Introdução a Titrimetria e calculos
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Introdução a Titrimetria e calculos


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Escola Técnica Estadual de Praia Grande 
Análise Química Quantitativa 
Profa. Noemi Gil 
 
Volumetria, Titrimetria ou Titulometria 
 
1. Princípios das análises volumétricas 
Uma titulação é um procedimento em que pequenos volumes da solução de 
reagente \u2013 o titulante \u2013 são adicionados ao analito até que a reação termine. O 
titulante é normalmente transferido de uma bureta. Cada adição de titulante deve 
ser consumida rápida e completamente pela reação com o analito até que o analito 
acabe. As titulações mais comuns são baseadas em reações ácido-base, oxidação-
redução, formação de complexo e precipitação. 
Os métodos para determinar quando o analito foi consumido incluem: a 
detecção de uma súbita mudança na diferença de potencial ou na corrente elétrica 
entre um par de eletrodos; a observação da mudança de cor de um indicador; a 
monitorização da absorbância da luz pelas espécies químicas na reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 \u2013 Sistema de titulação. O titulante é uma solução de concentração conhecida que irá 
reagir com o analito (titulado) de concentração desconhecida. O titulante está na bureta, 
enquanto o titulado é colocado no Erlenmeyer. 
Fonte: file:///C:/Users/nlgil/Downloads/2014-
Volumetria_AcidoBase.pdf 
file:///C:/Users/nlgil/Downloads/2014-Volumetria_AcidoBase.pdf
file:///C:/Users/nlgil/Downloads/2014-Volumetria_AcidoBase.pdf
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1.2 O indicador 
Um indicador é um composto com uma propriedade física (normalmente 
a cor) que muda abruptamente quando a titulação está completa. A mudança 
é causada pelo desaparecimento do analito ou pelo aparecimento de um 
excesso de titulante. 
 
1.3 O ponto de Equivalência 
O ponto de equivalência é alcançado quando a quantidade de titulante 
adicionado é a quantidade exata que é necessária para uma reção 
estequimétrica com o analito (o titulado). Por exemplo, 5 mol de ácido oxálico 
reagem com 2 mol de permanganato em solução ácida quente: 
 
 
 
 
 
 
 
Se a solução desconhecida contém 5,00 mmol de ácido oxálico, o ponto 
de equivalência é alcançado quando 2,00 mmol de MnO4- tiverem sido 
adicionados. 
O ponto de equivalência é o resultado ideal que procuramos em uma 
titulação. O que realmente medimos é o ponto final, que é indicado pela 
mudança súbita em uma propriedade física da solução (alteração de cor do 
indicador, por exemplo). 
 
 
 
 
Figura 2 \u2013 Demonstração de titulação por oxirredução. Quando a quantidade necessária de 
permanganato, que é o titulante, reagir com todo o ácido oxálico que é o analito, a solução do titulado 
(presente no erlenmeyer) que anteriormente era púrpura, se torna incolor. 
Fonte: Harrys, 2011. 
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2. Cálculos que serão utilizados nas análises quantitativas e revisão de conceitos 
 Primeiramente vamos relembrar que toda medida deve ser representada por seu 
valor, acompanhado de um símbolo, do qual costumamos denominar de unidade de 
medida. A massa de um corpo pode ser medida em gramas (g) ou quilogramas, 
dependendo da sua dimensão. Aferir a massa de um elefante em g, daria um valor muito 
grande, então é preferível aferi-la em kg. Já a massa da formiga, se aferida em kg, dará 
um valor muito pequeno, sendo assim, é melhor aferi-la em g. 
 
 
 
 
 
 
 As unidades internacionais das medias muitas vezes podem não apresentar uma 
unidade correspondente a sua dimensão. Sendo assim, podemos empregar ordens de 
grandeza, em quantitativa vamos simplificar e chama-las de potências de 10. As escalas 
que mais iremos utilizar nas ordens de grandeza são mili (m), micro (\u3bc), nano (n) e pico 
(p). Estas escalas de grandezas se referem a números muito pequenos. 
 
 
 
 
 
 
 
Tabela 1 \u2013 Unidades de medidas internacionais. 
Fonte: Harrys, 2011. 
Tabela 2 \u2013 Ordens de grandeza (potências de 10). 
Fonte: Harrys, 2011. 
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2. 1 Conceito de Massa molar 
A unidade de massa atômica está baseada em uma escala relativa cuja 
referência é o isótopo do carbono 12C, ao qual foi atribuída exatamente a massa 
de 12 uma. Assim, a uma é, por definição, 1/12 da massa de um átomo neutro 
de 12C. Então, a massa molar MM do 12C é definida como a massa em gramas de 
6,022 x1023 átomos do isótopo de carbono-12, ou exatamente 12 g. 
Da mesma forma, a massa molar de outro elemento qualquer é a massa 
em gramas de 6,022 x1023 átomos do elemento e é numericamente igual à massa 
atômica do elemento em unidades uma. Assim, a massa atômica do oxigênio de 
ocorrência natural é 15,9994 uma; sua massa molar é 15,9994 g. 
Algumas vezes é mais conveniente fazer os cálculos com milimols (mmol) 
do que com o mol; o milimol é 1/1.000 do mol. A massa em gramas de um 
milimol, a massa milimolar (mM), também é 1/1.000 da massa molar. 
 
2.1 Soluções e concentração molar 
A concentração molar (M) de uma solução contendo a espécie química X 
é dada pelo número de mols da espécie que está contida em 1 L de solução (e 
não em 1 L do solvente). A unidade da concentração molar é a molaridade (M), 
que tem as dimensões (mol/L ou mol.L-1). 
 
3. Exercite 
1) Quantos mols e milimols de ácido benzoico (M =122,1 g/mol) estão contidos em 2,00 
g do ácido puro? 
 
2) Quantos gramas de Na+ (22,99 g/mol) estão contidos em 25,0 g de Na2SO4 (142,0 
g/mol)? 
 
3) Calcular a concentração molar de etanol em uma solução aquosa que contém 2,30 g 
de C2H5OH (46,07g/mol) em 3,50 L de solução. 
 
Bibliografia 
Harris, D.C. Explorando a química analítica. 4 ed. Rio de Janeiro: LTC, 2011. 
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Skoog, et al. Fundamentos da química analítica. 8 ed. Boston: editora Thomson, 2006.