AULA PRÁTICA - DETERMINAÇÃO DA DUREZA DE UMA ÁGUA

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– AULA PRÁTICA 10: DETERMINAÇÃO DA DUREZA DE UMA ÁGUA 
 
 
10.1 – OBJETIVOS 
 
 Essa aula prática tem como objetivo integrar ao elenco de capacidades do 
aluno o domínio da técnica de titulometria de complexação. Durante a realização 
dos trabalhos serão perseguidos os seguintes objetivos específicos: 
- reconhecer os princípios que fundamentam a titulometria de complexação e sua 
relação com a prática; 
- conhecer as principais aplicações da titulometria de complexação; 
- identificar o EDTA enquanto principal reagente titulante aplicado em titulometria 
de complexação; 
- compreender o funcionamento dos indicadores metalocrômicos utilizados na 
titulometria de complexação. 
 
10.2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
10.2.1 – Titulometria de complexação 
 
 A titulometria de complexação é um tipo de análise titulométrica baseada 
em reações de formação de complexos. Essa técnica titulométrica é de grande 
utilidade na determinação de íons metálicos. 
 
a) Reações de complexação 
 
 As reações de complexação são aquelas onde um íon metálico atua como 
receptor de pares de elétrons (ácido de Lewis) formando ligações coordenadas 
com espécies doadoras de pares eletrônicos (base de Lewis), as quais recebem o 
nome de ligantes. 
 A espécie formada a partir dos íons metálicos e dos ligantes recebe o nome 
de complexo, por exemplo: [PbI4]- (íon tetraiodoplumbato) , [Fe(CN)6]4- (íon 
hexacianoferrato (II)), [Ag(CN)2]- (íon dicianoargentato) etc. A seguir mostramos 
um exemplo de reação de complexação onde podemos identificar os ligantes, o 
cátion central e o complexo formado: 
 
EXEMPLO: 
 
 
 A constante de equilíbrio para a reação de formação de íons complexos 
será: 
M + L ML 
]][[
][
LM
ML
K f  
 
 Quanto maior for o valor da constante de formação de um complexo, maior 
será sua estabilidade. 
 
b) Quelantes e quelatos 
 
QUELANTE: espécie química que possui dois ou mais grupos doadores de elétrons 
em sua estrutura molecular sendo capaz de formar duas ou mais ligações 
coordenadas com um cátion ou átomo metálico. 
 
QUELATO: Composto de coordenação cíclico formado quando um cátion ou átomo 
metálico está ligado por duas ou mais ligações coordenadas ao mesmo ligante. 
 
 
 
Figura 01 – Quelantes e quelatos 
 
Ácido 
de
Lewis
(íon central)
Base 
de
Lewis
(ligante)
Íon
complexo
Cr
3+
NH
3
[Cr (NH3)6]+ 6 
3+
¨
 
Obs.: “Quelato” vem do grego chélé, que significa “prender com garras” (pinçar). 
 
 A grande maioria dos agentes de complexação usados em titulometria de 
complexação são quelantes, pois estes formam complexos mais estáveis que os 
ligantes que só podem formar uma ligação coordenada. Além disso, o uso de 
quelantes como titulantes fornece pontos finais mais nítidos. 
 
c) EDTA 
 
O EDTA é sem dúvida, o quelante mais usado em titulometria de 
complexação. Por titulação direta ou sequência de reações indiretas, 
praticamente todos os elementos da tabela periódica podem ser analisados com 
EDTA. 
O EDTA é um ácido hexaprótico, designado por H6Y2+. Os quatro primeiros 
valores de pKa aplicam-se aos prótons carboxílicos, e os dois últimos são para os 
prótons dos grupos amônio. O ácido neutro é tetraprótico, com a fórmula H4Y. 
 
 
Figura 02 – Estrutura do EDTA enquanto ácido hexaprótico (pKa1 = 0,0; pKa2 = 
1,5; pKa3 = 2,0; pKa4 = 2,66; pKa5 = 6,16; pKa6 = 10,24) 
 
 O EDTA é um quelante que pode formar seis ligações coordenadas. A 
relação estequiométrica entre o EDTA e o cátion complexado é sempre 1:1. 
A constante de formação, Kf, do complexo metal-EDTA é a constante de 
equilíbrio para a reação: 
 
A constante de formação para os complexos metal-EDTA apresentam, 
geralmente, valores elevados e tendem a ser maiores para cátions de maior 
carga. 
HN CH
2
CH
2
NH
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
COOH
HOOC
HOOC
COOH
+ +
Mn+ + Y4 -  MYn-4
]][[
][
4
4



YM
MY
K
n
n
fMn+ + Y4 -  MYn-4
]][[
][
4
4



YM
MY
K
n
n
f
 Convém perceber que sendo o EDTA um ácido hexaprótico o valor da 
constante de formação do íon complexo é dependente do pH do meio. A 
estabilidade dos complexos metal-EDTA tende a crescer com o aumento do pH. 
 
d) Curvas de titulação de complexação com EDTA 
 
 As curvas de titulação de complexação são gráficos que apresentam a 
variação da concentração do íon metálico na solução titulada, em função do 
volume de solução de EDTA adicionado ao titulado. 
 
 
 
 
Figura 03 – Curva de titulação de 30 
mL de uma solução de CÁTION 
METÁLICO Mn+ 0,05 M c/ uma 
solução de EDTA 0,05 M. 
(Kf = 1,0 x 1010, pH = 10,0) 
 
Observação: pM = -log [Mn+] 
 
 
e) Indicadores de íons metálicos 
 
Os indicadores de íons metálicos são compostos que mudam de coloração 
quando se ligam a um íon metálico. Estes são também conhecidos como 
indicadores metalocrômicos. 
Numa titulação direta típica o indicador metalocrômico é adicionado à 
solução contendo o metal, este forma então um composto colorido com o 
indicador. O EDTA adicionado, durante a titulação, reage inicialmente com o 
cátion metálico livre e no final da titulação com o metal ligado ao indicador, 
deixando a molécula do indicador livre, o que ocasiona a mudança de coloração 
da solução. 
 
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE METALDE METAL
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE EDTADE EDTA
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 50,0 60,0
Volume de EDTA (mL)
p
M
VOLUME DE EQUIVALÊNCIA = VE
PE
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE METALDE METAL
REGIÃO DE EXCESSO REGIÃO DE EXCESSO 
DE EDTADE EDTA
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 50,0 60,0
Volume de EDTA (mL)
p
M
M-In + EDTA  M-EDTA + In
Cor 1 IncolorIncolor Cor 2
M-In + EDTA  M-EDTA + In
Cor 1 IncolorIncolor Cor 2
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 04 – Indicadores metalocrômicos 
 
10.2.2 – Dureza de uma água 
 
 A dureza de uma água refere-se a quantidade de íons de metais alcalino-
terrosos na água. Considerando-se que as concentrações de íons Ca2+ e Mg2+ são 
predominantes na maioria das águas em relação aos outros íons alcalino-terrosos, 
pode-se dizer que a dureza da água equivale a: [Ca2+] + [Mg2+]. 
 A dureza é expressa, geralmente, em termos de mg/L de CaCO3 na 
amostra. Assim, se a dureza ([Ca2+] + [Mg2+]) é 100 mg/L de CaCO3 temos uma 
concentração total de íons cálcio e magnésio que equivaleria a essa quantidade 
de CaCO3 na amostra (neste caso, 1 mM de CaCO3, pois MMCaCO3 = 100 
mg/mmol). 
 Uma água que possui uma dureza elevada é dita ser “dura”. Águas duras 
dificultam a utilização de sabões na limpeza, pois os cátions divalentes tendem a 
precipitar os íons carboxilato de cadeia longa que formam o sabão. Nas águas de 
caldeira a dureza da água é prejudicial pois leva à formação de incrustações. No 
caso da irrigação a dureza é benéfica, pois os íons alcalino-terrosos causam a 
N
H
N
H
N
H
N
H
N
O
-O
OO
O
O
N
OH
-O
3
S
O
2
N
N
OH
Negro de eriocromo T
N
OH
-O
3
S
O
2
N
N
OH
Negro de eriocromo T
N
OH
CH
3
N SO
3
-
OH
Calmagita
N
OH
CH
3
N SO
3
-
OH
Calmagita
Murexida
floculação das partículas coloidais do solo, provocando assim o aumento da 
permeabilidade do mesmo. 
 
 
10.2.3 – Determinação da dureza de uma água por titulometria de complexação 
com EDTA 
 
 A dureza de uma água pode ser determinada por titulação 
complexiométrica, usando-se EDTA como titulante. O pH da solução é tamponado 
por adição de um tampão de pH 10. Pode-se utilizar negro de eriocromo T ou 
calmagita como indicadores. A viragem do indicador ocorre do vermelho-vinho 
para o azul quando todos os íons Ca2+ e Mg2+ são complexados pelo EDTA. 
 As reações de complexação entre os cátions Ca2+ e Mg2+ são as seguintes: 
 
Mg2+ + Y4- MgY2- 
 
Ca2+ + Y4- CaY2- 
 
Para se garantir um ponto final adequado devemos ter pequenas 
concentraçõesde íons magnésio na solução titulada. O cálcio não forma um 
complexo estável o suficiente com o indicador, porém o magnésio forma um 
complexo estável com o indicador, mas menos estável que o complexo Mg-EDTA. 
 Vários íons metálicos podem interferir na determinação da dureza. Muitos 
desses interferentes podem ser contornados por adição de íons cianeto. Os íons 
cianeto formam complexos fortes com os cátions metálicos interferentes e os 
tornam impossibilitados de complexar com o EDTA, diz-se que estes foram 
mascarados. 
 Partindo das reações entre os metais e o EDTA, nós podemos tirar a 
seguinte expressão estequiométrica: 
EDTAMgCa
nn   )( 22 (1) 
Onde: )( 22  MgCa
n = número de moles de íons cálcio e magnésio presentes na amostra, 
EDTAn = número de moles de EDTA gastos na titulação. 
 Podemos escrever o número de moles de das espécies envolvidas em 
termos do produto da concentração em quantidade de matéria e do volume da 
amostra: 
EDTAEDTAamostraMgCa
VMVM   )( 22 (2) 
ou 
amostra
EDTAEDTA
MgCa V
VM
M  )( 22 (3) 
 
Expressando a dureza em termos de mg/L de CaCO3 equivalente vamos 
obter o seguinte resultado: 
 
amostra
CaCOEDTAEDTA
CaCO
V
MMVM
ppmdureza
1000
3
3
 (4) 
Onde: 
)( 22  MgCa
M = concentração em mol/L de íons cálcio e magnésio (dureza); amostraV = 
volume da amostra em mL; EDTAM = concentração em mol/L do EDTA; EDTAV = 
volume de EDTA gasto na titulação; 
3CaCO
MM = massa molar do carbonato de 
cálcio = 100 g/mol; 1000 = fator de conversão (mg/g). 
 
 A seguir apresentamos um exemplo dos cálculos envolvidos na 
determinação da dureza de uma água. 
 
EXEMPLO: 100 mL de uma amostra de água de açude foi tamponada a pH 10 e 
titulada com EDTA 0,01 mol/L, necessitando de 15,1 mL do titulante para atingir 
o ponto final de titulação usando-se como indicador o negro de eriocromo T. 
Calcule a dureza da água analisada. 
Dados: 
EDTAM = 0,01 mol/L 
EDTAV = 15,1 mL 
3CaCO
MM = 100 g/mol 
amostraV = 100 mL 
Solução: 
amostra
CaCOEDTAEDTA
CaCO
V
MMVM
ppmdureza
1000
3
3
 
)(100
)/(1000)/(100)(1,15)/(01,0
3 mL
gmgmolgmLLmol
ppmdureza CaCO

 
Dureza = 151,0 mg/L de CaCO3 
 
 
10.3 – PROCEDIMENTO PRÁTICO 
 
a) Transfira 100 ml da amostra de água em estudo para um erlenmeyer de 250 
ml. 
 
b) Adicione 1 ml da solução tampão pH = 10 e misture bem (use a capela). 
 
c) Acrescente uma pequena porção (uma ponta de espátula) do indicador Negro 
de Eriocromo T 
 
d) Com o auxílio de uma bureta, titule com a solução de EDTA 0,01 mol/L até a 
cor vermelho-vinho virar para azul. 
 
e) Anote o volume gasto da solução titulante e calcule a dureza através da 
equação 4 
 
10.4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Por que precisamos tamponar a amostra titulada a pH 10. 
 
b) Explique o que significa a dureza de uma água e sua importância como 
parâmetro de qualidade da água. 
 
c) Explique o funcionamento de um indicador metalocrômico. 
 
d) Pesquise se existe algum limite para o valor da dureza na legislação brasileira. 
(verificar nas portarias do ministério da saúde) – anotar o número da portaria e o 
valor recomendado para a dureza. 
 
10.5 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Erlenmeyer de 250 ml, solução tampão pH = 10 
bureta de 25 ml, Negro de Eriocromo T 1,0 % em NaCl 
balão volumétrico de 100 ml, solução de EDTA 0,01 N 
pipeta de 1 ml.. 
 
 
 
 
 
10.6 – BIBLIOGRAFIA 
 
1 - HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2001. 862 p. 
 
2 - SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: 
Thomson, 2006. 999 p. 
 
3 - BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa e elementar. 2. ed. rev. 
ampl. São Paulo: Edgard Blücher; Campinas 
 
4 – APHA, Standards Methods for Examination of Water and Wastewater. 19 th 
edition. 
 
5 - MENDHAM, J. et al. Análise química quantitativa (Vogel). 6. Ed. Ver. Rio de 
Janeiro: LTC, 2002. 462 p.