APOSTILA DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA (1)

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PROFº: RICARDO HENRIQUE DE LIMA LEITE 
PROFª: KALYANNE KEYLY PEREIRA GOMES 
 PROFº: MONICA RODRIGUES DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
APOSTILA DE PRÁTICAS DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
PROFº: RICARDO HENRIQUE DE LIMA LEITE 
PROFª: KALYANNE KEYLY PEREIRA GOMES 
 PROFº: MONICA RODRIGUES DE OLIVEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
– AULA PRÁTICA 01: 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO E PRINCIPAIS VIDRARIAS E 
EQUIPAMENTOS USADOS EM ANÁLISES QUÍMICAS 
 
 
1.1 – OBJETIVOS 
 
 Nesta aula prática o aluno deverá conhecer as posturas a serem adotadas 
no laboratório de forma a garantir um aproveitamento maximizado e seguro da 
carga horária prática do curso de Química Analítica. Os pontos importantes que 
deverão ser assimilados pelo aluno são: 
- normas em relação às aulas práticas de Química Analítica; 
- regras de segurança no laboratório; 
- principais vidrarias e equipamentos usados no laboratório de Química 
Analítica. 
 
1.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
1.2.1 – Normas gerais em relação às aulas práticas de Química Analítica 
 
 Nós seres humanos vivemos em um mundo de normas. Porém, a maioria 
das pessoas acha que certas normas são cansativas, outras desnecessárias, 
algumas autoritárias, etc. A realidade é que as normas servem para facilitar o 
convívio social e para aperfeiçoar os diversos processos (sociais, culturais, 
acadêmicos, econômicos, etc.) nos quais tomamos parte. Obedecer a regras é uma 
questão de disciplina e é uma atitude que exige um posicionamento pessoal diante 
dos nossos desafios diários. 
Durante uma aula prática de Química Analítica nós (professores e alunos) 
fazemos parte de um processo que necessita de certo grau de disciplina para que 
seu objetivo (aprendizagem) seja atingido a contento e com segurança. Sendo 
assim, algumas normas de conduta se impõem e serão exigidas durante nossas 
aulas práticas, considerando que a disciplina faz parte da formação profissional de 
quem realiza análises químicas. Além disso, um laboratório de Química é um local 
insalubre e perigoso por natureza, exigindo uma atenção redobrada para que 
acidentes desagradáveis e de sérias consequências não ocorram. 
 Vamos abordar, a seguir, algumas normas que deverão ser observadas e 
seguidas pelos alunos antes, durante e após as aulas práticas de Química Analítica: 
 
- O prazo de tolerância para o atraso nas aulas práticas é de 10 minutos, após esse 
prazo o aluno não poderá assistir à aula. No início de cada aula prática o professor 
fará uma explanação teórica do assunto e discutirá os pontos relevantes, inclusive 
em relação à segurança dos experimentos. Um aluno que não tenha assistido a 
uma parte dessa discussão irá atrasar seus colegas e até colocar em risco a sua 
segurança. 
 
- È proibido o uso de “short” e “mini-saias” durante as experimentações. Usar de 
preferência uma calça e calçado fechado. Essa é uma norma de segurança, uma 
vez que uma calça e sapatos fechados protegem a pele de eventuais contatos com 
reagentes danosos. 
 
- O uso de bata é obrigatório durante a aula prática. A bata é um equipamento de 
proteção individual indispensável ao experimentador. 
 
- Não serão toleradas brincadeiras durante as aulas práticas, o grupo deve se 
concentrar na realização das atividades propostas, pois o tempo é exíguo e a 
experimentação exige atenção. Aliás, vários acidentes em laboratórios de ensino 
advêm da falta de atenção do aluno experimentador. 
 
- O aluno deverá realizar antes da aula prática um pré-laboratório que deverá 
constar em seu caderno de laboratório. Caso o aluno não tenha feito o pré-
laboratório esse fica impedido de assistir à aula prática. 
 
- O aluno deverá apresentar o pós-laboratório da aula prática anterior para efeito da 
pontuação referente às aulas práticas. 
 
- Caso o aluno falte a uma aula prática não haverá reposição da mesma. Isso 
acarretará a perda da pontuação referente a essa aula. 
 
- Em cada avaliação será atribuída uma pontuação de 4,0 (quatro pontos) referente 
à participação do aluno nas aulas práticas e elaboração do caderno de laboratório. 
O conteúdo das aulas práticas também será avaliado com uma prova teórica 
através de questões referentes às experimentações realizadas com pontuação de 
6,0 (seis pontos). 
 
- As alunas que estiverem grávidas não participarão das experimentações. Serão 
propostas outras atividades didáticas, para efeito do cumprimento da carga horária 
prática da disciplina. 
 
1.2.2 – Algumas regras de segurança no laboratório de química analítica 
 
 Um laboratório de Química é um local onde são manipuladas substâncias 
tóxicas, inflamáveis, corrosivas, etc. A minimização dos riscos de acidentes no 
laboratório passa pela obediência a certas normas. A seguir encontram-se 
resumidas algumas dessas regras. 
 
- Sempre usar bata e outros equipamentos de proteção individual necessários 
(óculos de proteção, máscara, luvas, etc.), quando estiver realizando uma 
experiência. 
 
- Nunca realizar experiências que não estejam no roteiro, pois pode ocorrer a 
liberação de gases perigosos, explosões, ejeção violenta de líquidos, etc. 
 
- Quando da diluição de um ácido concentrado, adicionar sempre o ácido à água, 
lentamente, se possível com resfriamento do recipiente onde se realiza a diluição. 
Nunca adicionar água a um ácido concentrado! 
 
- Quando do aquecimento de uma substância em um tubo de ensaio, observar que 
a boca do tubo não esteja direcionada para alguém, pois pode ocorrer uma ejeção 
de líquido quente. 
 
- Os frascos contendo reagentes devem ser identificados sempre. Indicar o nome 
da substância, sua concentração, o nome do responsável e a data da fabricação. 
- Nunca aquecer uma substância inflamável em chama direta, usar sempre um 
aquecedor elétrico ou uma manta de aquecimento. 
 
- Não sentir o odor de uma substância colocando diretamente o nariz sobre o frasco 
que o contém. Deve-se, com a mão, fazer com que o odor seja deslocado até o 
olfato do experimentador. 
 
1.2.3 – Equipamentos e vidrarias utilizados em laboratório de Química Analítica 
 
 Vários equipamentos e vidrarias são utilizados em um laboratório de 
Química Analítica e o manuseio adequado destes é fundamental para o analista. 
Porém, o completo domínio de sua manipulação advém da experiência adquirida 
com sua utilização. O quadro abaixo relaciona alguns equipamentos de uso comum 
no laboratório e suas aplicações. 
 
VIDRARIA 
Figura Denominação Aplicações 
 
Almofariz com pistilo 
 
Também chamado de gral, pode 
ser de porcelana, vidro ou ágata. 
Usado para triturar e 
homogeneizar sólidos. 
 
Balão de fundo chato 
 
Usado para realizar reações 
químicas e aquecimento de 
líquidos. Pode ser aquecido 
usando-se tela de amianto e tripé. 
 
Balão de fundo redondo 
 
Usado no aquecimento de 
líquidos. Pode ser usado acoplado 
a sistema de refluxo. Usado em 
evaporadores rotativos. O 
aquecimento geralmente é 
realizado em banho-maria ou com 
mantas de aquecimento. 
 
Balão volumétrico 
 
Usado principalmente para 
preparar volumes determinados 
de uma solução. Possui volume 
fixo preciso. Não deve ser 
aquecido. 
 
Becker 
 
Possui várias utilidades. Usa-se 
para efetuar reações, aquecer 
líquidos, dissolver sólidos, etc. 
Pode ser aquecido sobre a tela de 
amianto. Não possui precisão 
volumétrica, logo não dever ser 
usado para medir volumes 
líquidos. 
 
Bureta 
Usada em titulometria, dispensa 
volumes de líquidos em 
incrementos. Sendo material 
para medidas volumétricas 
precisas, não deve ser aquecida. 
 
Cadinho 
 
Usado para aquecer materiais a 
altas temperaturas. Pode ser de 
porcelana ou de platina, suporta 
temperaturas elevadas e pode ser 
levado diretamente ao bico de 
Bunsen ou à mufla. 
 
Cápsula de porcelanaUsada na evaporação de líquidos. 
 
Condensador 
 
Usado para condensar vapores. 
Existem diferentes tipos 
(condensador de refluxo, em 
espiral, de bolas, etc.). Muito 
usado na destilação e nas reações 
sob refluxo. 
 
Dessecador 
 
Usado para manter substâncias 
sob atmosfera de baixa umidade. 
Usa-se uma substância que 
absorva umidade (sílica gel, 
cloreto de cálcio, etc.) para reduzir 
a umidade no interior do 
equipamento. 
 
 
Erlenmeyer 
 
Usado em titulações, 
aquecimento de líquidos e 
reações em solução. 
 
Funil de Buchner 
 
Utiliza-se em filtrações à vácuo 
como suporte para o papel de 
filtro, acoplado a um kitassato. 
 
Funil de separação 
 
 
 
Usado para separar líquidos 
imiscíveis. 
 
Funil cônico 
 
Pode ser de haste longa ou curta. 
Usado na filtração por gravidade 
como suporte do papel de filtro. 
 
Kitassato 
 
Usado nas filtrações à vácuo em 
conjunto com o funil de Buchner. 
 
Pipeta graduada 
 
 
Usada para medir volumes 
variáveis de líquidos. Não deve ser 
aquecida. 
 
Pipeta volumétrica 
 
Usada para medir volumes 
líquidos fixos, com grande 
precisão. Possui maior precisão 
que a pipeta graduada. Deve ser 
preferida quando o resultado da 
análise depender do volume 
medido. Não deve ser aquecida. 
 
Proveta 
 
Usada para medir volumes 
variados de líquidos. Possui 
menor precisão que a pipeta. Não 
deve ser aquecida. 
 
Tubo de ensaio 
 
Usado para realizar reações 
químicas em pequena escala. 
Pode ser aquecido. 
 
Vidro de relógio 
 
Usado para pesar substân-cias, 
evaporações e testes químicos. 
 
 
 
 
 
 
 
EQUIPAMENTOS 
 
Figura Denominação Aplicações 
 
Balança analítica 
 
Usada para pesar substân-cias 
com precisão. Possui uma 
precisão de no mínimo 0,2 mg. 
Deve ser utilizada com cuidado e 
limpa com ajuda de um pincel 
após o uso, pois é bastante frágil. 
 
Argola ou anel Utilizado como suporte para funis 
 
Bico de Bunsen Usado como fonte de calor para aquecimentos diversos. 
 
Estante para tubos de 
ensaio 
Serve de suporte para os tubos de 
ensaio. 
 
Garra para condensador 
Usada para fixar os 
condensadores em sistemas de 
destilação. 
 
Pinça de madeira 
Empregada como suporte de 
tubos de ensaio durante um 
aquecimento. 
 
Pinça metálica Utilizada para manusear objetos aquecidos. 
 
Pisseta 
Usada para lavagem de vidraria 
com água destilada ou outros 
solventes como o álcool. 
 
Suporte universal Usado como suporte para sistemas diversos. 
 
Tela de amianto 
Usada para distribuir o calor do 
bico de Bunsen de maneira 
uniforme, usado sobre o tripé, 
impede que a vidraria fique em 
contato direto com a chama. 
 
1.3 – PROCEDIMENTO PRÁTICO 
 
a) Identifique cada um dos equipamentos e vidrarias numerados e dispostos 
no laboratório. 
b) Anote o nome, a utilização e os cuidados no manuseio. 
c) Esclareça eventuais dúvidas com o professor, monitor ou técnico de 
laboratório e anote em seu caderno todas as informações recolhidas. 
 
1.4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Pesquisa - Faça uma pesquisa sobre a utilização dos seguintes 
equipamentos: capela, espectrofotômetro, pHmetro, destilador kjeldahl 
(pronunciar kieldal) 
b) Na análise volumétrica, o volume de amostra empregado na titulação é de 
importância vital para o resultado da análise. Qual vidraria será mais 
conveniente para medir 20 mL de uma amostra líquida a ser titulada ? 
Explique. 
c) Um técnico de laboratório responsável pela limpeza do material, lavou toda 
a vidraria usada em uma titulação (bureta, becker, pipetas e erlenmeyer), 
em seguida enxaguou toda a vidraria com água destilada e colocou-a para 
secar em estufa a uma temperatura de 110 °C. O procedimento realizado 
pelo técnico está correto? Explique. 
 
1.5 – BIBLIOGRAFIA 
 
SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 
862 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
– AULA PRÁTICA 02: PREPARANDO SOLUÇÕES 
 
 
2.1– OBJETIVOS 
 
Nesta aula prática o aluno deverá integrar os diversos procedimentos 
laboratoriais envolvidos no preparo de soluções: 
- o cálculo prévio da quantidade de soluto a ser utilizada; 
- a utilização adequada da vidraria de laboratório; 
- técnicas de diluição e mistura de soluções. 
 
2.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
2.2.1 – Definição de solução 
 
 As soluções são misturas homogêneas, monofásicas, constituídas de dois 
ou mais componentes. 
 
2.2.2 – Importância das soluções 
 
O emprego de soluções é uma constante na Química Analítica e, geralmente, 
qualquer análise química inicia-se com uma etapa de preparação das soluções a 
serem empregadas. 
Fora do campo da Química, as soluções encontram emprego no cotidiano de 
diversos profissionais. Seja na preparação de formulações medicamentosas para 
animais, na utilização de praguicidas nas lavouras, no manuseio de complementos 
vitamínicos para animais, na adubação através da irrigação, etc, a verdade é que 
os agrônomos, engenheiros agrícolas e ambientais, zootecnistas, engenheiros de 
pesca, etc. irão se deparar cedo ou tarde com o problema de preparar uma solução. 
No laboratório ou no campo os princípios de preparo de soluções são os mesmos e 
devem ser assimilados pelos futuros profissionais dessas áreas. 
 
 
 
2.2.3 – Concentração 
 
Toda solução é constituída de um solvente (constituinte geralmente em 
maior proporção) e de um ou mais solutos (constituintes em menores proporções). 
Podemos dizer que uma das características mais importantes de uma solução é 
sua concentração. Basicamente, a concentração de uma solução pode ser definida 
de duas formas: 
 
soluçãodequantidade
solutodequantidadeãoConcentraç = 
ou 
 
solventedequantidade
solutodequantidadeãoConcentraç = 
 
As quantidades de soluto, solvente ou solução, e, por conseguinte, a concentração 
podem ser expressas em diferentes unidades. 
As unidades empregadas para medir as quantidades de soluto e solvente 
podem tanto ser físicas (grama, litro, etc.) quanto químicas (mol, fórmula-grama, 
equivalente-grama, etc). 
Algumas das unidades de concentração derivadas são apresentadas 
segundo sua natureza (física ou química) no quadro abaixo: 
 
Unidades físicas de concentração Unidades químicas de concentração 
- massa/massa 
- massa/volume 
- volume/volume 
- densidade 
- título 
- partes por milhão (ppm) 
- partes por bilhão (ppb) 
- partes por trilhão (ppt) 
- Concentração em quantidade de 
matéria (molaridade) 
- Normalidade 
- Molalidade 
- Formalidade 
 
 Convém relembrar que a molaridade (M), hoje chamada de concentração em 
quantidade de matéria segundo recomendação da IUPAC1, é definida como sendo 
 
1 1IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry (organismo internacional que regulamenta as convenções em 
química) 
 
a razão entre o número de mols de soluto (n) e o volume de solução (V) em litros. 
Assim, podemos equacionar a definição de molaridade como sendo: 
 
V
nM = 
Porém, lembrando que o número de mols de um soluto é igual a razão entre sua 
massa (m) e sua massa molar (MM = massa molecular tomada em gramas), 
teremos: 
MM
mn = e 
VMM
mM
×
= 
 
 A normalidade (N) é ainda bastante empregada como unidade de 
concentração, apesar de seu uso não ser recomendado pela IUPAC. 
Definimos a normalidade como sendo a razão entre o número de 
equivalentes-grama de soluto (nE) e o volume da solução em litros (V): 
V
nN E= 
 Considerando que o número de equivalentes-grama de soluto é igual à razão 
entre a massa de soluto (m) empregada e o seu equivalente-grama (E), temos: 
 
VE
mN
×
= 
 O equivalente-grama de uma substância é a razão entre sua massa molar 
(MM) e sua “valência” (x): 
x
MME = 
Onde, 
x = número de hidrogênios ionizáveis no caso de ácidos; 
x = número de hidroxilas(OH) nos hidróxidos; 
x = carga total em módulo dos cátions ou dos ânions em um sal; 
x = número de elétrons trocados no caso de oxidantes e redutores. 
 
 A molalidade é definida como sendo a razão entre o número de mols do 
soluto e a massa de solvente em kilogramas. 
 A formalidade (F) apresenta uma importância conceitual. Quando 
dissolvemos uma substância iônica em água, o cloreto de sódio – NaCl, por 
exemplo, esta se dissocia em íons e não teremos em solução a substância original. 
Assim, numa solução aquosa de NaCl temos íons Na+ e Cl-. Não podemos 
conceitualmente falar de molaridade de NaCl pois este não existe em solução. O 
mais correto é falar de formalidade, pois estamos considerando apenas a fórmula 
do NaCl sem levar em consideração seu real estado em solução. A formalidade é 
definida, então, como sendo a razão entre o número de fórmulas-gramas do soluto 
por volume da solução em litros. 
 
2.2.4 – Calculando a massa de soluto necessária para preparar uma solução de 
concentração desejada. 
 
Com base na definição da concentração em quantidade de matéria, 
podemos calcular qual é a massa em gramas de um determinado soluto, que 
devemos pesar, para preparar um dado volume de solução com uma concentração 
previamente especificada. 
 
EXEMPLO: Calcule a massa de hidróxido de sódio em gramas que deve ser pesada 
para preparar 500 mL de uma solução 0,2 mol/L. (massas atômicas: Na = 23 
u.m.a., O = 16 u.m.a e H = 1 u.m.a.) 
 
Solução: 
A massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) será: 
MMNaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol 
 
Sendo M = 0,2 mol/L; V = 500 mL = 0,5 L podemos calcular a massa de soluto diretamente da 
definição de molaridade: 
Lmolg
gmLmol
5,0/40
)(/2,0
×
= 
ggm 4)( = 
 
 No caso de substâncias impuras devemos levar em consideração o título (% 
massa/massa) no cálculo da massa de substância a ser pesada. Quando 
trabalhamos com substâncias líquidas é conveniente calcular o volume de 
substância correspondente à massa da substância necessária para preparar a 
solução desejada, uma vez que nesse caso fica mais fácil medir um volume que 
uma massa. Informações, tais como densidade e título de um reagente, podem ser 
obtidas nos rótulos dos mesmos. O exemplo a seguir ilustra esses casos. 
 
EXEMPLO: Deseja-se preparar 250 mL de uma solução 0,5 mol/L de HCl. Dispõe-se 
no laboratório de HCl PA (reagente para análise) contendo 37 % em peso de HCl e 
densidade igual a 1,19 g/mL. Calcule o volume de HCl que deve ser empregado 
para preparar a solução desejada. (dados: massa molar do HCl = 36,5 g/mol) 
 
SOLUÇÃO: 
Inicialmente devemos calcular a massa de HCl que utilizaríamos caso o reagente estivesse puro, 
isso é realizado exatamente como no exemplo anterior. 
 
Dados: MMHCl = 36,5 g/mol; M = 0,5 mol/L e V = 250 mL = 0,25 L 
 
Lmolg
gmLmol
25,0/5,36
)(/5,0
×
= 
 
ggm 5625,4)( = de HCl puro!, 
 
Porém, nosso reagente apresenta apenas 37 % em peso de HCl (o resto é água !). Podemos 
calcular quanto devemos pesar de nosso reagente para obtermos uma massa de HCl igual a 
4,5625 g através de uma regra de três simples. 
 
Massa de 
reagente % de HCl 
 
4,5625 g 
 
- 
 
100 % 
x - 37 % 
 
Devemos notar que a pureza do reagente e a massa que deve ser pesada são grandezas 
inversamente proporcionais. Quanto menor o % de HCl maior será a massa de reagente que 
deverá ser pesada. Resolvendo a regra de três temos: 
 
%100
%375625,4
=
x
g 
 
gx 33,12= de HCl a 37 % devem ser pesadas! 
 
Neste ponto, lembramos que o nosso reagente é um líquido. Não é conveniente pesarmos 
um líquido, ainda mais sendo ele corrosivo como o HCl. Devemos então calcular o volume de HCl 
37 % correspondente a uma massa de 12,33 g. Para tanto utilizaremos a densidade da solução. 
 
V
m
d = 
Dados: d = 1,19 g/mL; m = 12,33 g 
V
gmLg 33,12/19,1 = 
mLV 36,10= de HCl 37% devem ser medidos para prepararmos nossa solução. 
 
2.2.5 – Padrões primários e secundários 
 
 Quando preparamos uma solução devemos levar em conta se o soluto é um 
padrão primário ou secundário. 
Os reagentes padrão-primário são substâncias estáveis, não higroscópicas, 
não eflorescentes, de fácil purificação e alto peso molecular, que servem para o 
preparo direto de soluções de concentração definida. As soluções de reagentes 
padrão-primário podem ser usadas para determinar a concentração exata de 
soluções de reagentes padrão-secundário. Exemplos de reagentes padrão-primário 
são: cloreto de sódio, nitrato de prata, dicromato de potássio, biftalato de potássio, 
trióxido de arsênio, ácido oxálico, carbonato de sódio, etc. 
Os reagentes padrão-secundário são substâncias higroscópicas, voláteis, 
eflorescentes e alteráveis, cujas soluções devem ter sua concentração exata 
definida através de um procedimento de padronização. Exemplos de reagentes 
padrão-secundário são: ácido clorídrico, hidróxido de sódio, ácido sulfúrico, 
permanganato de potássio, cloreto de cálcio, etc. 
 
2.2.6 – Diluição de soluções 
 
 Quando uma solução é diluída, seu volume é aumentado devido à adição de 
solvente, sua concentração diminui, porém a quantidade de soluto permanece 
invariável. Podemos escrever que: 
Quantidade de soluto antes da diluição = quantidade de soluto após a diluição 
 
Considerando que: 
Quantidade de soluto = concentração da solução x volume de solução 
Obtemos a seguinte expressão: 
 
ffii CVCV ×=× 
 
Onde: 
Vi = volume da solução antes da diluição; 
Ci = concentração da solução antes da diluição; 
Vf = volume da solução após a diluição; 
Cf = concentração da solução após a diluição. 
 
EXEMPLO: Qual é o volume de uma solução de hidróxido de sódio 0,4 mol/L que 
devemos utilizar para preparar 50 mL de uma solução 0,08 mol/L por diluição? 
 
SOLUÇÃO: 
 
Dados: Ci = 0,4 mol/L; Cf = 0,08 mol/L e Vf = 50 mL. 
 
LmolmLLmolVi /08,050/4,0 ×=× 
mLVi 10= 
 
2.2.7 – Mistura de soluções de mesmo soluto 
 
 Quando misturamos soluções de concentrações diferentes do mesmo 
soluto, o número de moles do soluto contido na solução resultante será igual à 
soma do número de moles das soluções originais. Dessa forma, ao misturarmos 
um volume V1 de uma solução de concentração C1, com um volume V2 de uma 
solução de concentração C2, obteremos uma solução de concentração C3 dada pela 
seguinte expressão: 
 
21
2211
3 VV
VCVCC
+
×+×
= 
 
EXEMPLO: Calcule a concentração de uma solução de NaOH resultante da mistura 
de 200 mL de uma solução de NaOH 8,0 g/L e 800 mL de uma solução de NaOH 
5,0 g/L. 
 
SOLUÇÃO: 
 
Dados: C1 = 8,0 g/L; V1 = 200 mL; C2 = 5,0 g/L e V2 = 800 mL. 
 
)/(6,5
1000
5600
1000
40001600
)(800)(200
)(800)/(0,5)(200)/(0,8
3 LgmLmL
mLLgmLLgC ==+=
+
×+×
= 
 
2.2.8 – Sistemática para o preparo de soluções 
 
 O preparo de uma solução envolve a dissolução do soluto no solvente. De 
acordo com o tipo do soluto podemos encontrar dois tipos de procedimentos: 
preparo de soluções padrão primário e preparo de soluções padrão secundário. 
 
a) Preparo de uma solução padrão primário: 
- Calcular a quantidade de soluto a ser usada no preparo da solução desejada; 
- pesar em vidro de relógio ou pesa-filtro, a massa calculada do soluto (o mais 
exatamente possível); 
- dissolver o soluto no solvente, cuidadosamente, evitando qualquer tipo de perda; 
(utilizar becker e bastão de vidro para este fim); 
- transferir o soluto, já dissolvido, do becker para um balão volumétrico de volume 
desejado, usando um funil e evitando perdas (lavar bem o material recolhendo as 
águas de lavagem no balão!); 
- completar o volume do balão com o solvente desejado (geralmente água 
destilada) até o menisco; 
- homogeneizar a solução por inversão. 
(Observação: Neste procedimento podemos usar a massa do soluto para calcular a 
real concentração da solução!) 
 
b) Preparo de uma solução padrão secundário: 
 
- Calcular a quantidade de soluto necessária para o preparo dasolução desejada; 
- pesar a massa ou medir o volume, de forma aproximada, do soluto; 
- dissolver o soluto em um pouco do solvente usando um becker e um bastão de 
vidro; 
- transferir o conteúdo do becker para um balão volumétrico com o auxílio de um 
funil; 
- completar o volume do balão até o menisco; 
- homogeneizar por inversão; 
- determinar a real concentração da solução por padronização. 
(Observação: neste procedimento a quantidade de soluto empregada não pode ser 
usada para calcular a concentração da solução!) 
 
2.2.9 – Algumas observações quanto à medida de volumes 
 
 Chamamos de menisco à interface existente entre um líquido e o ar (ou outro 
gás) em um tubo. O menisco pode ter a forma côncava (ex: água) ou convexa (ex: 
mercúrio), dependendo da tensão superficial do líquido. 
Quando preenchemos uma vidraria volumétrica devemos observar que o 
menisco tangencie a marca indicativa do volume desejado, porém, dependendo da 
cor da solução dois casos podem se apresentar. No caso de soluções incolores a 
marca da vidraria deve tangenciar a base do menisco, enquanto que no caso de 
soluções coloridas devemos fazer coincidir o topo do menisco com a marca da 
vidraria. A figura abaixo ilustra esse procedimento. 
 
 
 
(a) Posição correta do menisco para o caso de soluções incolores; (b) Posição 
correta do menisco para o caso de soluções coloridas. 
 
 Outro fato importante que devemos levar em consideração quando do 
preenchimento de uma vidraria volumétrica é que devemos manter a marca do 
volume na altura dos olhos, durante o preenchimento, para evitar os erros de 
paralaxe (deslocamento aparente de um objeto quando se muda a posição de 
observação do mesmo). 
 
2.3 – PROCEDIMENTOS PRÁTICOS 
 
2.3.1 - Preparo de uma solução de NaOH 0,5 mol/L 
 
a) Calcule a massa de hidróxido de sódio necessária para preparar 50 mL de uma 
solução 0,5 mol/L de NaOH. 
b) Pese a massa de NaOH calculada em um becker limpo e seco. 
c) Dissolva o NaOH pesado, no próprio becker, com água destilada. Use um bastão 
de vidro. 
d) Transferir a solução para um balão volumétrico de 50 mL, com a ajuda do bastão 
de vidro e de um funil de vidro. Espere o balão esfriar até a temperatura ambiente 
e então complete o volume até a marca indicativa de volume. 
e) Homogeneizar por inversão. 
f) Transferir a solução preparada para um frasco de plástico e rotular (anotar o 
nome da substância, fórmula, concentração, data de preparação e responsável). 
Modelo: 
 
 
 
2.3.2 – Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L 
 
a) Calcular o volume de HCl concentrado que deve ser utilizado para preparar 100 
mL de uma solução 0,5 mol/L. (obter os dados de pureza do HCl concentrado e sua 
densidade no rótulo do frasco do reagente!) 
b) Medir com uma pipeta graduada e com auxílio de uma pêra (pipetador), em uma 
capela, o volume de HCl concentrado calculado. 
c) Transferir o volume de HCl concentrado medido para um balão volumétrico de 50 
mL contendo cerca de 25 mL de água destilada. 
Hidróxido de Sódio – NaOH 
0,5 mol/L 
07/04/2014 
Grupo 1 – Carlos 
d) Esperar o balão esfriar até a temperatura ambiente e completar com água 
destilada até o menisco. 
e) Homogeneizar por inversão. 
f) Transferir a solução preparada para um frasco de vidro e rotular. 
Modelo: 
 
 
 
2.3.3 – Preparo da solução de HCl 0,05 mol/L partindo da solução de HCl 0,5 mol/L 
 
a) Calcular o volume de solução de HCl 0,5 mol/L que deve ser medido para 
prepararmos 50 mL de uma solução de HCl 0,05 mol/L. 
b) Medir com o auxílio de uma pipeta o volume calculado da solução de HCl 0,5 
mol/L e transferir para um balão volumétrico de 50 mL. 
c) Completar o volume do balão com água destilada. 
d) Homogeneizar por inversão. 
e) Transferir a solução preparada para um frasco de vidro e rotular. 
Modelo: 
2.4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Faça uma pesquisa sobre situações em que é necessária a preparação de uma 
solução em sua área de atuação. 
b) Por que se utiliza um frasco de vidro para o armazenamento da solução de HCl e 
um frasco de plástico para armazenar uma solução de NaOH? 
c) Podemos confiar na concentração das soluções preparadas nesta aula prática? 
Explique 
d) Explique a diferença que existe entre molalidade e molaridade. Em quais 
situações é mais interessante utilizar a molalidade como unidade de concentração? 
 
2.5 – EXERCÍCIOS 
 
1) Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma solução de Na2SO4 
obtida pela dissolução de 56,8 g deste sal em 500 mL de solução. (R: 0,8 mol/L) 
 
Ácido Clorídrico – HCl 
0,5 mol/L 
07/04/2014 
Grupo 1 – Carlos 
Ácido Clorídrico – HCl 
0,05 mol/L 
07/04/2014 
Grupo 1 – Carlos 
2) Quantos gramas de NaOH são necessários para preparar 2 L de uma solução 
0,02 mol/L desta base ? (R: 1,6 g) 
 
3) Calcule quantos mililitros de H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado (densidade = 
1,98 g/mL e pureza = 98 %) são necessários para preparar 1 L de solução 0,02 
mol/L deste ácido. (R: 1,01 mL) 
 
4) O ácido cítrico é um triácido de massa molar igual a 192 g/mol. Calcule quantos 
gramas de ácido cítrico devem ser pesados para preparar 500 mL de uma solução 
0,1 N deste ácido. (R: m = 3,2 g) 
 
5) Qual é a concentração em quantidade de matéria de uma solução a 4,8 g/L de 
dicromato de potássio em água (K2Cr2O7) ? (R: 0,016 mol/L) 
 
6) Quantos gramas de hidróxido de potássio existem em 100 mL de uma solução 
0,2 mol/L desta substância ? (R: 1,122 g) 
 
7) Calcule o volume de uma solução de hidróxido de sódio 0,8 mol/L que deve ser 
utilizado para preparar por diluição 1 L de solução 0,04 mol/L desta base. (R: 50 
mL) 
 
8) Calcule a concentração de uma solução obtida pela diluição de 400 mL de 
solução 0,5 mol/L de HCl até um volume de 2 L. (R: 0,1 mol/L) 
 
9) Qual é a concentração de uma solução de cloreto de sódio obtida pela mistura 
de 200 mL de uma solução 0,4 mol/L e de 800 mL de uma solução 0,6 mol/L deste 
sal. (R: 0,56 mol/L) 
 
10) Calcule o volume V1 de uma solução de HNO3 0,8 mol/L que deve ser misturado 
com um volume V2 de uma segunda solução de HNO3 0,2 mol/L de forma a obter 
1 L de solução de HNO3 0,5 mol/L. (R: V1 = V2 = 500 mL) 
 
2.6 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Balança analítica Ácido clorídrico concentrado 
Balão volumétrico – 100 mL (01) Hidróxido de sódio PA 
Balão volumétrico – 50 mL (02) Água destilada 
Bastão de vidro 
Capela 
Espátula 
Etiquetas 
Frasco de plástico para reagente (01) 
Frasco de vidro para reagente (02) 
Funil 
Pêra 
Pisseta 
Pipeta graduada de 5 mL 
 
2.7 – BIBLIOGRAFIA 
 
MENDHAM, J. et al. Análise química quantitativa (Vogel). 6. Ed. Ver. Rio de 
Janeiro: LTC, 2002. 462 p. 
 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 
862 p. 
 
SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa e elementar. 2. ed. rev. 
ampl. São Paulo: Edgard Blücher; Campinas 
 
MOREAU, C.; PAYEN, J-.P. Solutions aqueuses: rappels de cours; exercices et 
problèmes corrigés. Paris: BERLIN, 1992. 351 p. 
 
HARVEY, David. Modern analytical chemistry. 1. ed. New York: McGraw-Hill, 
2000. 816 p. 
 
 
 
– AULA PRÁTICA 03: PADRONIZANDO SOLUÇÕES 
 
 
3.1 – OBJETIVOS 
 
Esta aula prática tem como objetivo desenvolver, no aluno, competências e 
habilidades relacionadas à técnica de padronização de soluções. Ao final desta 
aula, deseja-se que o aluno tenha desenvolvido as seguintes aptidões: 
- reconhecer as bases da análise volumétrica; 
- realizar a padronização de uma solução por titulometria; 
- efetuar os cálculos da concentração real de uma solução e de seu fator de 
 correção com base nos dados obtidos durante a padronização. 
 
3.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
3.2.1 – A padronização de soluções 
 
 Em química o termo padronização refere-se à determinação exata da 
concentração de um reagente em solução.A padronização é necessária quando 
preparamos soluções de reagentes padrão-secundário. Geralmente, utiliza-se na 
padronização uma técnica de análise química que permita determinar a 
concentração da solução em estudo. A técnica analítica mais utilizada na 
padronização de soluções é a análise volumétrica (ou titulometria). 
 
3.2.2 – A análise volumétrica 
 
 Na análise volumétrica mede-se certo volume da solução de concentração 
desconhecida e adiciona-se a essa solução, por incrementos de volume (gota a 
gota), com o auxílio de uma bureta, uma solução de concentração conhecida de um 
reagente que reaja com a substância que se deseja analisar. A solução de 
concentração desconhecida recebe o nome de titulado e a solução padrão (solução 
de concentração conhecida) é chamada de titulante. Quando a quantidade de 
reagente presente no titulante adicionado for estequiometricamente equivalente à 
quantidade de substância analisada presente no titulado, atingiu-se o chamado 
ponto de equivalência da titulação (P.E.). Idealmente, deve-se parar a adição de 
titulante, fechando a torneira da bureta, quando o P.E. é atingido. Como o P.E. é de 
difícil percepção, frequentemente, adiciona-se uma substância que mude de 
coloração quando da proximidade do P.E., essa substância é chamada de indicador. 
O ponto da titulação no qual paramos de adicionar o titulante devido à mudança de 
coloração do indicador é chamado de ponto final de titulação. A diferença entre o 
ponto final de titulação e o ponto de equivalência é chamada de erro de titulação. 
 
3.2.3 – Reações químicas e titulometria 
 
 Para que uma análise titulométrica seja possível é necessário que exista 
uma reação química entre o analito e o reagente cuja solução será usada como 
titulante. Porém, para que uma reação seja usada em titulometria, ela deve 
obedecer a certos critérios: 
- A reação dever ser rápida (praticamente instantânea), ou caso contrário que possa 
ser acelerada pela ação de um catalisador ou por aquecimento; 
- Os reagentes (titulado e titulante) devem reagir estequiometricamente entre si; 
- Não estar sujeita à ocorrência de reações paralelas; 
- O ponto final deve ser facilmente perceptível através de uma mudança nas 
propriedades físico-químicas da solução ou da mudança de coloração de um 
indicador nas proximidades do ponto de equivalência. 
 Dependendo do tipo de reação empregada na titulometria, nós podemos 
classificá-la em quatro tipos: 
 
a) Titulometria de neutralização: neste tipo de titulometria utiliza-se uma 
reação entre um ácido e uma base, ou seja, uma reação de neutralização. 
b) Titulometria de precipitação: titulometria que envolve reações de formação 
de compostos pouco solúveis. 
c) Titulometria de complexação: envolve reações de formação de complexos 
entre o titulante e o titulado. 
d) Titulometria de oxi-redução: utiliza reações de oxidação e redução entre o 
titulante e o titulado. 
 
 
3.2.4 – Montagem experimental para uma análise titulométrica 
 
 A figura ao lado mostra uma montagem típica 
usada em titulometria. 
 Inicialmente, preenche-se uma bureta 
com a solução o titulante até a marca do zero. A 
solução do titulado é colocada em um 
erlenmeyer ao qual é adicionado o titulante, gota 
a gota, com o auxílio de uma bureta. 
 A agitação da solução titulada pode ser 
feita manualmente, ou com auxílio de um 
agitador magnético. Usa-se um suporte 
universal e garras castelloy para a fixação da 
bureta. 
 
 
3.2.5 – Cálculo da concentração do titulado 
 
 Durante uma titulação ocorre uma reação de estequiometria conhecida 
entre o titulante e o titulado. Consideremos uma reação química genérica entre 
uma espécie A (titulado) e uma espécie B (titulante): 
 
x A + y B  produtos 
 
Através da estequiometria da reação podemos escrever que: 
 
y x nA = x x nB 
onde : nA = número de moles da espécie A (titulado); 
 nB = número de moles da espécie B (titulante); 
 x e y = coeficientes estequiométricos para a reação entre A e B. 
 
Lembrando que : n = M x V(L) 
 
Temos: y x MA x VA = x x MB x VB 
 
Barra de agitação
magnética
Erlenmeyer
Bureta
Agitador
magnético
Solução do
titulado
titulante
Suporte universal
Onde : MA = molaridade da solução do titulado; 
 MB = molaridade da solução titulante; 
 VA = volume da solução de titulado usada na titulação; 
 VB = volume da solução de titulante gasto na titulação; 
 
Exemplo: Calcule a molaridade de uma solução de ácido clorídrico, sabendo que 20 
mL desta solução ácida necessitaram de 10,5 mL de uma solução padrão de 
carbonato de sódio 0,1 mol/L para sua completa neutralização. 
 
Reação: 2 HCl + Na2CO3  2 NaCl + CO2 + H2O 
 
Dados: 
A = HCl 
B = Na2CO3 
 
x = 2 
y = 1 
MA = ? 
MB = 0,1 mol/L 
VA = 20 mL 
VB = 10,5 mL 
 
Calculo da concentração do titulado : 
 
1 . MA . 20 (mL) = 2 . 0,1 (mol/L) . 10,5 (mL) 
 
MA = 0,105 mol/L (concentração da solução de HCl titulada !) 
 
3.2.6 – Cálculo do fator de correção para uma solução padrão 
 
 Quando preparamos uma solução padrão secundário, o valor verdadeiro da 
concentração desta solução é obtido por padronização. Para relacionarmos o valor 
da concentração que inicialmente tínhamos desejado preparar (concentração 
desejada ou nominal) com o valor da concentração que realmente obtivemos para 
nossa solução (concentração real), podemos estabelecer um fator de correção f: 
 
f = concentração real/concentração desejada 
 
Quando queremos encontrar o valor da concentração verdadeira de uma solução 
padronizada, basta multiplicarmos o valor do fator de correção pela concentração 
nominal da solução. 
 
Exemplo: Se uma solução de HCl 0,5 mol/L possui um fator de correção, f = 0,988, 
sua molaridade real será: Mreal = Mnominal . f = 0,5 (mol/L) x 0,988 = 0,494 mol/L 
 
3.3 – PROCEDIMENTOS PRÁTICOS 
 
3.3.1 – Padronização da solução de HCl 0,5 mol/L 
 
a) Preparar uma solução padrão de carbonato de sódio 0,25 mol/L. Coloque cerca 
de 30 g de carbonato de sódio PA para secar na estufa a 110 °C até obter massa 
constante. Guarde em dessecador até atingir a temperatura ambiente. Pese, em 
um becker, exatamente, 26,5 g (verifique o cálculo!) do carbonato de sódio seco e 
dissolva em água destilada, transfira para um balão volumétrico de 1,0 L e 
complete o volume até a marca. 
 
b) Preencha a bureta com a solução padrão de carbonato de sódio, elimine 
eventuais bolhas de ar e zere a bureta. 
 
c) Usando uma pipeta volumétrica transfira 20 mL da solução de HCl a ser titulada 
para um erlenmeyer. Adicione cerca de 50 mL de água destilada ao erlenmeyer, 
usando uma proveta. 
 
c) Adicione 3 (três) gotas de indicador misto (vermelho de metila + verde de 
bromocresol) ao conteúdo do erlenmeyer e agite com movimentos circulares. 
d) Adicione a solução do titulante (carbonato de sódio), gota a gota, à solução do 
titulado, agitando continuamente o erlenmeyer. Pare de adicionar o titulante 
imediatamente, ao observar que a solução do titulado adquiriu uma coloração 
esverdeada. Anote o volume de titulante gasto na titulação. 
 
e) Calcule a molaridade real e o fator de correção para a solução de HCl titulada. 
 
3.3.2 – Padronização da solução de HCl 0,05 mol/L 
 
Repita os itens de b a e usados na titulação da solução de HCl 0,5 mol/L. 
 
 
3.4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Faça uma pesquisa sobre os diversos tipos de buretas existentes no comércio. 
 
b) Por que quando fizemos a transferência da amostra de solução de HCl a ser 
titulada utilizamos a pipeta volumétrica e quando adicionamos água destilada ao 
erlenmeyer utilizamos uma proveta ? 
 
c) Qual seria o volume de solução de carbonato de sódio que gastaríamos em nossa 
titulação da solução de HCl 0,5 mol/L caso adicionássemos 100 mL de água 
destilada ao invés de 50 mL ? 
 
d) Com baseno assunto desenvolvido nas aulas teóricas sobre sensibilidade, 
calcule a sensibilidade deste método de padronização por titulação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.5 – EXERCÍCIOS 
 
1) 20 mL de uma solução de hidróxido de sódio foram neutralizados 
completamente por 10 mL de uma solução 0,5 mol/L de HCl, calcule a 
concentração da solução de NaOH. (R: 0,25 mol/L) 
 
2) Sabendo que 10 mL de uma solução de ácido sulfúrico de concentração 
desconhecida necessitou de 25 mL de uma solução padrão de NaOH 0,25 mol/L (f 
= 0,980), calcule a concentração da solução de ácido sulfúrico. (R: 0,306 mol/L) 
 
3) Uma solução de HCl foi titulada por uma solução 0,5 M de NaOH, gastando-se 
18,5 mL desta solução para 20 mL do ácido. Quantos mL da solução ácida 
precisam ser utilizados para preparar um litro de solução 0,1 M ? (R: 216,2 mL) 
 
4) 10 mL de H2SO4 concentrado foram diluídos a 500 mL com água destilada, 50 
mL desta solução necessitou de 48 mL de solução 1 M de NaOH, f = 0,750 para 
completa neutralização do H2SO4. Calcular a concentração do ácido em g/L na 
solução concentrada. (R: 1764 g/L) 
 
5) 15 mL de uma solução de carbonato de sódio 0,25 mol/L foram gastos para 
titular 25 mL de uma solução de ácido sulfúrico que se desejava padronizar. Calcule 
a concentração da solução de ácido sulfúrico. (R: 0,15 mol/L) 
 
3.6 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Balança analítica Água destilada 
Balão volumétrico – 1 L Solução alcoólica de fenolftaleína 1% 
Bastão de vidro Ácido clorídrico 0,5 mol/L 
Bureta Ácido clorídrico 0,05 mol/L 
Erlenmeyer (02) Carbonato de sódio 0,25 mol/L 
Espátula 
Funil 
Pêra 
Pipeta volumétrica 20 mL (02) 
Pisseta 
Proveta – 50 mL 
 
 
3.7 – BIBLIOGRAFIA 
 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 
862 p. 
 
SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa e elementar. 2. ed. rev. 
ampl. São Paulo: Edgard Blücher; Campinas 
 
 
– AULA PRÁTICA 04: EQUILÍBRIOS QUÍMICOS 
 
 
4.1 – OBJETIVOS 
 
 O objetivo global dessa aula prática é a melhor compreensão dos sistemas 
em equilíbrio químico por parte dos alunos. Dentre os objetivos específicos que 
deverão ser alcançados pelos alunos, podemos citar: 
 
 - reconhecer as características de um sistema em equilíbrio químico; 
- compreender o conceito de constante de equilíbrio; 
- aplicar o princípio de Le Chatelier na previsão do comportamento de um 
 equilíbrio químico, quando este está sujeito a uma perturbação externa; 
- entender como fatores, tais como, concentração, temperatura e pressão 
 afetam os equilíbrios químicos; 
- identificar alguns tipos de equilíbrio químico importantes em química 
 analítica. 
 
4.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
4.2.1 – O estado de equilíbrio 
 
 Quando um sistema reacional fechado atinge um estado de invariabilidade 
na sua composição em função do tempo, dizemos que o sistema atingiu um estado 
de equilíbrio químico. 
 Os equilíbrios químicos são encontrados em diversas situações de interesse 
no campo das análises químicas, análises clínicas, bioquímica, farmacologia, meio 
ambiente, sistemas aquáticos, solos, etc. Assim, nessas áreas, a compreensão de 
como um sistema em equilíbrio químico se comporta é fundamental. 
Um estado de equilíbrio tende a ocorrer sempre que dois processos 
antagônicos ocorrem simultaneamente e na mesma velocidade. 
Por exemplo, um equilíbrio físico pode ser alcançado quando um líquido 
como a água se evapora dentro de um recipiente fechado, conforme mostrado na 
figura 1. 
O processo contrário à evaporação, a condensação do líquido, ocorre 
simultaneamente a partir do momento que existam moléculas da substância na 
fase vapor. A velocidade com que as moléculas presentes na fase vapor passam 
para a fase líquida depende da concentração e, por conseguinte, da pressão de 
vapor sobre o líquido. Quando a pressão do vapor da substância atinge um 
determinado valor a quantidade de líquido que evapora torna-se igual a quantidade 
de líquido que condensa. O sistema atinge um estado de equilíbrio físico, pois não 
existe reação química, apenas mudança de estado físico. 
 
 
 
 
 
Figura 01 – Equilíbrio de vaporização da 
água: 
 H2O(l) H2O(g) 
 
 
 
 
 No equilíbrio químico os processos antagonistas são reações químicas e seu 
comportamento é análogo ao do equilíbrio físico, sendo uma conseqüência direta 
da reversibilidade das reações químicas. Quando o estado de equilíbrio químico é 
atingido cada substância é consumida por uma reação na mesma velocidade em 
que é produzida por uma reação oposta, como conseqüência, a concentração de 
cada substância permanece constante no sistema. Tomemos como exemplo a 
reação simples de síntese do ácido iodídrico a partir do iodo e do hidrogênio: 
 
H2 (g) + I2(g) 2HI(g) 
 
Vamos supor que 0,8 mol de iodo (I2) e 1,0 mol de hidrogênio (H2) sejam colocados 
para reagir a 427 °C (700 K) dentro de um reator de volume igual a 1,0 L. 
Inicialmente a única reação possível é a reação de formação do ácido iodídrico ,ou 
seja, a reação direta pois não existem moléculas de ácido iodídrico. Podemos dizer 
que a velocidade da reação inversa (decomposição do HI) é igual a zero. A 
velocidade de uma reação química sendo uma função da concentração dos 
reagentes, pois quanto maior for o número de moléculas de reagentes por unidade 
de volume, maior será a probabilidade destas moléculas se encontrarem para 
reagir (figura 2). 
 
 
 
Figura 2 – Choque entre uma molécula de H2 e uma molécula de I2 formando duas 
molécula de HI (reação direta). 
 
A partir do instante em que moléculas de HI são formadas existe uma probabilidade 
não nula que estas moléculas venham a reagir e se decompor formando novamente 
moléculas de iodo e de hidrogênio conforme mostra a figura 3. 
 
 
 
Figura 3 – Choque entre duas moléculas de HI formando uma molécula de I2 e uma 
molécula de H2 (reação inversa). 
 
Porém, antes que o equilíbrio seja atingido, existe uma maior probabilidade que as 
moléculas de I2 e H2 reajam para formar HI, que as moléculas de HI se 
decomponham para formar I2 e H2. Ou seja, a velocidade da reação direta é maior 
que a velocidade da reação inversa. 
 Quando o sistema atinge o equilíbrio a velocidade da reação direta (v1) se 
iguala à velocidade da reação inversa (v2), a partir deste instante, as concentrações 
das espécies não variarão mais, a menos que alguma perturbação externa seja 
exercida sobre o sistema. A figura 4 ilustra a evolução do sistema reacional para 
a formação do ácido iodídrico a partir do iodo e do hidrogênio. 
 
 
 
Figura 4 – (I) Estado inicial (antes de qualquer reação); (II) Instante qualquer após 
início da reação e antes do equilíbrio; (III) Sistema em equilíbrio. 
 Quando um sistema reacional atinge o equilíbrio químico é 
importante notar que as reações não param, ao contrário estas continuam a ocorrer 
[ 
] m
ol
/L
 
Tempo 
[I2] 
[H2] 
[HI] 
I II III 
simultaneamente, porém, na mesma velocidade, dizemos que o equilíbrio químico 
é um equilíbrio dinâmico. 
 
4.2.2 – A constante de equilíbrio 
 
 Quando trabalhamos com um sistema reacional podemos definir a qualquer 
instante um quociente de reação, Q, que indica o quanto a reação caminhou até 
aquele instante em direção à formação dos produtos de reação. 
 Consideremos uma reação reversível genérica do tipo: 
 
aA + bB cC + dD 
 
O quociente de reação é calculado para cada instante, t, em função das 
concentrações de todas as espécies que participam da reação e que estão 
presentes no sistema reacional naquele instante: 
 
ba
dc
BA
DCQ
][][
][][
= 
 
 Quando o sistema reacional atinge o equilíbrio as concentrações das 
espécies tornam-se constantes e, por conseguinte, o valor de Q tambémse torna 
constante, recebendo o nome de constante de equilíbrio (Keq) . Assim, no equilíbrio 
temos: 
b
eq
a
eq
d
eq
c
eq
eq BA
DC
K
][][
][][
= 
 
 O valor da constante de equilíbrio é característico para cada reação 
considerada, sendo função apenas da temperatura. Comparando o valor de Q, 
calculado para um dado instante, com o valor de Keq , podemos determinar em que 
ponto o sistema reacional se encontra em relação à posição de equilíbrio e em qual 
sentido este deverá evoluir. Teremos, então, três possibilidades: 
 
Q < Keq  sistema com excesso de reagentes em relação ao estado de equilíbrio, 
o sistema evoluirá no sentido do aumento da concentração dos produtos (reação 
direta); 
Q = Keq  sistema em equilíbrio, as concentrações das espécies que participam da 
reação permanecerão constantes, a menos que uma perturbação seja exercida 
sobre o sistema. 
Q > Keq  sistema com excesso de produtos em relação à posição de equilíbrio, o 
sistema evoluirá no sentido do aumento da concentração dos reagentes (reação 
inversa) 
 
4.2.3 – O princípio de Le Chatelier 
 
 Quando um sistema reacional atinge o equilíbrio, a concentração das 
espécies tende a permanecer constante indefinidamente, a menos que o sistema 
sofra uma perturbação externa (adição ou remoção de um constituinte, variações 
de temperatura ou pressão). 
 A forma como os sistemas em equilíbrios se comportam frente a uma 
perturbação externa foi elucidada pelo químico francês Henri Le Chatelier (1850 – 
1936), no chamado princípio de Le Chatelier. 
 A proposição do princípio de Le Chatelier é bastante simples: “Quando uma 
perturbação externa é exercida sobre um sistema em equilíbrio químico, o equilíbrio 
tende a se ajustar de forma a se contrapor à esta perturbação”. 
 O princípio de Le Chatelier é uma regra que permite prever, 
qualitativamente, o comportamento de um sistema em equilíbrio quando este sofre 
alguma perturbação. 
 
4.2.3.1 – Efeito da adição ou remoção de um constituinte 
 
 Quando adicionamos um constituinte ao sistema reacional em equilíbrio, o 
equilíbrio se deslocará no sentido de consumir parte do constituinte adicionado. 
Por outro lado, quando um constituinte é removido do sistema reacional em 
equilíbrio, este se deslocará no sentido de repor parte do constituinte retirado. 
 
4.2.3.2 – Efeito das variações de temperatura 
 
 Em uma reação química reversível, caso a reação direta seja exotérmica, a 
reação inversa será endotérmica, de acordo com a lei de Hess. Quando um sistema 
reacional em equilíbrio é aquecido, este se deslocará no sentido de absorver o calor 
que está sendo fornecido ao sistema, favorecendo a reação endotérmica. Ao 
contrário, quando um sistema em equilíbrio é resfriado se favorece a reação 
exotérmica, pois o sistema se desloca no intuito de gerar o calor que está sendo 
perdido. 
 A temperatura é o único parâmetro operacional que altera diretamente o 
valor da constante de equilíbrio. A figura 05 mostra nos três casos possíveis, a 
variação da constante de equilíbrio com a temperatura: 
 
 
Figura 05 – Variação da constante de equilíbrio em função da temperatura para 
reações (diretas): I – endotérmicas (∆H > 0), II – atérmicas (∆H = 0) e III – 
exotérmicas (∆H < 0). 
 
4.2.3.3 – Efeito das variações de pressão 
 
 A variação da pressão só afetará equilíbrios onde exista uma variação na 
quantidade total matéria gasosa entre reagentes e produtos. Sistemas reacionais 
que não envolvem constituintes gasosos, não serão afetados pela pressão. 
Também, só ocorrerá efeito da variação da pressão sobre o equilíbrio, caso esta 
seja acompanhada de variações de volume. 
 Quando aumentamos a pressão deslocamos o equilíbrio no sentido da 
formação de um menor número de moles gasosos. Uma diminuição da pressão 
deslocará o equilíbrio no sentido da formação de um maior número de moles 
gasosos. 
Temperatura 
Keq I 
II 
III 
 Consideremos por exemplo a seguinte reação em equilíbrio químico: 
2 NO2 (g) N2O4 , 
Um aumento da pressão deslocará o equilíbrio no sentido da formação do produto 
(menor número de moles gasosos), uma diminuição da pressão deslocará o 
equilíbrio no sentido da formação do reagente (maior número de moles gasosos). 
 
4.2.4 – Alguns equilíbrios químicos importantes em Química Analítica 
 
 Alguns equilíbrios químicos são de grande importância em Química Analítica 
e suas constantes de equilíbrio recebem nomes especiais. A tabela 01 mostra 
alguns equilíbrios importantes em química analítica. 
 
Tabela 01 – Alguns equilíbrios químicos importantes em Química Analítica 
Tipo de 
equilíbrio Reação 
Constante de 
equilíbrio 
Nome da 
constante 
Auto-ionização da 
água 
2 H2O H3O+ + OH- ]][[ 3
−+= OHOHK w 
Produto iônico da 
água 
Ionização de um 
ácido 
HF + H2O H3O+ + F- 
][
]][[ 3
HF
FOH
Ka
−+
= 
Constante de 
ionização do ácido 
Ionização de uma 
base 
NH3 + H2O NH4+ + OH- 
][
]][[
3
4
NH
OHNHKb
−+
= 
Constante de 
ionização da base 
Solubilização de 
um composto 
pouco solúvel 
PbS(s) Pb2+(aq) + S2-(aq) ]][[ 22 −+= SPbK ps 
Produto de 
solubilidade 
Formação de íons 
complexos 
Ni2+ + 4 CN- [Ni(CN)4]2- 42
2
4
]][[
]])([[
−+
−
=
CNNi
CNNi
nβ 
Constante global de 
formação de 
complexos 
Reação de 
oxidação/redução 
Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) 
][
][
3
2
+
+
=
Fe
FeKredox 
Constante de 
oxidação-redução 
 
4.2.5 – Equilíbrios químicos abordados nesta aula prática 
 
a) Conversão de íons cromato em íons dicromato 
 
 Os íons cromato, CrO42-, de coloração amarelo claro, são convertidos em íons 
dicromato, Cr2O72-, de coloração alaranjada, segundo a reação: 
 
+− + HCrO 22 24 OHOCr 2272 +− 
 
A adição de ácido a uma solução contendo íons cromato (amarelo) deslocará 
o equilíbrio no sentido de consumir o excesso de íons H+, nesse processo os íons 
cromato são igualmente consumidos e os íons dicromato (alaranjado) são 
formados. 
Quando adicionamos uma base a uma solução contendo íons dicromato, os 
íons H+ são consumidos devido à reação de auto-ionização da água (H+ + OH- 
H2O ), o equilíbrio se desloca no sentido de repor os íons H+, nesse processo os íons 
dicromato (alaranjado) são consumidos e os íons cromato (amarelo) são 
produzidos. 
 
b) Reação do íon Al3+ (íon alumínio) com íons hidróxido 
 
 Os íons alumínio reagem com os íons hidróxido, OH-, formando inicialmente 
um precipitado branco de hidróxido de alumínio, Al(OH)3 . A adição de um excesso 
de íons hidróxido provocará, no entanto, a dissolução do precipitado de hidróxido 
de alumínio, devido à formação de íons complexos tetrahidroxialuminato (solução 
incolor). As reações envolvidas são: 
 
I) −+ + OHAl 33 ↓3)(OHAl 
(precipitação do hidróxido de alumínio) 
 
II) −+↓ OHOHAl 3)(
−])([ 4OHAl 
(formação do complexo tetrahidroxialuminato) 
 
 Podemos prever que a adição de uma base deslocará os equilíbrios acima 
no sentido das reações diretas. Por outro lado, a adição de um ácido ao sistema 
consumirá os íons OH- , e deslocará os equilíbrios no sentido das reações inversas. 
 As concentrações das espécies no sistema reacional dependerá da 
concentração de íons OH- e por conseguinte do pH do sistema. 
 
c) Ionização da fenolftaleína 
 
 
 
 
 A fenolftaleína é um indicador ácido-base e como tal muda de coloração de 
acordo com o pH do meio onde se encontra. Todo indicador ácido base é um ácido 
fraco ou uma base fraca cuja coloração da forma ionizada é diferente da coloração 
da forma não ionizada: 
HIn H+ + In- 
 (forma não ionizada) (forma ionizada) 
 (cor 1) (cor 2) 
 
 No caso da fenolftaleína temos o seguinte equilíbrio entre as formas 
ionizadas e não ionizadas do indicador: 
 
Fenolftaleína incolor Fenolftaleína rosa 
 (pH < 8,0) (pH > 9,6) 
 
 A adição de umabase em um meio contendo fenolftaleína deslocará o 
equilíbrio de ionização do indicador no sentido de formação da espécie ionizada 
(coloração rosa) a adição de um ácido deslocará o equilíbrio de ionização do 
indicador no sentido de formação da espécie não ionizada (incolor). 
 
d) Intercambio de ligantes em complexos de cobalto (II) 
 
 Os íons complexos são espécies químicas formadas por um átomo metálico 
central, receptor de pares eletrônicos (ácido de Lewis) e por ligantes doadores de 
pares eletrônicos. As reações de formação de íons complexos são chamadas de 
reações de complexação e são empregadas em Química Analítica, principalmente 
na análise de metais. 
 Íons complexos podem ser obtidos por reações de intercambio de ligantes, 
nas quais um ligante é substituído por outro. Muitas reações de intercambio de 
ligantes ocorrem com absorção ou desprendimento de energia. 
 Um bom exemplo de reação de intercâmbio de ligantes é o caso do cloreto 
de hexaaquacobalto(II), hexaédrico, de cor rosa que por aquecimento é convertido 
em um complexo tetraédrico, trocando os ligantes aquo por ligantes cloro, 
2 H+
2 OH-
C O-OOC
-O
C O 
O 
OH 
OH 
adquirindo assim cor azul. As reações envolvidas no processo são mostradas a 
seguir: 
[Co(H2O)6]2+ + 4Cl- [CoCl4]2- + 6 H2O ∆H = +54 kJ/mol 
 (solução rosa) (solução azul) 
 
Sendo a reação direta endotérmica, um aquecimento do sistema reacional 
deslocará o equilíbrio no sentido da produção do complexo tetraclorocobaltato(II) 
de coloração azul (reação direta), enquanto que o resfriamento do sistema favorece 
a formação do complexo hexaaquacobalto(II) de cor rosa. 
 
e) Reação ácido-base no Sonrisal 
 
 O Sonrisal, um anti-ácido muito usado, emprega o bicarbonato de sódio 
como princípio ativo. Ao colocarmos um comprimido de Sonrisal na água ele se 
dissolve devido a reação dos íons bicarbonato em meio ácido, liberando CO2. A 
reação pode ser controlada se usarmos um meio alcóolico (álcool a 95 %) no lugar 
de água pura. 
 
Reação: HCO3- + H2O H2CO3 + OH- 
 
 H2CO3 H2O + CO2 ↑ 
 
 Em um sistema fechado, o CO2 será produzido até que o equilíbrio seja 
estabelecido, porém caso seja feito um vácuo (diminuição da pressão) de forma a 
retirar constantemente o CO2, a reação prosseguirá produzindo CO2 . O 
desprendimento de CO2 pode ser observado pela liberação de bolhas de gás pelo 
comprimido de Sonrisal. 
4.3 – PROCEDIMENTOS PRÁTICOS 
 
4.3.1 - Conversão dos íons cromato em íons dicromato: 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 0,5 mL (~ 10 gotas) de cromato de potássio 0,2 
mol/L (solução amarela) e 0,5 mL de ácido clorídrico 1,0 mol/L. Observe o ocorrido, 
e anote em seguida. 
 
b) No mesmo tubo de ensaio adicione 0,5 mL (~ 10 gotas) de hidróxido de sódio 1,0 
mol/L. 
 
4.3.2 - Reação do íon alumínio (Al3+) com íons hidróxido: 
 
a) Adicione cerca de 0,5 mL (~ 10 gotas) de solução de sulfato de alumínio 0,2 
mol/L em um tubo de ensaio, em seguida adicione hidróxido de sódio 1,0 mol/L 
gota a gota, agitando sempre o tubo (observe a formação do precipitado). Continue 
adicionando hidróxido de sódio até a completa dissolução do precipitado. 
 
b) No mesmo tubo de ensaio adicione ácido clorídrico 1,0 mol/L, para obter 
novamente o precipitado branco, continue adicionando ácido clorídrico até observar 
o desaparecimento do precipitado. 
 
4.3.3 - Reação de neutralização na presença de indicador 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 1 mL de água destilada e 3 gotas de água 
sanitária. Agite. 
 
b) No mesmo tubo de ensaio adicione 1 gota de fenolftaleína. Observe o ocorrido. 
 
c) Sempre no mesmo tubo de ensaio adicione, gota-a-gota, 0,5 mL de ácido 
clorídrico 1,0 M. Observe o que ocorre. 
 
 
4.3.4 – Reação de intercâmbio de ligantes em complexos de cobalto 
 
a) Em um tubo de ensaio, adicionar cerca de 1 mL de solução 0,2 mol/L de cloreto 
de cobalto II. 
b) Adicionar NaCl sólido em excesso. Anotar o que ocorre. 
 
c) Aquecer o tubo de ensaio em banho-maria até ebulição. Observar as 
modificações que ocorrem na solução contida no tubo de ensaio. 
 
d) Resfriar o tubo de ensaio em banho de gelo, observar eventuais modificações 
nas características da solução. 
 
4.3.5 – Reação ácido-base no Sonrisal 
 
a) Coloque cerca de 100 mL de álcool a 95 % em um kitassato, adicione um 
comprimido de Sonrisal, tampe o kitassato com uma rolha e conecte ao sistema 
de vácuo. Observe o desprendimento de bolhas de gás em torno do comprimido. 
 
b) Ligue o sistema de vácuo e observe a quantidade de bolhas desprendidas pela 
reação. 
 
Observação: Não esquecer de anotar, no caderno de laboratório, todas as 
observações da aula prática. 
 
4.4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Faça uma pesquisa e cite 03 exemplos de equilíbrios químicos de interesse em 
sua área de atuação. 
 
b) Explique os fatos ocorridos em todas as reações estudadas nesta aula prática, 
com base no princípio de Le Chatelier. 
 
c) Podemos afirmar que a fenolftaleína é um ácido fraco. Explique. 
 
d) O que aconteceria caso adicionássemos ácido clorídrico a uma solução de cloreto 
de cobalto II ?. Explique. 
 
e) Qual é o princípio ativo da água sanitária? Esta espécie pode ser considerada 
uma base ou um ácido? Explique. 
 
f) Escreva as expressões para as constantes de equilíbrio das reações estudadas. 
 
4.5 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Banho de gelo Água sanitária 
Banho-maria Solução alcoólica de fenolftaleína a 1% 
Bomba a vácuo Cloreto de cobalto(II) 
Kitassato Álcool a 95 % 
Pinça de madeira Sonrisal 
Pipetas de Pasteur Cromato de potássio 0,2 mol/L 
Tubos de ensaio – 04 Dicromato de potássio 0,2 mol/L 
 Sulfato de alumínio 0,2 mol/L 
 Ácido clorídrico 1,0 mol/L 
 Hidróxido de sódio 1,0 mol/L 
Cloreto de sódio (NaCl) sólido 
 
 
4.6 – BIBLIOGRAFIA 
 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 
862 p. 
 
SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. 5. ed. rev. São Paulo: Mestre 
Jou, 1981. 668 p. 
 
BARLET, Roger et al. Comprendre e approfondir la chimie: les équilibres 
chimiques. Paris: DUNOD, 1997. 186 p. 
 
GUERNET, Michel; GUERNET, Elisabeth; HENRENKNECHT-TROTTMANN, Christine. 
Chimie analytique: équilibres en solution. Paris: DUNOD, 2002. 211 p. 
 
 
 
– AULA PRÁTICA 05: INDICADORES ÁCIDO-BASE NATURAIS 
 
 
5.1 – OBJETIVOS 
 
 Esta aula prática tem por objetivo geral desenvolver o conceito de equilíbrio 
ácido-base, explicitando suas aplicações na Química Analítica e no cotidiano do 
aluno, utilizando os pigmentos naturais e suas propriedades como exemplo. Como 
objetivos específicos dessa aula prática, destacamos os seguintes pontos: 
 - reconhecer um equilíbrio ácido-base; 
- aplicar o conceito de equilíbrio ácido-base na compreensão e resolução 
 de problemas; 
- entender e utilizar o conceito de pH; 
- Compreender o funcionamento de um indicador ácido-base; 
- utilizar materiais disponíveis na região semi-árida como indicadores 
 ácido-base. 
 
5.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
5.2.1 – Equilíbrios ácido-base 
 
 Segundo o conceito de Brönsted-Lowry, um ácido é uma espécie química que 
doa prótons (íons H+) durante uma reação química, enquanto que uma base é uma 
espécie química que recebe prótons durante uma reação química. 
 
Exemplo: reação ácido-base genérica 
 
 
 Ácidos e bases são extremamente importantes em química, pois muitas 
reações químicas de interesse envolvem essas substâncias. Quando um ácido doa 
um próton a uma base forma-se um novo ácido e uma nova base que podem 
também reagir entre si, o resultado é uma reação reversível que tenderá a um 
estado de equilíbrio. 
Quando um ácido perde um próton dá origem a uma base conjugada e 
quando uma base recebe um próton produz um ácido conjugado.Desse modo, em 
uma reação ácido-base podemos estabelecer pares conjugados ácido-base. 
 
5.2.2 – Auto-ionização da água 
 
 Um dos equilíbrios ácido-base mais importantes é a reação de auto-
ionização da água: 
 
HA + :B- HB + :A-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
HA + :B- HB + :A-HA + :B- HB + :A-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
H2O + H2O: H3O+ + :OH-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
H2O + H2O: H3O+ + :OH-
Transferência de H+ Transferência de H+
Ácido 1 Base 1 Ácido 2 Base 2
Pares conjugados ácido-base
 
 Na reação de auto-ionização da água, uma molécula de água doa um próton 
para uma outra molécula de água formando íons hidroxônio (H3O+) e íons hidroxila 
(OH-). A água doa prótons e recebe prótons nessa reação, agindo como ácido e 
como base simultaneamente, diz-se então que ela é uma espécie anfótera. 
 A constante de equilíbrio para a reação de auto-ionização da água é 
chamada de produto iônico da água e designada por Kw, sendo que: 
]][[ 3
−+= OHOHK w 
Determinou-se, experimentalmente, que as concentrações de íons H3O+ e OH-, em 
água pura a 25 °C são ambas iguais a 10-7 mol.L-1. Dessa forma o valor de Kw a 
uma temperatura de 25 °C é igual a 10-14. 
 
 
5.2.3 – A escala de pH 
 
 A concentração de íons H3O+ (ou H+ de forma simplificada) é de fundamental 
importância em muitas reações químicas e bioquímicas que ocorrem em meio 
aquoso. 
 Em 1909, Sören P. T. Sörensen (1868-1939), bioquímico dinamarquês, 
estabeleceu uma maneira conveniente de expressar a acidez utilizando o logaritmo 
negativo da concentração do íon hidrogênio: 
 
pH = - log [H+] 
 
Sörensen chamou o novo conceito de expoente do íon hidrogênio representado pelo 
símbolo pH “pondus hidrogenn - potencial de hidrogênio”. Devido ao uso do artifício 
matemático “– log [H+]” os valores dessa escala são positivos na faixa de 
concentração abaixo de 1 mol/L. 
A rigor, o pH é mais bem definido como sendo pH = -log ah, onde ah é a 
atividade do íon hidrogênio. Em soluções contendo mais de um íon a atividade e a 
concentração são diferentes, porque a atividade é a concentração real de um 
eletrólito em solução. Ela é função de todos os componentes iônicos em solução 
(força iônica). 
O conceito de pH pode ser estendido a outras grandezas e podemos definir 
uma função “p” de tal forma que: 
 
pX = - log X 
 
Assim, teremos: pOH = - log [OH-] 
 pKw = - log Kw = - log 10-14 = 14 
 pNO3- = - log [NO3-] 
 
Em solução aquosa as concentrações dos íons OH- e H+ estão relacionadas e por 
conseguinte os valores de pH e pOH, de forma que temos: 
 
pH + pOH = pKw = 14 
 
Quando as concentrações dos íons H+ e OH- são iguais em uma solução aquosa, 
teremos o pH igual a 7,0 e o meio é considerado neutro. Quando a concentração 
de íons H+ é superior à concentração de íons OH- a solução aquosa é considerada 
ácida, e quando ocorre o inverso é chamada de básica ou alcalina ([OH-] > [H+]). As 
relações existentes entre o pH, o pOH e as concentrações de íons H+ e OH- são 
exemplificadas no quadro 01: 
 
Quadro 01 – Relações entre pH, pOH e as concentrações de H+ e OH- em solução 
aquosa. 
[H+] 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 
[OH-] 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100 
pH 0,0 1,0 2,0 3,0 4,0 5,0 6,0 7,0 8,0 9,0 10,0 11,0 12,0 13,0 14,0 
pOH 14,0 13,0 12,0 11,0 10,0 9,0 8,0 7,0 6,0 5,0 4,0 3,0 2,0 1,0 0,0 
CARÁTER 
DA 
SOLUÇÃO 
SOLUÇÃO ÁCIDA SOLUÇÃO NEUTRA SOLUÇÃO ALCALINA 
 
 
5.2.3 – Indicadores ácido-base 
 
 Os indicadores ácido-base são uma substâncias que mudam de coloração 
segundo o pH do meio onde se encontram. 
Um indicador ácido-base é um ácido ou uma base fraca cuja forma ácida 
apresenta uma cor diferente da forma básica. Quando em solução o indicador 
apresenta um equilíbrio do tipo: 
 
 
 
Um aumento do pH do meio favorece a formação da forma básica do 
indicador e uma diminuição do pH favorece a formação da forma ácida do 
indicador. Como critério visual, a mudança da cor da forma ácida para a básica (e 
vice-versa) ocorre quando a razão entre as concentrações da forma ácida (alcalina) 
e da alcalina (ácida) for maior que aproximadamente 10. Essa razão pode ser 
melhor determinada utilizando-se um método espectrofotométrico. O equilíbrio da 
mudança de cor (em uma dada força iônica) pode ser dado pela Equação: 
 pH = pKin + log [In-]/[HIn] 
 
onde pKin é a chamada constante aparente do indicador. Com base na mudança de 
cor em função das concentrações das espécies ácida e básica (10/1 ou 1/10), a 
faixa de viragem da cor do indicador pode ser expressa segundo a Equação: 
 
pH = pKin ± 1 
 
ou seja, a faixa de viragem do indicador corresponde a cerca de duas unidades de 
pH. 
O primeiro indicador de pH comercialmente vendido foi o tornassol (litmato 
de cálcio). Atualmente existem inúmeras substâncias usadas como indicadores 
ácido-base, com faixas de viragem variadas como mostrado no quadro 02. 
 
Quadro 02 – Faixa de viragem de alguns indicadores ácido-base 
HIn + H2O: H3O+ + :In-
Forma ácida
(cor 1)
Forma básica
(cor 2)
 
 
 
5.2.4 – Pigmentos naturais usados como indicadores ácido-base 
 
As antocianinas são pigmentos da classe dos flavonóides responsáveis, em 
diversos casos, pela coloração vermelha, azul ou violeta de diversos vegetais. 
Quando as antocianinas são extraídas do vegetal, apresentam-se sob a forma de 
sais de flavílio, normalmente glicosiladas, ou seja, ligadas a moléculas de açúcares 
tais como a β-D-glicose, β-D-galactose e a α-D-rammose. Quando livres dos 
açúcares esses pigmentos recebem o nome de antocianidinas. 
As antocianinas possuem a propriedade de mudar de coloração em função 
do pH do meio onde se encontram, assim, podem ser utilizadas como indicadores 
ácido-base naturais. 
 
Íon flavílio 
 
Obs: Cianidina (R1 = OH e R2 = H); Peonidina (R1 = OCH3 e R2 = H); Delfinidina (R1 
= OH e R2 = OH); Petunidina (R1 = OCH3 e R2 = OH); Malvidina (R1 = OCH3 e R2 = 
OCH3); Pelargonidina (R1 = H e R2 = H); 
 
amarelo de alizarina
timolftaleína
fenolftaleína
o-cresolfenolftaleína
m-nitrofenol
vermelho de fenol
azul de bromotimol
alizarina
púrpura de bromocresol
negro de eriocromo
vermelho de metila
verde de bromocresol
alaranjado de metila
azul de bromofenol
2,4-dinitrofenol
eritrosina b
azul de timol
vermelho de cresol
cristal violeta
amarelo de alizarina
timolftaleína
fenolftaleína
o-cresolfenolftaleína
m-nitrofenol
vermelho de fenol
azul de bromotimol
alizarina
púrpura de bromocresol
negro de eriocromo
vermelho de metila
verde de bromocresol
alaranjado de metila
azul de bromofenol
2,4-dinitrofenol
eritrosina b
azul de timol
vermelho de cresol
cristal violeta
O
OH
OH
OH
R2
OH
R1
+
 Quando se aumenta o pH de uma solução ácida contendo uma 
antocianidina, ocorrem os seguintes equilíbrios químicos envolvendo o íon flavílio: 
 
 
 Estes equilíbrios estão na base das mudanças de coloração que ocorrem 
quando se varia o pH do meio onde se encontram extratos vegetais contendo 
antocianidinas. 
 
5.3 – PROCEDIMENTO PRÁTICO 
 
a) Separar aproximadamente 10 g (20 mL opcionalmente) da matéria vegetal que 
será utilizada na obtenção do extrato vegetal (beterraba, casca de uva roxa, repolho 
roxo, feijão preto, hibisco, etc.) 
 
b) Triturar a matéria vegetal (quando possível) ou, opcionalmente, transformá-la em 
raspas. 
 
c) Extrair os corantes vegetais em um béquer, utilizando 10 mL de álcool etílico 
comercial ou água, agite com um bastão de vidro e deixe macerar durante 10 
minutos. 
 
d) Filtrar o extrato, usando funil e papel de filtro, recolhendo o filtrado em um 
béquer.e) Tomar 03 tubos de ensaio e adicionar 3,0 mL de HCl 0,1 mol.L-1 ao primeiro tubo 
(meio ácido), 3,0 mL de água destilada ao segundo tubo (meio aproximadamente 
neutro) e 3,0 mL de NaOH 0,1 mol.L-1 ao terceiro tubo (meio básico). Identifique 
cada tubo usando um pincel marcador para vidro. 
 
f) Adicionar 10 gotas do extrato vegetal filtrado (indicador natural) em cada tubo de 
ensaio. 
 
g) Observe as mudanças ocorridas nos tubos com a adição do indicador. Anote os 
resultados. Confira com os outros grupos os resultados obtidos com os outros 
vegetais, anote. 
 
 
 
5.4 - PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Explique como funciona um indicador ácido-base. 
b) Você conhece outros vegetais que poderiam apresentar concentrações elevadas 
de antocianinas? Pesquise. 
c) Faça uma tabela contendo o tipo de extrato vegetal utilizado (por todos os 
grupos!) e as colorações do extrato em meio ácido, próximo do neutro e básico ? 
d) Faça uma pesquisa (01 folha) sobre a utilização de corantes vegetais como 
indicadores de pH (não esqueça de indicar a fonte consultada). 
 
5.5 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Béqueres - 02 Ácido clorídrico 0,1 mol/ L 
Bastão de vidro Hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
Pipetas graduadas de 5 mL - 03 Álcool comercial (etanol) 
Funil Água destilada 
Papel de filtro Matéria vegetal 
Suporte para funil 
Tubos de ensaio - 03 
Pipetas de pasteur 
Ralador 
 
 
5.6 – BIBLIOGRAFIA 
 
RAMOS, Luiz Antônio; LUPETTI, Karina Omuro; CAVALHEIRO, Éder T. Gomes; 
FATIBELLO-FILHO, Orlando. Utilização do Extrato Bruto de Frutos de Solanum 
nigrum L No Ensino de Química. Eclética Química. Vol. 25. 2000. 
 
GAMA, Michelle da Silva e AFONSO, Júlio Carlos. De Svante Arrhenius ao 
Peagâmetro Digital: 100 anos de Medida de Acidez. Química Nova. Vol. 30, N° 1. 
2007. 
 
 
– AULA PRÁTICA 06: DETERMINAÇÃO DA ÁCIDEZ DE UM VINAGRE 
 
 
6.1 – OBJETIVOS 
 
 Essa aula prática tem como objetivo habilitar o aluno ao emprego da 
titulometria de neutralização enquanto técnica de análise. Os seguintes pontos 
podem ser citados como objetivos específicos: 
- Reconhecer as situações onde a volumetria de neutralização pode ser 
utilizada enquanto técnica analítica. 
- Relacionar a teoria da titulometria de neutralização com as observações 
experimentais realizadas durante a determinação da acidez de um ácido fraco. 
- Efetuar os cálculos necessários para a determinação da concentração do 
analito, usando a técnica de titulação direta. 
 
6.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
6.2.1 – Titulometria de neutralização 
 
 Como já foi abordado na aula prática 03, podemos classificar as técnicas de 
análise titulométrica em quatro tipos: titulometria de neutralização, titulometria de 
precipitação, titulometria de complexação e titulometria de oxi-redução. 
 A titulometria de neutralização (ou titulometria ácido-base) é o tipo de 
titulometria baseado em reações de neutralização que ocorrem entre um ácido e 
uma base. Essa técnica é então usada na análise quantitativa de analitos que se 
comportem como ácidos ou bases. 
 A reação iônica que realmente tem lugar em solução aquosa, quando da 
realização de uma titulometria de neutralização é a reação entre os íons H+ (H3O+) 
e os íons OH-: OH-(aq) + H+(aq) H2O 
 Essa reação é limitada pelo equilíbrio de auto-ionização da água, de forma 
que : Kw = [H+][OH-] 
 Assim, ao longo de uma titulação de neutralização o parâmetro que sofre 
variação durante a adição do titulante é a concentração de íons H+ (e igualmente a 
de OH-) na solução do titulado. 
 
6.2.2 – Curvas de titulação ácido-base 
 
 Uma curva de titulação ácido-base é um gráfico onde se registra no eixo das 
abscissas o volume de titulante (ácido ou base) adicionado à solução do titulado, e 
no eixo das ordenadas o pH do titulado. O formato da curva de titulação dependerá 
do tipo de titulação realizado. O quadro a seguir resume os principais tipos de 
curvas de titulação encontradas para sistemas monopróticos: 
 
Quadro 01 – Curvas de titulação ácido-base 
TIPO DE TITULAÇÃO 
ÁCIDO-BASE CURVA DE TITULAÇÃO 
Titulação de ácido forte 
com base forte 
 
 
 
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FORTE 
0,01 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,02 mol/L. 
Titulação de base forte 
com ácido forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de BASE FORTE 
0,01 mol/L c/ uma solução de ÁCIDO FORTE 0,02 mol/L 
 
TIPO DE TITULAÇÃO 
ÁCIDO-BASE CURVA DE TITULAÇÃO 
Titulação de ácido fraco 
com base forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de ÁCIDO FRACO 
(pKa = 4,757) 0,01 mol/L c/ uma solução de BASE FORTE 0,02 mol/L. 
Titulação de base fraca 
com ácido forte 
 
 
EXEMPLO: CURVA DE TITULAÇÃO de 50 mL de uma solução de BASE FRACA 
(pKb = 4,757) 0,01 mol/L c/ uma solução de ÁCIDO FORTE 0,02 mol/L 
 
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
0
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
0
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pH
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VB (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE BASEDE BASE
pH = 8,89
VB = VE/2
pH = pKa
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
pH = 5,71
VB = VE/2
pH = pKa = 14 – pKb = 9,24
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
pH
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE REGIÃO DE 
TAMPÃOTAMPÃO
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE DE ÁÁCIDOCIDO
pH = 5,71
VB = VE/2
pH = pKa = 14 – pKb = 9,24
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50
VA (mL)
pH
 A construção de curvas de titulação permite uma maior compreensão dos 
fenômenos que ocorrem durante uma titulação. Além disso, a escolha de um 
indicador ácido-base adequado para uma dada titulação deve ser feita observando-
se as características da curva de titulação em questão. 
 
6.2.3 – Escolha de um indicador ácido-base para a titulação 
 
 Quando da escolha de um indicador ácido-base para uma titulação de 
neutralização, devemos lembrar (conforme aula prática 05) que a faixa de viragem 
(mudança de coloração) do mesmo ocorre entre duas unidades de pH 
aproximadamente. Portanto, devemos escolher um indicador com faixa de viragem 
que corresponda à região da curva de titulação na qual ocorre uma brusca variação 
do pH do titulado nas proximidades do ponto de equivalência. A escolha de um 
indicador inadequado levará a um maior erro de titulação. 
 A figura 01 apresenta várias curvas de titulação de ácidos fracos com bases 
fortes e as faixas de viragem de alguns indicadores. 
 
Figura 01 - CURVAS DE TITULAÇÃO de 20 mL de uma solução de ÁCIDO 0,1 mol/L 
(diferentes valores de pKa – força ácida) c/ uma solução