eletrodo 
íon-seletivo. 
 
Um eletrodo de pH irá seguir o curso da titulação em solução 
não-tamponada, porque H2Y
2- libera 2H+ quando forma um 
complexo metálico. 
 
Um indicador de íons metálicos é um composto cuja cor muda 
quando ele se liga a um íon metálico. 
Para um indicador ser utilizável, ele deverá ligar-se ao metal 
menos fortemente que o EDTA faz. 
 
Ex.: titulação de Mg2+ com EDTA , usando negro de Eriocromo T 
como indicador 
MgIn + EDTA MgEDTA + In
vermelho incolor incolor azul
A maioria dos indicadores de íons metálicos é também 
indicador ácido-base. 
 
Como a cor do indicador livre é dependente do pH, a maioria 
dos indicadores pode ser usada apenas em certas faixas de pH. 
46 
47 
- Soluções de azo-indicadores deterioram-se rapidamente 
e devem ser preparadas a cada semana. 
 
- Soluções de murexida devem ser preparadas 
diariamente. 
 
- Para um indicador ser usado em uma titulação de um 
metal com EDTA, o indicador deverá liberar seu íon 
metálico para o EDTA. 
 
- Se um metal não se dissocia livremente de um indicador, 
diz-se que o metal bloqueou o indicador. 
 
- O negro de Eriocromo T é bloqueado por Cu2+, Ni2+, Co2+, 
Cr3+, Fe3+ e Al3+ . 
N N
O comportamento ácido-básico do negro de Eriocromo T é 
descrito pelas equações: 
H2O + H2In
-  HIn2- + H3O
+ K1 = 5 x 10
-7 
 vermelho azul 
H2O + H2In
2-  In3- + H3O
+ K2 = 5 x 10
-12 
 azul laranja 
Os complexos de negro de Eriocromo T são geralmente 
vermelhos, assim como o H2In
- . 
Na detecção de íons metálicos é necessário 
ajustar o pH para 7 ou acima para que a 
forma da espécie azul predomine na 
ausência de íon metálico. 
48 
Até o ponto de equivalência o indicador complexa o excesso do 
íon metálico e a solução é vermelha. 
 
Com o primeiro excesso de EDTA, a solução torna-se azul 
devido a reação: 
 
MIn- + HY3-  HIn2- + HY2- 
 vermelho azul 
 
Uma limitação do negro de Eriocromo T é que suas soluções se 
decompõem lentamente quando armazenadas. 
 
Uma alternativa é o uso solução de calmagita, um indicador que 
para todos os propósitos apresenta comportamento idêntico ao 
do negro de Eriocromo T, mas não sofre decomposição. 
49 
50 
 Indicadores mais comuns para íons metálicos 
51 
1. TITULAÇÃO DIRETA 
 
O constituinte é titulado com uma solução 
padrão de EDTA. 
 
O titulado é tamponado a um pH no qual a Kf 
para o complexo metal-EDTA é grande e a 
cor do indicador livre é distinta da cor do 
complexo metal-indicador. 
 
Um agente de complexação auxiliar – ex.: 
NH3, tartarato, citrato ou trietanolamina – 
pode ser empregado pra evitar que o íon 
metálico forme precipitado na ausência de 
EDTA. 
TÉCNICAS DE TITULAÇÃO COM EDTA 
EDTA 
É Tamponado 
Mn+ 
Agente de 
complexação 
52 
Ex.: a titulação direta de Pb2+ é feita em tampão amoniacal 
em pH 10 na presença de tartarato, o qualcomplexa o íon 
metálico e não permite que Pb(OH)2 precipite. 
 
O complexo Pb-tartarato deverá ser menos estável que o 
complexo chumbo-EDTA, ou a titulação não será exequível. 
 
2. TITULAÇÃO DE RETORNO 
 
Um excesso conhecido de uma solução de EDTA é 
adicionado ao titulado. 
 
O excesso de EDTA é então titulado com uma solução 
padrão de um segundo íon metálico. 
53 
É útil quando o titulado precipita na 
ausência de EDTA, se ele reage 
muito lentamente com o EDTA sob 
as condições de titulação ou se ele 
bloqueia o indicador. 
 
O íon metálico usado na titulação de 
retorno não deve deslocar o 
complexo formado pelo íon metálico 
em análise com EDTA. 
 
A titulação de retorno com EDTA 
evita a precipitação do constituinte 
em análise. 
2º Metal 
EDTA 
(qtidade 
exata) 
1º Metal 
54 
Ex.: O Al3+ precipita como Al(OH)3 em 
pH 7 na ausência de EDTA. 
 
Uma solução ácida de Al3+ pode ser 
tratada com um excesso de EDTA, 
ajustado o pH para 7-8 com 
CH3COONa, e aquecido à ebulição para 
garantir a complexação completa do íon 
estável e solúvel Al(EDTA)-. 
 
A solução é então resfriada; adiciona-se 
o indicador negro de Eriocromo T; 
 
A titulação de retorno então é feita com 
solução-padrão de Zn2+. 
Zn2+ 
EDTA 
Al3+ 
Eriocromo T 
 
Em pH 7-8 
55 
Exercício Titulação de Retorno: 
Uma solução contendo 25 mL de Ni2+ em HCl diluído é tratada com 25 
mL de uma solução de Na2EDTA 0,050 M. A solução é neutralizada com 
NaOH, e o pH é ajustado para 5,5 com tampão de acetato. A solução torna-
se amarela quando algumas gotas de indicador alaranjado de xilenol são 
adicionados. A titulação com uma titulação de Zn2+ 0,020 M consumiu 
17,5 mL de Zn2+ para atingir a coloração vermelha no PF. Qual é a 
molaridade do Ni2+ na solução desconhecida? 
 
Ni2+ + Y4-  NiY2- Reação 1 
Zn2+ + Y4- (sobrou da reação 1)  ZnY2- 
Resolvendo: Do enunciado, observa-se que houve a adição de uma 
quantidade conhecida de EDTA na solução contendo a espécie 
metálica. 
Esta quantidade é 
 
56 
Uma vez que temos a quantidade de EDTA total e a quantidade de EDTA em 
excesso, por diferença é possível calcular a quantidade de EDTA que reagiu 
com Ni2+: 
 
 
Substituindo os valores: 
 
 
Assim, a concentração de Ni2+ presente na solução é : 
Parte desta quantidade reagiu com o Ni2+, levando à formação de NiY2-, 
enquanto o excesso (que não reagiu com a espécie metálica) foi titulado por 
17,5 mL de Zn2+ 0,020 mol/L. 
57 
3. TITULAÇÃO DE DESLOCAMENTO 
 
Para íons metálicos que não possuem um indicador 
satisfatório, uma titulação de deslocamento pode ser 
exequível. 
 
O constituinte em análise normalmente é tratado com um 
excesso de Mg(EDTA)2- para deslocar o Mg2+, que é 
posteriormente titulado com uma solução de EDTA padrão. 
 
 
 
O Hg2+ é determinado desta maneira. 
 
A constante de formação do Hg(EDTA)2- deve ser maior que 
a constante de formação de Mg(EDTA)2-, ou o deslocamento 
de Mg2+ de Mg(EDTA)2- não ocorrerá. 
Mn+ + MgY2- MYn-4 + Mg2+
58 
Não há um indicador adequado para o Ag+. 
 
Entretanto, o Ag+ irá deslocar o Ni2+ do íon 
tetracianoniquelato(II): 
 
 
 
 
O Ni2+ liberado pode então ser titulado com EDTA para 
encontrar quanto de Ag+ foi adicionado. 
2Ag+ + Ni(CN)4
2-
2Ag(CN)2
- + Ni2+
59 
 
4. TITULAÇÃO INDIRETA 
 
Ânions que precipitam com certos íons metálicos 
podem ser analisados com EDTA por titulação 
indireta. 
 
Ex.: o SO4
2- pode ser analisado pela precipitação com 
excesso de Ba2+ em pH 1. 
 
O BaSO4(S) é lavado e então fervido com excesso de 
EDTA em pH 10 para levar o Ba2+ de volta à solução 
como Ba(EDTA)2- 
60 
O excesso de EDTA é titulado por retorno com uma 
solução de Mg2+. 
 
Alternativamente, um ânion pode ser precipitado com 
excesso de íon metálico. 
 
O precipitado é filtrado e lavado, e o excesso de íon 
metálico no filtro é titulado com EDTA. 
 
Ânions como CO3
2- , CrO4
2- , S2- e SO4
2- podem ser 
determinados pela titulação indireta com EDTA. 
61 
MASCARAMENTO 
 
Um agente de mascaramento é um reagente que protege 
algum componente do constituinte da reação com o EDTA. 
 
Ex.: o Al3+ em uma mistura de Mg2+ e Al3+ pode ser titulado 
mascarando antes o Al3+ com F-, deixando assim apenas o 
Mg2+ para reagir com o EDTA. 
 
O mascaramento é usado para evitar que um elemento interfira 
na análise de outro elemento. 
 
O mascaramento não é restrito à titulação com EDTA. 
 
O cianeto é um agente de mascaramento comum que forma 
complexos com Cd2+, Zn2+, Hg2+, Co2+, Cu+, Ag+, Ni2+, Pd2+, 
Pt2+, Fe2+ e Fe3+, mas não com Mg2+, Ca2+, Mn2+ ou Pb2+. 
62 
Quando se adiciona CN- a uma solução contendo Cd2+ e Pb2+ , 
apenas o Pb2+ reage com o EDTA. 
 
O F- mascara Al3+, Fe3+, Ti4+ e Be2+. 
 
A trietanolamina mascara Al3+, Fe3+, e Mn2+; e o 2,3-dimercapto-
1-propanol mascara Bi3+, Cd2+, Hg2+, Cu2+ e Pb2+. 
 
O desmascaramento libera o íon metálico de um agente de 
mascaramento. 
 
Os complexos de CN- podem ser desmascarados com 
formaldeído: 
63 
A tiouréia mascara o Cu2+ reduzindo-o a Cu+ e 
complexando o Cu+. 
 
O Cu pode ser libertado do complexo com a tiouréia pela 
oxidação com H2O2. 
 
A seletividade produzida pelo mascaramento, 
desmascaramento e controle de pH permite que 
componentes individuais de misturas complexas de íons 
metálicos sejam analisados por titulação com EDTA. 
Dureza da água 
 
A dureza da água é a concentração total de íons alcalino 
terrosos, principalmente Ca2+ e Mg2+, presentes em água. 
 
É expressa em miligramas de CaCO3/litro. 
 
Ex.: se [Ca2+]= [Mg2+]= 1mM – a dureza é de 100mg 
CaCO3/L – pois 100mg CaCO3 = 1mmol de CaCO3 
 
Água ―mole‖ – dureza é menor 60mg de CaCO3/L 
 
Água ―dura‖ – dureza maior que 270 mg/L de CaCO3/L 
64 
Água dura reage com sabão para formar coágulos 
insolúveis: 
 
Ca2+ + 2RCO2
-  Ca(RCO2)2(s) 
 sabão precipitado 
 
Quando a água é dura o sabão tem que consumir todo o 
Ca2+ e o Mg2+ presentes na água antes que ele possa ser útil 
para a limpeza. 
 
A água dura quando evapora forma depósitos em 
tubulações. 
 
A presença de dureza é benéfica para irrigação pois os íons 
alcalinos terrosos tendem a flocular partículas coloidais no 
solo, provocando o aumento da permeabilidade da água. 
65 
Água mole - ideal para a preparação de materiais como 
cimento, concreto e gesso. 
 
Para medir a dureza a amostra é tratada com ácido 
ascórbico (ou hidroxilamina) para reduzir o Fe3+ a Fe2+ e 
com CN- para mascarar o Fe2+, o Cu2+ e outros íons 
metálicos. 
 
A titulação é feita com EDTA , em pH 10, usando-se tampão 
de NH3 , permite determinar a concentração total de Ca
2+ e 
Mg2+ presentes na água. 
 
A concentração de Ca2+ pode ser determinada 
separadamente se titulação for feita em pH 13 sem a 
presença de tampão amoniacal. 
66 
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Neste pH o Mg(OH)2 precipita e se torna inacessível ao 
EDTA. 
 
-―Dureza temporária‖ é a fração de dureza causada pelo 
Ca(HCO3)2, pois a presença de cálcio é eliminada por 
aquecimento ( CaCO3 pp). 
 
- ―Dureza permanente‖- dureza resultante de outros sais 
(principalmente CaSO4 dissolvido) e não é removida por 
aquecimento. 
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Atenção: 
Nas reações com EDTA a estequiometria é sempre 1:1 
 
Exercício: Na determinação de zinco por complexometria, 
utilizou-se EDTA 0,01molL-1, na titulação foram consumidos 
20 mL para 10 mL da amostra. Determine quantas g% de 
zinco contém a amostra. 
 
R: 0,13g% de Zn na amostra 
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Referências Bibliográficas: 
 
1. HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. 8ª Edição., Rio de Janeiro, 
Editora Livros Técnicos e Científicos S. A., 2012. 
 
2. SKOOG, D. A.; West, D. A.; Holler, F. J.; Crouch, S. R.; Fundamentos de 
Química Analítica, 9ª Edição, Editora Thomson, 2014. 
 
3. VOGEL, A. I. Analise Química Quantitativa. 6 ed. Rio de Janeiro: Livros 
Técnicos e Científicos.2002. 
 
4. BACCAN, N. Química Analítica Quantitativa Elementar. São Paulo: Edgard 
Blücher. 2001.