ApostilaCQFQI-2011

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Farmácia - Ciências Tecnológicas IV – Prof. Natal Junio Pires 
 
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UNIVERSIDADE DE UBERABA 
 
FARMÁCIA 
 
CÊNCIAS TECNOLÓGICAS IV 
CONTROLE FÍSICO-QUÍMICO I – QUÍMICA ANALÍTICA 
QUANTITATIVA 
 
 
PROF. MSc. NATAL JUNIO PIRES 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4ª. Edição 
Revisada e Ampliada 
 
 
 
ALUNO: ______________________________ RA: _________ 
 
ANO/SEMESTRE: 2008/1 
 
UBERABA - MG 
Farmácia - Ciências Tecnológicas IV – Prof. Natal Junio Pires 
 
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NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA 
 
 Quando estamos no Laboratório de Química, estamos expostos às mais variadas situações 
de risco devido à própria natureza da atividade que se desenvolve aqui. Por exemplo: substâncias 
corrosivas e/ou tóxicas, materiais radioativos e radiações de uma maneira geral fazem parte de 
nosso dia-a-dia. O primeiro passo para se evitar um acidente é saber reconhecer as situações que 
podem desencadeá-lo, a partir daí há uma série de regras básicas de proteção individual e coletiva 
que devem ser conhecidas e aplicadas. Nas páginas seguintes você encontrará um grande número 
dessas recomendações; segui-las não somente contribuirá para seu bem estar pessoal como 
também para sua formação profissional. 
 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
 SEGURANÇA é assunto de máxima importância e especial atenção deve ser dada às 
medidas de segurança pessoal e coletiva em laboratório. Embora não seja possível enumerar aqui 
todas as causas de possíveis acidentes em um laboratório, existem certos cuidados básicos, 
decorrentes do uso de bom senso, que devem ser observados: 
 
1. Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 
2. Nunca trabalhe sozinho no laboratório. 
3. Não brinque no laboratório. 
4. Em caso de acidente, procure imediatamente o professor, mesmo que não haja danos 
pessoais ou materiais. 
5. Encare todos os produtos químicos como venenos em potencial, enquanto não verificar 
sua inocuidade, consultando a literatura especializada. 
6. Não fume no laboratório. 
7. Não beba e nem coma no laboratório. 
8. Use jaleco apropriado. 
9. Caso tenha cabelos longos, mantenha-os presos durante a realização dos experimentos. 
10. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis (acetona, álcool, éter, etc.) 
próximos à chama. 
11. Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis expostos ao sol. 
12. Evite contato de qualquer substância com a pele. 
13. Trabalhe calçado e nunca de sandálias. 
14. Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem 
ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
15. Ao preparar soluções aquosas diluídas de um ácido, coloque o ácido concentrado na 
água, nunca o contrário. 
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16. Nunca pipete líquidos cáusticos ou tóxicos diretamente, utilize pipetadores. 
17. Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando sua extremidade aberta para um colega ou 
para si mesmo. 
18. Sempre que necessário proteja os olhos com óculos de proteção. 
19. Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
20. Não jogue resíduos de solventes na pia ou no ralo; há recipientes apropriados para isso. 
21. Não jogue vidro quebrado ou lixo de qualquer espécie nas caixas de areia. Também não 
jogue vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para fragmentos 
de vidro. 
22. Não coloque sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos, ou qualquer material 
estranho ao trabalho que estiver realizando. 
23. Caindo produto químico nos olhos, boca ou pele, lave abundantemente com água. A 
seguir, procure o tratamento específico para cada caso. 
24. Saiba a localização e como utilizar o chuveiro de emergência, extintores de incêndio e 
lavadores de olhos. 
25. Nunca teste um produto químico pelo sabor (por mais apetitoso que ele possa parecer). 
26. Não é aconselhável testar um produto químico pelo odor, porém caso seja necessário, 
não coloque o frasco sob o nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores que se 
desprendem do frasco. 
27. Se algum produto químico for derramado, lave o local imediatamente. 
28. Verifique que os cilindros contendo gases sob pressão estão presos com correntes ou 
cintas. 
29. Consulte o professor antes de fazer qualquer modificação no andamento da experiência 
e na quantidade de reagentes a serem usados. 
30. Caso esteja usando um aparelho pela primeira vez, leia sempre o manual antes. 
31. Não aqueça líquidos inflamáveis em chama direta. 
32. Lubrifique tubos de vidro, termômetros, etc., antes de inseri-los em rolhas e proteja 
sempre as mãos com um pano. 
33. Antes de usar qualquer reagente, leia cuidadosamente o rótulo do frasco para ter certeza 
de que aquele é o reagente desejado. 
34. Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação química, 
35. Abra os frascos o mais longe possível do rosto e evite aspirar ar naquele exato momento. 
36. Não use lentes de contato. 
37. Apague sempre os bicos de gás que não estiverem em uso. 
38. Nunca torne a colocar no frasco um regente retirado em excesso e não usado. Ele pode 
ter sido contaminado. 
39. Não armazene substâncias oxidantes próximas a líquidos voláteis e inflamáveis. 
40. Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento prolongado ou 
que libere grande quantidade de energia. 
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41. Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência 
do frio. 
42. Ao se retirar do laboratório, verifique se não há torneiras (água ou gás) abertas. Desligue 
todos os aparelhos, deixe todo o equipamento limpo e lave as mãos. 
 
LIMPEZA DE MATERIAL DE VIDRO 
 
 Todo material de vidro que vai ser utilizado em análise quantitativa deve estar 
rigorosamente limpo. Para isso, deve-se lavá-lo com água e detergente, 1 a 2% (aquecer quando 
necessário), enxaguá-lo várias vezes com água e água destilada (várias porções de 5,00 a 20,00 
mL). Após isso, se necessário, apenas pipeta, bureta e balões devem se tratados com mistura 
sulfonítrica ou alcolato de sódio ou potássio (10%m/v). Toda vez que se utiliza mistura 
sulfonítrica, deve-se tampar o recipiente que a contém. Após 15 minutos retorna-se tal mistura 
para o seu frasco de origem, escoando o máximo possível. Lava-se o material com água corrente (6 
ou 7 vezes) e a seguir, com água destilada (3 vezes). 
Nunca adicionar a mistura sulfonítrica a um recipiente sujo; este deve ser previamente lavado 
com água e detergente. 
Nunca adicionar essa mistura a um recipiente que contenha água. 
 
ATENÇÃO: a mistura sulfonítrica é extremamente corrosiva. Deve ser manipulada com cuidado 
evitando respingos. 
 
PESAGEM EM BALANÇAS ANALÍTICAS 
 
 As balanças analíticas são balanças de precisão que permitem a determinação de massas 
com um erro absoluto da ordem de 0,10 mg. Por se tratar de instrumentos delicados e caros, seu 
manejo envolve a estrita observância dos seguintes cuidados gerais: 
1. As mãos do operador devem estar limpas e secas; 
2. Durante as pesagens as portas laterais devem ser mantidas fechadas; 
3. Destravar e travar (inclusive a meia trava) com movimentos lentos; 
4. Nunca pegar diretamente com os dedos o objeto que vai pesar. Conforme o caso, usar 
uma pinça ou uma tira de papel impermeável; 
5. Nunca colocar ou retirar massas do prato sem antes ter travado a balança. Em seguida 
retornar os pesos a zero e descarregar imediatamente a balança após a pesagem; 
6. Para sucessivas pesagens no decorrer de uma análise, usar sempre a mesma balança; 
7. O recipiente e/ou as substâncias que serão pesadas devem estar em equilíbrio com o 
ambiente. 
 
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OBS: As salas de balanças devem ser mantidas na mais absoluta ordem e limpeza. Os 
conhecimentos necessários ao manejo dos diferentes tipos de balanças analíticas serão 
ministrados pelo responsável ou adquiridosatravés de consulta ao manual. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 1 
 
CALIBRAÇÃO DE MATERIAL DE VIDRO 
 
 Em análise química quantitativa, como aquela que é realizada em um laboratório de 
controle de qualidade farmacêutico, a pipeta volumétrica é um instrumento muito utilizado e 
nestas análises os volumes devem ser precisos para assegurar resultados precisos. Como estes 
aparelhos não possuem escalas graduadas, não podemos estimar o erro absoluto como sendo 
“metade da menor divisão da escala”. Portanto estes instrumentos devem ser aferidos com no 
máximo um erro relativo de 0,1% entre as calibrações. 
 Como podemos ver na Tabela 1, para uma pipeta de 25,00 mL o desvio máximo aceitável é 
de ± 0,02 mL, isto é, a capacidade da pipeta deve ser expressa como 25,00 ± 0,02 mL. 
 
Tabela 1 - Limite de erro tolerável em pipetas volumétricas 
Capacidade, mL Erro absoluto, mL 
5 0,005 
10 0,01 
25 0,02 
50 0,05 
100 0,1 
 
 Para uma pipeta volumétrica não só a sua capacidade deve ser aferida, mas também o seu 
tempo de escoamento. Se o escoamento for muito rápido, o diâmetro da abertura da ponta da 
pipeta deve ser diminuído, convenientemente, na chama de um bico de Bunsen e se for muito 
lento torna-se necessário aumentá-lo, lixando levemente a ponta da pipeta, até que o tempo de 
escoamento requerido seja obtido. 
 O tempo de escoamento para qualquer pipeta volumétrica deve ser tal que o escoamento 
livre do líquido não ultrapasse um minuto e não seja inferior ao valor para os respectivos 
volumes especificados na Tabela 2. 
 
Tabela 2 - Tempo mínimo de escoamento para pipetas 
Capacidade, mL Tempo, s 
5 15 
10 20 
25 25 
50 30 
100 40 
 
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 Neste intervalo de tempo o escoamento é mais uniforme, pois o líquido aderido nas paredes 
internas da pipeta tem uma velocidade de escoamento aproximadamente igual a do menisco. Além 
disso, este tempo foi calculado de modo que houvesse reprodutibilidade na quantidade de líquido 
retido na ponta da pipeta, após a sua utilização. Um escoamento rápido pode levar a resultados 
não reprodutíveis, enquanto que um escoamento muito lento tem como único inconveniente o 
tempo excessivo necessário para uma operação de transferência de líquido. 
 A aferição da capacidade da pipeta volumétrica é feita pela pesagem da quantidade de 
água que dela é escoada. Mede-se a temperatura da água utilizada na calibração e verifica-se o 
valor de sua densidade, Tabela 3, nesta temperatura. Conhecendo-se a massa da água escoada e 
sua densidade na temperatura da calibração, calcula-se o volume da pipeta. 
 
Tabela 3 - Densidade absoluta da água 
Temperatura, oC Densidade, g.cm-3 Temperatura, oC Densidade, g.cm-3 
18 0,998585 24 0,997296 
19 0,998405 25 0,997044 
20 0,998203 26 0,996783 
21 0,997992 27 0,996512 
22 0,997770 28 0,996232 
23 0,997538 29 0,995944 
 
OBS: Informação adicional 
 
Tabela 4 - Limites de erros associados aos volumes nominais de balões volumétricos 
Capacidade, mL Limite de erro, mL 
1 ± 0,010 
2 ± 0,015 
5 ± 0,020 
10 ± 0,02 
25 ± 0,03 
50 ± 0,05 
100 ± 0,08 
250 ± 0,12 
500 ± 0,20 
1000 ± 0,30 
2000 ± 0,50 
Balões volumétricos geralmente exibem a sigla C, IN ou TC (“to contain”) – são utilizados 
para conter certo volume. 
Pipetas geralmente exibem a sigla D, EX ou TD (“to deliver”) – são utilizadas para transferir 
certo volume. 
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EXPERIMENTO 
 Calibração de pipeta volumétrica de 10,00 mL e/ou de 20,00 mL. 
 
MATERIAL E REAGENTES 
Pipeta volumétrica de 10,00 mL. 
Pipeta volumétrica de 20,00 mL. 
Béquer de 50 mL. 
Béquer de 250 mL. 
Termômetro, 0 a 100 oC. 
Cronômetro. 
Balança analítica. 
Papel absorvente. 
Solução de detergente 
Solução sulfonítrica (1 parte de H2SO4 para 1 parte de HNO3 em volume). (para limpeza pesada) 
 
PROCEDIMENTO 
 Colocar na sala de balança o béquer de 250 mL com água destilada para que o conjunto 
entre em equilíbrio térmico com o ambiente. Deixar o termômetro dentro do béquer para 
verificação da temperatura. 
 Enquanto aguarda o equilíbrio térmico da água e o ambiente, aferir o tempo de 
escoamento das pipetas, no mínimo 3 vezes. 
 Lavar sua pipeta com solução de detergente cuidadosamente, enxágüe várias vezes com 
água da torneira e duas a três vezes com água destilada. Faça o teste do filme homogêneo 
de líquido na parede interna da pipeta. 
 Pesar o béquer de 50 mL. Anotar. 
 Pipetar, convenientemente, a água em equilíbrio térmico com o ambiente e transferir para 
o béquer de 50 mL (consulte o professor). 
 Pesar o béquer com água. Por diferença de pesagem obter a massa da água livrada pela 
pipeta. 
 Repetir o experimento a partir do item 04 pelo menos 3 vezes e para as duas pipetas, 
10,00 mL e 20,00 mL. 
 
QUESTÕES 
1. Qual a diferença entre um material volumétrico TD e TC? O que significam essas siglas? 
2. A pipeta é um material volumétrico TD ou TC? 
3. Por que não se deve remover o líquido que fica mantido na ponta da pipeta? 
4. O que é menisco? Como deve ser observado para evitar erro em análise quantitativa? 
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5. Qual o tempo mínimo de escoamento indicado para a pipeta calibrada? E o tempo máximo? 
Qual a importância do acerto desses tempos? 
6. Por que é necessário que os erlenmeyers, a pipeta e a água fiquem algum tempo próximas à 
balança quando é realizada sua calibração? 
 
Situação problema: Leitura de volumes em uma proveta a) e uma bureta b). 
O sucesso de uma análise depende de uma série de fatores inerentes ao processo analítico. Aqui é 
destacada a leitura correta de um menisco e, a forma correta de expressar o resultado final da 
leitura. Sendo assim, faça a leitura correta dos dois meniscos abaixo e expresse os resultados com 
o número correto de casas decimais. 
 
a) Proveta 
 
V = ________ mL 
 
b) Bureta 
 
V = ________ mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 2 
 
PREPARO E PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÃO 
 
Em análise volumétrica, a concentração ou massa da amostra é determinada a partir do 
volume da solução titulante de concentração conhecida. Qualquer erro na concentração da 
solução titulante levará a um erro na análise, e quando se trata de analisar medicamentos este 
erro pode até mesmo colocar em risco a vida dos consumidores. 
O processo da adição da solução padrão até que a reação esteja completa é chamado de 
titulação. O reagente de concentração exatamente conhecida é chamado de titulante e a 
substância a ser determinada é chamada titulada. Sabendo-se qual a quantidade da solução 
padrão necessária para reagir totalmente com a amostra e a reação química envolvida calcula-se a 
concentração da substância analisada. 
O ponto exato onde reação se completa é chamado de ponto de equivalência ou ponto 
final teórico. 
O término da titulação é percebido por alguma modificação física provocada pela própria 
solução ou pela adição de um reagente auxiliar, conhecido como indicador. O ponto em que isto 
ocorre é o ponto final da titulação. 
A determinação da concentração do titulante deve ser realizada, preferencialmente, através 
do mesmo método que será aplicado na análise, neste caso a titulação de neutralização, mas ela 
aplica-se às outras volumetrias, gravimetria e métodos instrumentais. 
Em qualquer reação estequiométrica, o número de mols dos reagentes deve relacionar-se com o 
número de mols de outros reagentes e produtos. Partindo-se desse princípio, temos: 
A + B → C, onde A é a amostra e B o titulante 
n A = nB 
MA .VA = MB . VB 
dependendo se foi realizada a medida de massa da amostra ou volumede uma solução desta. 
 A solução padrão a ser usada em uma análise volumétrica deve ser cuidadosamente 
preparada, pois, caso contrário, a determinação resultará em erros. A preparação dessas soluções 
requer direta ou indiretamente, o uso de um reagente quimicamente puro e com composição 
perfeitamente definida. Os reagentes com essas características são chamados de padrões 
primários. 
Os reagentes usados na análise quantitativa devem satisfazer certos requisitos, mais ou 
menos rigorosos conforme o caso, no tocante ao seu grau de pureza. Os reagentes são 
encontrados com diferentes graus de pureza, nem sempre adequados para a prática da análise. 
Padrões primários, de trabalho e secundários. São reagentes com alto grau de pureza 
definidos pela Seção de Química Analítica da União Internacional de Química Pura e Aplicada 
da seguinte maneira: 
a) padrão primário é uma substância disponível comercialmente com pureza de 100±0,02%; 
b) padrão de trabalho é uma substância disponível comercialmente com pureza de 100±0,05%; 
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c) padrão secundário é uma substância de menor pureza que pode ser padronizada contra um 
padrão primário. 
Os fabricantes não fazem distinção entre padrões primários e de trabalho. Cada lote de 
fabricação é cuidadosamente analisado e o reagente é fornecido com o certificado de análise. Os 
reagentes padrões com pureza não menor do que 99,95% são disponíveis em número muito 
limitado. Uma excelente fonte de padrões primários é o U. S. National Bureau of Standards. 
Reagentes analisados. São os reagentes comumente usados na química analítica. São 
reagentes de elevada qualidade, que o fabricante garante estarem em conforme com as 
especificações mínimas em matéria de pureza. Nos Estados Unidos, por exemplo, o Comitê de 
Reagentes Analíticos da Sociedade Americana de Química preparou as especificações e os ensaios 
para verificar a pureza de centenas de reagentes; então, os fabricantes de reagentes analíticos, 
interessados em apresentar seus produtos como enquadrados nas especificações daquela 
entidade, usam o dístico "A.C.S. Reagent" no rótulo da embalagem. Em certos casos, os 
fabricantes de reagentes analisados exibem os resultados da análise do lote de seus produtos 
através de um certificado impresso no rótulo da embalagem. Assim, os reagentes analíticos 
analisados podem ser classificados em duas categorias: os que simplesmente atendem às 
especificações de pureza e aqueles que, além disso, dão indicações quantitativas sobre as 
diferentes impurezas. Dentro da última categoria, alguns fabricantes incluem ainda reagentes 
com níveis de impurezas particularmente baixos (por exemplo, os reagentes "suprapuro" da firma 
Merck), que são produtos muito caros e destinados para usos que requeiram reagentes de 
qualidades excepcionais. 
Reagentes segundo a farmacopéia. São os reagentes que atendem às especificações da 
farmacopéia, por exemplo, os reagentes "U.S.P. Grade" de fabricação norte-americana. As 
tolerâncias especificadas para as impurezas são fixadas à base de critérios de nocividade à saúde. 
Isso significa que os reagentes segundo a farmacopéia podem estar, eventualmente, bastante con-
taminados com impurezas fisiologicamente inócuas. Às vezes são suficientemente puros e 
satisfatórios para certos fins analíticos, mas isso não ocorre obrigatoriamente. 
Reagentes quimicamente puros. Esta designação e outras semelhantes não 
correspondem a uma graduação de pureza definida. Em geral, são reagentes de melhor qualidade 
do que os qualificados como técnicos ou comerciais, mas o certo é que os diferentes fabricantes ao 
adotar as designações em questão não usam critérios uniformes. O mais prudente é evitar o uso 
de reagentes "quimicamente puros" nos trabalhos analíticos; quando isso não for possível, o 
próprio analista deverá testar o reagente para certificar-se da ausência de impurezas prejudiciais. 
Reagentes técnicos e comerciais. São reagentes de qualidade indeterminada e variável, fabricados 
para fins em que uma elevada pureza não é essencial. Via de regra, os reagentes técnicos e 
comerciais não são usados nos trabalhos analíticos. 
Conforme foi assinalado, os trabalhos analíticos são em geral realizados com o auxílio de 
reagentes analisados. Obviamente, o rótulo do fabricante garante a qualidade do reagente apenas 
até o momento em que é rompido o selo original do recipiente. Então, começa a responsabilidade 
do usuário. A confiança com que se pode continuar usando um reagente, depois de aberta a 
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embalagem original, depende inteiramente do cuidado com que foi sucessivamente manipulado. 
Uma série de regras deve ser rigorosamente obedecida para evitar a contaminação dos reagentes. 
Em primeiro lugar, é recomendável recorrer à menor embalagem disponível capaz de suprir a 
quantidade do reagente. O recipiente somente deve ser aberto depois que a parte externa, parti-
cularmente a tampa e o gargalo, tenham sido convenientemente limpos. A introdução de colheres 
ou espátulas nos recipientes contendo um reagente deve ser evitada sempre que possível; quando 
necessário, o instrumento deve, ter sido rigorosamente limpo no momento. O mais seguro é agitar 
vigorosamente o recipiente com a tampa no lugar para deslocar o seu conteúdo e, então, verter 
para fora apenas à quantidade requerida do reagente. A tampa do recipiente deve ser recolocada 
imediatamente para evitar a contaminação do reagente com poeiras, gases ou vapores presentes 
na atmosfera. Nunca se deve retornar ao recipiente algum excesso de reagente, antes retirado e 
não utilizado. Um reagente nunca deve ser vertido diretamente para dentro de um recipiente 
contendo uma solução da qual se desprendam gases, vapores ou borrifos, que ocasionariam 
sérias contaminações da parte restante; o reagente deve ser transferido primeiramente para um 
recipiente auxiliar e, depois, deste para o recipiente definitivo. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. O que é solução padrão? Por que nem todas as soluções são padrões? 
2. O que é padrão primário? Quais os requisitos para que uma substância seja um padrão 
primário? Por que é preciso secá-lo antes de sua utilização? 
3. O que é padronização? Quando ela é necessária? 
4. Por que a reação envolvida na padronização deve ser estequiométrica? 
5. Por que NaOH e HCl não são padrões primários? 
6. Quais as reações envolvidas nesta prática? 
7. Descreva sucintamente como é realizada a padronização do HCl empregando carbonato de 
sódio? Por que ele pode ser padronizado com uma solução padrão de NaOH? 
8. Quais dos equipamentos utilizados nesta prática devem estar necessariamente secos: espátula, 
recipiente de pesagem, balão volumétrico, bastão de vidro, funil, pipeta, erlenmeyer e bureta. 
9. Quais são as fontes de erros no preparo e padronização de soluções? 
 
PRÁTICA 
 
 Calcular a massa de NaOH necessária para preparar 250 mL de uma solução 0,1 mol/L. 
Pesar a massa calculada em balança técnica, preparar a solução e transferi-la para um 
recipiente plástico. 
 Secar biftalato de potássio (padrão primário) em estufa a 110 oC por 1 a 2 h. Resfriar em 
dessecador. 
 Calcular a massa de biftalato de potássio necessária para reagir com aproximadamente 25 
mL da solução de NaOH preparada. 
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 Utilizando um béquer pequeno, pesar em uma balança analítica a massa biftalato de 
potássio necessária e em seguida transferir quantitativamente para um erlenmeyer, 
utilizando cerca de 25 mL de água. Adicionar 2 gotas de fenolftaleína e titular com NaOH. 
 Repetir o procedimento pelo menos mais uma vez. 
 Calcular a concentração da base. 
 Calcular o erro relativo entre as determinações em partes por mil. 
 
Um pouco de estequiometria 
O- K+
O
O
OH
Grupo
Ácido Carboxílico
+ NaOH H2O
O- K+O
O
O- Na+
+
Ftalato de Sódio e PotássioBf talato de potássio
Fórmula Molecular: C8H5KO4
Massa Molar: 204,22120 g/mol
 
 
Para pensar! 
Sugira uma razão para o fato de não ser utilizado o ácido ftálico na padronização. 
 
Fator de Correção Fc 
Na indústria prepara-se uma grande quantidade de solução de uma única vez. Quando se 
prepara, por exemplo, uma solução de HCl ou NaOH, dificilmente a concentração real será igual 
àquela estipulada na preparação. Dessa forma, teremos que colocar no rótulo do frasco a 
concentração desejada (por exemplo, 0,1 mol/L; 1 mol/L) e para corrigir o valor da concentração 
usaremos o que se denomina de Fator de Correção (Fc). 
Rótulo
al
c C
C
F Re= 
Onde CReal é a concentração encontrada na padronização e CRótulo é a concentração que aparece 
no rótulo. 
 
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EXPERIMENTO 3 
 
PREPARAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
 Muitas vezes existe a necessidade de manter o pH de uma formulação farmacêutica em 
valores inalteráveis durante o período de armazenamento, não apenas satisfazendo um simples 
ajuste do mesmo a um valor desejado, mas também como uma forma de conservar a integridade 
de tal preparação. Nestes casos, usa-se acrescentar uma solução tampão que tem um valor de pH 
definido e que consiste numa mistura de um ácido fraco com o seu sal. 
A quantidade adicionada numa preparação farmacêutica pode ir de 1% até o uso do 
tampão puro. Quando o tampão a ser acrescentado tiver um valor de pH muito distante do valor 
em que se encontra a preparação farmacêutica, o melhor a fazer é acertar o pH e depois 
acrescentar o tampão. Se o valor do pH da preparação estiver próximo ao do tampão que será 
acrescido, basta acrescentar quantidade suficiente do tampão. 
A equação de Henderson-Hasselbach permite calcular a composição que uma dada 
solução deve ter para se obter um determinado pH, conhecendo-se o pKa do par ácido/base que a 
compõe. 
][
][log
HA
ApKpH a
−
+= , onde A- é a base conjugada de HA. 
 
 Pode-se preparar um tampão de duas formas: (1) pesar e/ou medir separadamente os dois 
componentes de maneira a se obter a razão desejada entre eles e dissolvê-los em água, ou (2) 
obter ambos os componentes da mistura a partir de uma dada quantidade de um dos 
componentes da mistura, sendo o segundo formado pela adição de uma quantidade especificada 
de um ácido ou base forte. Nesta aula vamos utilizar o método indicado em (1). 
 
PRÁTICA 
 
 Em um béquer pesar com exatidão 0,4100 g de acetato de sódio (M = 82,03 g/mol) e em 
seguida transfira-o quantitativamente para um balão de 50,0 mL sem completar o 
volume. 
 Com uma pipeta graduada de 1,00 mL pipetar 0,30 mL de ácido acético concentrado (17,5 
mol/L; M = 60,05 g/mol; Ka = 1,8 x 10-5) e transferir para o balão 50,0 mL do item anterior 
e completar o volume com água destilada até a marca e homogeneizar. 
 Transferir uma alíquota de 25 mL da solução-tampão preparada anteriormente para um 
béquer de 50 mL e meça o pH da solução conforme instruções do professor. (Compare esse 
valor de pH com aquele previsto teoricamente). 
 Em seguida adicione 10 mL de uma solução de hidróxido de sódio 0,1 mol/L e meça 
novamente o pH. Calcule a variação de pH. 
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 14
 Transferir os outros 25,0 mL restantes da solução-tampão para um béquer de 50 mL e 
adicionar 10 mL de uma solução de HCl 0,10 mol/L. Em seguida meça o pH. 
 Em outros dois béqueres coloque uma alíquota de 25 mL de água destilada meça o pH e 
em seguida adicione 10 mL de NaOH 0,1 mol/L ao primeiro e 10 mL de HCl 0,1 mol/L ao 
segundo, medindo novamente o pH de cada um deles. Calcule a variação de pH. 
 Compare os resultados obtidos no item 4 e 5 com aqueles obtidos em 6. 
 
Tabela 1 – Resultados experimentais da verificação de eficiência do tampão. 
 
Tampão HAc/NaAc 
 
Água destilada 
pH previsto teoricamente 
pH antes da adição de NaOH ou HCl 
pH após a adição de NaOH 
pH após a adição de HCl 
ΔpH Variação de pH (pHfinal-pHinicial) Adição de Ácido 
 
Adição de Base 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 4 
 
DETERMINAÇÃO DO TEOR DE ÁCIDO ACETILSALICÍLICO 
 
 Titulação é usada para determinar o conteúdo de ingredientes ativos em produtos 
farmacêuticos, como por exemplo, ácido acetilsalicílico em Aspirina, ou vitamina C em tabletes de 
polivitamínicos, e para a determinação e controle de pureza de elementos aditivos das drogas 
usados para a síntese de preparações medicinais. Titulações ácido-base, i.e. a reação de 
neutralização entre ácidos e bases, muito freqüentemente é executado na indústria farmacêutica. 
O ácido acetílsalicílico (aspirina) é um analgésico usado no tratamento de cefaléias, 
nevralgias e outras dores. Analgésicos são depressores do sistema nervoso central empregado 
para aliviar a dor sem causar a perda da consciência. 
Em soluções aquosas, as titulações de neutralização são aquelas nas quais íons hidrogênio 
(H3O+), são titulados com íons hidroxila (OH-) ou vice-versa. O ponto final é sinalizado com 
auxílio de indicadores ácido-base. Cada indicador possui uma zona de transição própria. Deve-
se, portanto, conhecer o ponto da escala do pH em que se situa o ponto de equivalência da 
titulação, particularmente em torno do ponto de equivalência. O indicador usado no experimento 
de hoje será a fenolftaleína, cuja faixa de viragem se encontra entre os pHs 8,0 a 9,6. Abaixo desta 
faixa a este indicador se apresenta incolor, enquanto que em pH acima desta faixa sua coloração é 
vermelha. 
 
PRÁTICA 
 Pesar 3 amostras de 0,700 g de ácido acetilsalicílico (AAS); 
 Transferir cada amostra para um erlenmeyer de 125 mL; 
 Adicionar 30 mL de NaOH 0,5 mol L-1; 
 Aquecer esta mistura brandamente por 10 minutos; 
 Após esfriar, adicionar 3 gotas de fenolftaleína 0,1%; 
 Titular o excesso de NaOH com HCl 0,5 mol L-1 até a solução tornar-se incolor; 
 Anote o volume gasto de HCl; 
 Repetir o procedimento mais duas vezes 
 Fazer uma titulação em branco (sem adição do analgésico) 
 Calcular a quantidade de ácido acetilsalicílico em gramas nas amostras analisadas a 
partir da médias encontrada na 3 determinações. 
 
QUESTÕES 
 
1) A aspirina (ácido acetilsalicílico, massa molar – 180,16 g/mol) pode ser determinada 
analiticamente num laboratório, mediante sua hidrólise com uma quantidade conhecida de um 
excesso de uma base forte, tal como NaOH, fervendo-se por 10 minutos e depois titulando-se a 
base remanescente com um ácido padrão. Considerando que uma amostra de 0,2775 g foi 
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 16
originalmente pesada, e que 50,0 mL de um solução de NaOH 0,100 mol L-1, foram usados no 
procedimento da hidrólise, e que 12,05 mL de uma solução de HCl 0,20 mol L-1, foram 
necessários para titular o excesso da base, usando-se o vermelho de fenol como indicador, qual é 
a porcentagem de pureza da amostra? 
2) Apresente o teor de AAS na amostra analisada neste experimento bem como os cálculos 
envolvidos. 
3) Demonstre que para este experimento podemos dizer que para cada 1 mL de NaOH 0,5 
mol/L consumido equivale a 45,04 mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4). (Obs.: O que está em 
negrito vem junto ao procedimento descrito na Farmacopéia Brasileira, Farmacopéia Britânica, 
Farmacopéia Portuguesa, etc., daí a importância de se saber de onde esta recomendação surge). 
 
 
OHO
O O
+ 2 NaOH
O+Na-O
OH
+ CH3COO-Na+ + H2O
AAS
180,16 g/mol
HCl + NaOH NaCl + H2O
Reações envolvidas
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 17
EXPERIMENTO 5 
 
DETERMINAÇÃO DE HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO EM LEITE DE MAGNÉSIA 
 
Uma das etapas mais importantes em uma análiseé a amostragem, pois, em geral, apenas 
uma pequena porção do material de interesse será analisado, e esta deve ser representativa do 
todo. 
Muitas vezes a amostra não está em condições de ser diretamente analisada, já que a 
maioria dos métodos analíticos empregam soluções, e nem sempre o material é solúvel em água. 
Pode ser necessária a abertura da amostra, e o método empregado depende de sua natureza. 
Após a obtenção da solução pode ser necessária uma separação ou imobilização de 
interferentes. 
Outro fator importante é a escolha do método, que depende fundamentalmente da 
concentração do analito. Métodos clássicos são aplicados a macrocomponentes e métodos 
instrumentais são aplicados a sistemas em que se deseja determinar os microcomponentes. 
 
Volumetria de Neutralização 
 
 À amostra é adicionado excesso (Va) de solução padrão de ácido (Ma), ocorrendo a seguinte 
reação: 
Mg(OH)2 + 2 HClexc → MgCl2 + 2H2O 
 
O excesso de ácido é titulado com solução padrão de NaOH: 
HCl(que não reagiu) + NaOH(titulante) → NaCl + H2O 
 Conhecendo-se o número de mols total de ácido (na) adicionado e o número de moles em 
excesso (naexc), determina-se o número de moles que reagiu (nar) com o Mg(OH)2, através da regra 
de três: 
 1mol Mg(OH)2 ⎯ 2 mol HCl 
nMg(OH)2 mol Mg(OH)2 ⎯ nar mol HCl 
2.nMg(OH)2 = 1.nar mol HCl 
nar = na - naexc 
naexc = nNaOH = MNaOH . VNaOH 
na = Ma .Va 
onde MNaOH e VNaOH são a concentração e o volume de NaOH gastos na titulação. 
∴ nMg(OH)2 = 1/2(Ma .Va - MNaOH . VNaOH) 
% Mg(OH)2 = [(nMg(OH)2 . PM Mg(OH)2)/massa da amostra].100 
 
PRÁTICA 
 
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 Agitar vigorosamente o frasco de leite de magnésia. 
 Pesar imediatamente, com o auxílio de um conta gotas, não mais que 0,4 g da amostra em 
um béquer. 
 Adicionar, com uma pipeta volumétrica, exatamente 25 mL de solução padrão de HCl 0,1 
mol/L e agitar com bastão até dissolver completamente, tomando cuidado para que não 
haja perda. 
 Usando no máximo 25 mL de água, transferir quantitativamente a amostra para um 
erlenmeyer de 125 mL. 
 Adicionar 3 gotas de fenolftaleína ou vermelho de metila e titular com solução padrão de 
NaOH 0,1 mol/L. 
 Repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes. 
 Calcular o valor médio e o desvio padrão. 
 Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio no leite de magnésia 
 Geralmente se encontram nos procedimentos de titulação a recomendação de que sejam 
adicionadas apenas algumas gotas (± 3 gotas) de indicador à solução que será titulada. 
Com base em seus conhecimentos justifique a razão para este fato. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Qual a diferença entre amostra homogêneas e heterogêneas? Dê um exemplo de cada uma. 
2. Qual o efeito do erro de amostragem no resultado da análise? 
3. Como é realizada a amostragem de uma suspensão? 
4. Por que é necessário realizar a abertura da amostra por dissolução com ácido em lugar de 
realizar a titulação diretamente na amostra? 
5. O que é titulação direta? E retrotitulação ou titulação de retorno? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 19
EXPERIMENTO 6 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO: ESCOLHA DO INDICADOR 
 
 Em análise volumétrica na indústria farmacêutica a quantidade de um constituinte de 
interesse presente em uma amostra é determinada a partir de sua reação com um determinado 
volume de solução padrão, chamada titulante. Na volumetria de neutralização o titulante deve ser 
um ácido forte ou uma base forte. A reação envolvida é a seguinte: 
H3O+ + OH- 2 H2O 
 neqácido = neqbase 
Um grande número de substâncias denominadas indicadores ácido-base, mudam de cor 
conforme a concentração de íon hidrogênio na solução. Esta mudança de uma cor 
predominantemente “ácida” para uma cor predominantemente “alcalina” realiza-se num pequeno 
intervalo de pH denominado intervalo de mudança de cor do indicador. Deve-se escolher um 
indicador que exibe uma modificação de cor perceptível num pH próximo ao ponto de 
equivalência. 
Devido aos erros determinados e indeterminados que podem ocorrer em uma análise, 
resultados representativos são obtidos apenas quando as determinações são realizadas no mínimo 
em duplicata. A validade de dois resultados individuais pode ser avaliada através do cálculo do 
desvio relativo: 
dr = (M1 - M2).1000/M 
onde M1 e M2 são as concentrações individuais e M a concentração média. Quando forem 
realizadas pelo menos três determinações, a dispersão dos resultados pode ser expressa através 
do desvio padrão ou, preferencialmente, pelo desvio padrão relativo à média. 
 
PRÁTICA 
 
 Pipetar 25 mL da solução de HCl e colocá-la em um erlenmeyer. Adicionar 2 ou 3 gotas de 
fenolftaleína (pH de viragem 8,3 – 10,0),. Titular com solução padrão de NaOH 0,1 
mol/L até que a solução mude de incolor para levemente rosa. Realizar a análise, pelo 
menos, em duplicata. 
 Repetir o procedimento anterior substituindo a fenolftaleína por vermelho de metila (pH de 
viragem 4,2-6,3), cuja viragem ocorre de vermelho para amarelo. 
 Calcular a concentração do ácido e o desvio relativo entre as duas titulações realizadas 
com o mesmo indicador e, se necessário, repetir as titulações. 
 Repetir os itens 1, 2 e 3 para ácido acético. 
 Comparar as concentrações encontradas nas titulações com os dois indicadores e verificar 
com qual indicador o ponto final é detectado com mais facilidade. 
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 20
0
2
4
6
8
10
12
14
0,00 5,00 10,00 15,00 20,00 25,00 30,00 35,00 40,00 45,00 50,00
Volume de NaOH adicionado
pH
 
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
0,0 10,0 20,0 30,0 40,0 50,0 60,0 70,0 80,0 90,0 100,0
Volume de NaOH adicionado
pH
 
 
 
Titulação do HCl 
Indicador : ___________________ 
VNaOH gasto: V1 = ______ mL V2 = ______ mL 
Concentração HCl M1 = _________ mol/L M2 = _________ mol/L Mmédia = _________ mol/L 
dr = _________ 
 
Indicador : ___________________ 
VNaOH gasto: V1 = ______ mL V2 = ______ mL 
Concentração HCl M1 = _________ mol/L M2 = _________ mol/L Mmédia = _________ mol/L 
dr = _________ 
Figura 1 - Titulação 
de HCl 0,1 M com 
NaOH 0,1 M 
Figura 2 - Titulação 
de ácido acético 0,1 M 
com NaOH 0,1 M 
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 21
Titulação do ácido acético 
Indicador : ___________________ 
VNaOH gasto: V1 = ______ mL V2 = ______ mL 
Concentração CH3COOH M1 = ________ mol/L M2 = ________ mol/L Mmédia = _________ mol/L 
dr = _________ 
 
Indicador : ___________________ 
VNaOH gasto: V1 = ______ mL V2 = ______ mL 
Concentração CH3COOH M1 = ________ mol/L M2 = ________ mol/L Mmédia = _________ mol/L 
dr = _________ 
QUESTIONÁRIO 
1. O que é ponto de equivalência (PE) de uma titulação? E ponto final (PF)? Eles precisam ser 
necessariamente iguais? 
 
 
 
2. Explique quando será possível usar cada um dos indicadores utilizados na titulação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 22
EXPERIMENTO 7 
 
ANÁLISE DE BICARBONATO DE SÓDIO COMO MATÉRIA-PRIMA E DETERMINAÇÃO 
INDIRETA DE SUA CAPACIDADE DE NEUTRALIZAÇÃO 
 Os comprimidos de antiácidos são compostos de uma variedade de substâncias que 
reagem com o ácido clorídrico do estômago que as neutraliza. Os mais comumente usados contêm 
bicarbonato de sódio, hidróxido de magnésio, carbonato de cálcio, hidróxido de alumínio e 
trissilicato de magnésio. Outras substâncias tais como aromatizantes, salicilatos e aspirinas são 
adicionadas em pequenas quantidades. Amostras podem ser analisadas são geralmente o Sildrox, 
Magnésia Bisurada, Sonrisal, etc. 
 A capacidade de neutralização decada comprimido é medida adicionando-se um excesso 
de uma solução padrão de HCl 0,5 mol/L a um comprimido previamente pesado, deixando-o 
reagir e depois titulando-se o excesso do ácido com uma solução padrão de hidróxido de sódio 
0,25 mol/L. 
 Deve-se lembrar que a medida do pH do comprimido em água pode fornecer alguma 
informação quanto à sua composição. Bicarbonato de sódio e hidróxido de magnésio formam 
soluções básicas de pH 8-9, enquanto que os outros compostos são menos básicos, formando 
soluções de pH 6-8. 
 
PRÁTICA 
 
 Pese exatamente 2,000 g de bicarbonato de sódio (NaHCO3) anidro. 
 Transfira essa massa para um erlenmeyer de 125 mL e adicione 25 mL de água. 
 Agitar por 5 minutos e depois meça o pH da solução, usando um tira de papel indicador 
universal. Isto dará uma boa indicação do valor de pH. 
 Adicione 2 gotas do indicador verde de bromocresol. 
 Titule com solução de padrão de H2SO4 0,5 mol/L, até a coloração mudar de azul para 
verde amarelada. 
 Neste ponto aqueça cuidadosamente a solução (Para que?), resfrie-a e continue a titulação 
até que se obtenha uma coloração verde-amarelo. 
 Repita a operação mais uma vez. 
 Calcule o teor de NaHCO3 na amostra analisada. 
 Calcule o número de milimoles (mmol) de HCl que seriam neutralizados, pela massa de 
antiácido que foi pesada e a quantidade de matéria de ácido clorídrico (em milimols) 
neutralizada por cada grama do antiácido. 
 Considerando que o suco gástrico contém 0,4% (m/v) de ácido clorídrico, calcule o número 
de mililitros (mL) de suco gástrico neutralizados por cada grama do antiácido. 
 Demonstre que cada 1 mL de H2SO4 0,5 mol/L consome 84,01 mg de NaHCO3. 
 
 
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 23
EXPERIMENTO 8 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO MÉTODO DE MOHR 
DETERMINAÇÃO DE CLORETO DE SÓDIO EM SORO FISIOLÓGICO 
 
 A volumetria de precipitação envolve a reação na qual forma-se um produto de baixa 
solubilidade. Sua principal aplicação está na determinação de haletos e alguns íons metálicos. A 
curva de titulação e a determinação do ponto final são grandemente afetadas pela diluição das 
soluções e solubilidade do produto. 
 A reação deve processar-se praticamente de forma quantitativa no ponto de equivalência, 
completar-se em tempo relativamente curto e oferecer condições para uma sinalização do ponto 
final. 
 O titulante mais empregado é a solução padrão de AgNO3. O ponto final pode ser 
determinado de três formas diferente: 
• formação de um sólido colorido (ex: método de Mohr) 
• formação de um complexo solúvel (ex: método de Volhard) 
• mudança de cor associada com a adsorção de um indicador sobre a superfície de um sólido (ex: 
método de Fajans) 
 Na determinação de cloreto, pelo método de Mohr, o ponto final é detectado através da 
formação de um precipitado vermelho entre o indicador K2CrO4 e AgNO3. As reações envolvidas 
são as seguintes: 
Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) (reação do cloreto na amostra) 
 
2 Ag+(aq) + CrO42-(aq) Ag2CrO4(s) (reação do indicador) 
 
 Para que o ponto final seja visualizado é preciso adicionar-se um excesso e titulante, 
tornando necessária realização de um branco (Vb) que deve ser descontado do resultado da 
titulação da amostra (Va). 
A porcentagem de cloreto e NaCl pode ser assim determinada: 
VAg+ ⇒ volume gasto na titulação do Cl- 
neqCl- = neqAg+ ⇒ nCl- = nAg+ 
m Cl-/35,45 = (MAg+ . V Ag+) 
m Cl- = (MAg+ . V Ag+) . 35,45 
% = (m Cl- . 100)/Vsoro 
VAg+ ⇒ volume gasto na titulação do Cl- 
neqNaCl = neqAg+ ⇒ nNaCl = nAg+ 
m NaCl/58,44 = (MAg+ . V Ag+) 
m NaCl = (MAg+ . V Ag+) . 58,44 
% = (m NaCl . 100)/Vsoro 
 
 
 O método de Volhard é um procedimento indireto para determinação de íons que 
precipitam com a prata. O excesso de prata é determinado por meio de titulação, com uma 
solução padrão de tiocianato de potássio ou de amônio usando-se íons ferro(III) como indicador. 
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 24
QUESTIONÁRIO 
 
1. Uma solução contendo 0,205 g de NaCl e KCl gastou cerca de 30 mL de uma solução de AgNO3 
0,10 mol L-1 para completa precipitação do íon cloreto. Calcule o teor de cada sal na mistura. 
2. 
PRÁTICA 
MÉTODO DE MOHR 
 
 Secar AgNO3 por 2 h a 150 oC, resfriar e manter em dessecador. 
 Solução padrão de AgNO3 a 0,1 mol/L: Pesar 4,25 g de AgNO3 em balança analítica, 
dissolver com água e diluir a 250 mL. Cuidado, esta solução provoca manchas escuras na 
pele e roupas. 
 Solução do indicador K2CrO4 a 5%: Pesar 2,5 g de K2CrO4, dissolver com água e diluir a 50 
mL 
 Medir, em pipeta ou em bureta, 15 mL de uma solução de soro fisiológico (0,9%). 
 Adicionar 25 mL de água e 1 mL de indicador. 
 Titular com solução padrão de AgNO3 a 0,1 mol/L até mudança de cor de amarelo para 
marrom avermelhado. 
 Repetir a análise de soro mais duas vezes. 
 Calcular a porcentagem de NaCl e Cl- no soro e comparar com os dados da embalagem. 
 Calcular o erro relativo, média e desvio padrão entre as medidas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 9 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO MÉTODO DE VOLHARD 
DETERMINAÇÃO DE CLORETO DE SÓDIO EM SORO FISIOLÓGICO e COMPARAÇÃO COM 
MÉTODO DE MOHR 
 
O método de Volhard trata-se de um método indireto, onde se adiciona um excesso de uma 
solução padrão de nitrato de prata à solução contendo íons cloreto. O excesso de prata é em 
seguida determinado por meio de uma titulação com solução padrão de tiocianato de potássio 
usando íons Fe3+ como indicador do ponto final da titulação, devido a formação do complexo 
vermelho Fe(SCN)n3-n. Durante a titulação, há a formação do precipitado AgSCN (Kso = 1,1 x 10-12), 
portanto antes de titular adiciona-se no meio nitrobenzeno para proteger o precipitado AgCl e 
evitar erro de titulação. 
 
 
 
 
Ks (AgSCN) = 1,1 x 10-12 
 
Ks (AgCl) = 1,6 x 10-10 
 
Ks (AgBr) = 7,7 x 10-13 
 
Ks (AgI) = 8,3 x 10-17 
Importante: Na titulação indireta de cloreto, parte do precipitado de 
AgCl vai se dissolver para a formação de AgSCN, que menos solúvel, 
após titular o excesso de Ag+ com SCN-, o que introduz um grande erro 
na determinação. A reação mencionada é apresentada a seguir: 
AgCl(s) + SCN-(aq) AgSCN(s) + Cl-(aq)
Volume gasto de solução de
tiocianato será maior, levando
a erros.
 
 
PRÁTICA 
 
 Pesar cerca de 2,43 g de KSCN seco por 1- 2 h a 150 oC, em estufa e resfriado e mantido 
em dessecador. 
 Dissolver em água e completar o volume em balão de 250 mL com água destilada. 
 Medir em pipeta ou bureta, 10 mL de uma solução de soro fisiológico (0,9%). 
 Transferir para um erlenmeyer de 125 mL, e adicione 25 mL de nitrato de prata 0,1 mol/L, 
3 mL de nitrobenzeno e 1,0 mL de indicador (solução saturada de sulfato férrico 
amoniacal ~ 40%, ) acidificar o meio com 5,0 mL de HNO3 6,0 mol/L. Agite por 3 minutos. 
 Titular com solução de tiocianato de potássio 0,1 mol L-1 padrão até que apareça uma 
coloração marrom-avermelhada. 
 Obs.: A primeira mudança perceptível de cor para o avermelhado ocorre cerca de 1% antes 
do ponto de equivalência, por que os íons prata ainda estão presentes na superfície do 
precipitado, por adsorção. Após o aparecimento da primeira mudança de cor, continua-se a 
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 26
titulação forte até o aparecimento de uma coloração marrom-avermelhado, que persiste 
mesmo sob forte agitação. 
 Anotar o volume gasto do titulante e repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes 
 Calcular a porcentagem de NaCl e Cl- no soro fisiológico e comparar com os dados da 
embalagem. 
 Calcular o erro relativo, média e desvio padrão entre as medidas. 
 Comparar os resultados obtidos com aquele encontrado pelo método de Mohr.Farmácia - Ciências Tecnológicas IV – Prof. Natal Junio Pires 
 
 27
EXPERIMENTO 10 
 
DETERMINAÇÃO DA DUREZA DA ÁGUA 
 
 Dureza refere-se à concentração total de íons alcalino-terrosos na água. Como as 
concentrações de Ca2+ e Mg2+ são normalmente muito maiores do que as concentrações dos 
outros íons alcalino-terrosos, a dureza pode ser igualada a [Ca2+] + [Mg2+]. A dureza é 
normalmente expressa como número de equivalente de miligramas de CaCO3 por litro. 
 O índice da dureza da água é usado para avaliar sua qualidade. Assim como na indústria 
farmacêutica, numerosos processos industriais, tais como de fábricas de cerveja, conservas, de 
papel e celulose, e muitas outras, requerem águas brandas. Para o caso de lavanderias as águas 
duras ocasionam um elevado consumo de sabão (em conseqüência da formação de sabões 
insolúveis de cálcio e de magnésio). Devido aos motivos expostos, pode-se deduzir facilmente a 
necessidade do controle prévio da dureza da água da água, a fim de adotar as medidas de 
correções necessárias, conforme o uso a que se destina. 
 Existem dois tipos de dureza da água: a temporária e a permanente. A dureza temporária é 
aquela devido à presença dos bicarbonatos de cálcio e de magnésio. A permanente é aquela devido 
à presença de outros saís de cálcio e magnésio, usualmente os sulfatos, cloretos. A soma das 
durezas temporárias e permanente é conhecida como dureza total da água e é expressa e mg L-1 
de CaCO3. 
Essa dureza pode também ser determinada separadamente para os sais de cálcio e 
magnésio, utilizando-se indicadores específicos. Para a dureza total utiliza-se o negro de 
eriocromo (erio-T) e para a dureza cálcica utiliza-se o calcon. A dureza em magnésio deve ser 
expressa pela diferença da total e da cálcica. 
A titulação é feita utilizando uma reação de complexação com o ácido 
etilenodiaminotetracético (na forma de sal dissódico) e os íons cálcio e magnésio presentes na 
água. A formação do complexo entre o EDTA e os íons cálcio pode ser visualizada na figura 
abaixo. 
O
Ca
O
O
N
N
O
CH2
C
O
C
CH2
O
CH2
CH2
CH2
C
O
CH2
C
O
EDTA (sal dissódico)
+ Ca2+
2-
+ 2Na+ + 2H+
Complexo [Ca-EDTA]2-
N CH2 CH2 N
CH2 C
CCH2CH2C
C CH2
OH
O-Na+
O
O
HO
O
Na+-O
O
 
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 28
 
 
PRÁTICA 
1) DUREZA TOTAL 
 Transfira 50mL da amostra de água a ser analisada para um erlenmeyer de 250mL. 
 Adicione 1,0 mL de solução tampão amoniacal (pH = 10) e 3 gotas de indicador de negro de 
eriocromo (Erio-T). 
 Em seguida faça o ambiente da bureta e preencha a mesma com solução de EDTA 0,01M. 
Titule a amostra de água até a coloração da solução passar da cor púrpura para azul. 
Anote o volume gasto de EDTA. 
 Esse procedimento deverá ser realizado para 3 diferentes tipos de água. 
 Faça os cálculos comparativos da dureza da água para as diferentes amostras. 
 
2) DUREZA CÁLCICA 
 A dureza cálcica expressa a quantidade de íons cálcio que estão presentes na amostra de 
água. 
 Transfira 50 mL da amostra de água a ser analisada para um erlenmeyer de 250mL. 
 Adicione 2,0 mL de solução tampão de cloridrato de hidroxilamina a 10%. 
 Deixe em repouso por 5 minutos. 
 Após esse tempo, adicionar 2,0mL de trietanolamina 1:1 e agitar vagarosamente. 
 A seguir adicione 5mL de hidróxido de sódio 20% e titule com solução de EDTA 0,01 M 
usando o indicador Calcon (Atenção: o uso do indicador deve ser acompanhado pelo 
professor), até o desaparecimento da coloração rosa e passagem para o azul. Anote o 
volume gasto de EDTA. 
 Esse procedimento deverá ser realizado para todas as amostras que foram feitas a dureza 
total. Em seguida faça os cálculos para a determinação da dureza cálcica. 
 
3) DUREZA EM ÍONS MAGNÉSIO: 
 Dureza de magnésio é a quantidade de sais de magnésio presentes na amostra. Esta é 
determinada pela diferença da dureza total e a dureza cálcica. 
 
(DT – DCa) x 0,84 = mg de carbonato de magnésio por litro da amostra 
 
DT = dureza total 
DCa = dureza cálcica 
 
Obs.: A reação e conseqüentemente a mudança de cor, é lenta próximo do ponto de final, por esta razão o 
titulante deve ser adicionado gota a gota em intervalos de 3 a 5 s e com forte agitação. 
 A solução de indicador (Negro de Eriocromo T) é preparada pela dissolução de 0,2 g do corante em 15 mL de 
trietanolamina com adição de 5 mL de etanol absoluto a fim de reduzir a viscosidade; o reagente é estável 
durante vários meses. 
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 29
 A solução do indicador Calcon (Azul Eriocromo R) é preparada pela dissolução de 0,2 g do corante em 50 mL 
de metanol. Este indicador pode também ser usado na forma pura (em pó). 
 
Fundamento: 
 
Metal-In + EDTA Metal-EDTA + In 
 Cor 1 Incolor Incolor Cor 2 
 
Alguns Indicadores Metalocrômicos. 
S
O
O
O- Na+
N+
O
O-
N
N
OH
HO
N egro de Eriocromo T
S
O
O
O- Na+N
N
H3C
OH
HO
Calmagita
HN
HN
NO
NH
NH
O
O- NH4+ O
O
O
Murexida
HO S
O
O
O- Na+
N
N
OH
Calcon (Azul de Eriocromo R)
H2In- HIn2- In3-
V ermelho Azul Laranja
pH = 6,0-7,0 pH = 11,0-12,0 H2In- HIn2- In3-
V ermelho Azul Claro V erm. -Laranja
pH = 7,1-9,1 pH = 11,4-13,3
H4In- H3In2- H2In3-
V ermelho-
V ioleta
V ioleta Azul
pH = 9,0 pH = 11,0
Azul em pH elevad o
 
 
 
 
 
 
 
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 30
 
 
 
Desafio 1: No indicador Murexida tem-se quatro hidrogênios ionizáveis. Identifique em sua 
estrutura quais são eles e, explique como é possível tal fato. 
 
Desafio 2: O Losartan, um antagonista da Angiotensina II, foi introduzido no arsenal terapêutico 
como anti-hipertensivo em 1994. Na estrutura do Losartan tem-se um hidrogênio com força ácida 
comparada àquela de ácidos carboxílicos (pKa = 4,5). Analise a estrutura do Losartan e identifique 
qual é o hidrogênio ácido em sua estrutura, justificando como possível esta ocorrência. 
 
N
N
Cl
N
NN
N
OHH3C H
Losartan (Uf a! M uito mais f ácil assim!)
(1-((2'-(2H -tetrazol-5-il)bifenil-4-il)metil)-2-butil-4-cloro-1H -imidazol-5-il)metanol
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 31
 
 
 
EXPERIMENTO 11 
 
DETERMINAÇÃO DE Mg(OH)2 POR COMPLEXOMETRIA 
 
A titulometria com formação de complexos ou complexometria baseia-se em reações que 
envolvem um íon metálico e um agente ligante com formação de um complexo suficientemente 
estável. 
Apesar de existir um grande número de compostos usados na complexometria, os 
complexos formados com o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA), são um dos mais comuns. 
Onde vários íons metálicos reagem estequiometricamente com o EDTA. Este é um ácido 
tetracarboxílico, possuindo quatro hidrogênios ionizáveis, sendo simplificadamente representado 
por H4Y. A reação com íon metálico pode ser genericamente representa por: 
Mn+ +Y4- MY-(4-n) 
 O EDTA na forma de ácido ou sal dissódico pode ser obtido em alto grau de pureza, 
podendo ser usado como padrão primário, porém, se necessário pode ser padronizado contra 
solução padrão de zinco. 
 A solução aquosa de EDTA apresenta as espécies H4Y, H3Y-, H2Y2-, HY3- e Y4-, sendo que a 
forma predominante depende do pH. O EDTA é um ácido fraco para o qual pK1 = 2,0; pK2 = 2,7; 
pK3 = 6,2; pK4= 10,3. Estes valores demonstram claramente que os dois primeiros prótons são 
mais facilmente ionizáveis do que os outros dois restantes. Este reagente possui uma grande 
versatilidade que provém da sua potência como agente complexante e da disponibilidade de 
numerosos indicadores íon-metal, cada um efetivo em um intervalo limitado de pH. 
A espécie complexante é Y4-, portanto é necessário um ajuste de pH, a fim de obter uma 
constante de formação condicional (K’) favorável para o íon metálico em questão.K’= Kabs.α4 
onde α4 é a fração da espécie Y4- em dado pH, e Kabs á a constante de formação absoluta do 
complexo formado por EDTA e o íon metálico. 
 
QUESTIONÁRIO 
1. Por que na titulação do magnésio é preciso manter o pH igual a 10? 
2. Por que o pH na titulação do magnésio não pode ser 12? 
3. Como ocorre a detecção do ponto final na titulação de complexação com EDTA? 
4. Por que o indicador Negro de Eriocromo T (Ério T) não pode ser usado na titulação de cálcio na 
ausência de magnésio? 
5. Qual a função de tampões e agentes mascarantes? 
6. O que é efeito quelante? 
 
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 32
PRÁTICA 
 Solução de EDTA 0,02 mol/L:Secar Na2H2Y.2H2O a 70-80 oC por 2h. Resfriar em 
dessecador. Pesar 1,9 g e dissolver a 250 mL. 
 Solução tampão pH 10: Dissolver 6,4 g de NH4Cl em água, adicionar 57 mL de NH4OH e 
dissolver a 100 mL 
 Agitar vigorosamente o fraco de leite de magnésia. 
 Pesar imediatamente, com o auxílio de um conta gotas, não mais que 0,3 g da amostra em 
um béquer. 
 Adicionar algumas gotas de HCl concentrado (apenas o necessário para completa 
dissolução). 
 Usando no máximo 25 mL de água, transferir quantitativamente a amostra para um 
erlenmeyer de 125 mL. 
 Adicionar 2 mL de solução tampão NH4OH/NH4Cl pH 10. 
 Colocar uma pequena quantidade do indicador Ério T (chamar o professor antes de colocar 
o indicador). 
 Titular com solução de EDTA 0,02 mol/L até que a cor da solução mude de vinho para 
azul. 
 Repetir o procedimento pelo menos mais duas vezes. 
 Calcular a porcentagem de hidróxido de magnésio no leite de magnésia. 
 Calcular o desvio padrão relativo. 
 Discutir os resultados baseado, pelo menos, no questionário acima. 
 Comparar este resultado com o obtido na volumetria de neutralização. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 33
 
 
 
EXPERIMENTO 12 
 
DETERMINAÇÃO IODIMÉTRICA DE VITAMINA C EM COMPRIMIDO OU PÓ 
 
A titulometria de óxido redução envolve reações em que ocorrem transferências de 
elétrons. A vitamina C (C6H8O6), ou ácido ascórbico (com massa molar igual a 176,13 g mol-1) é 
facilmente oxidado ao ácido dehidroascórbico. A análise de ácido ascórbico normalmente é 
realizada através de reação com um agente oxidante, a qual deverá ser conduzida o mais 
rapidamente possível, visto que o ácido é facilmente oxidado pelo próprio oxigênio do ar. 
 A semi-reação de oxidação do ácido ascórbico é a seguinte: 
 
O
HO OH
O
HO
HO O O
HO
HO
O O
+ 2 H+ 2 e
-
+ E
o = - 0,390 V
Ácido Ascórbico
(Vitamina C) Ácido Deidroascórbico
 
 
 Já a semi-reação em que o iodo está envolvido é dada por: 
I2 + 2 e- 2 I- E
o = + 0,535 V
 
Ou ainda poderemos ter essa representação como sendo: 
I3- + 2 e- 3 I- E
o = + 0,536 V
 
O iodo é um oxidante de poder moderado, de tal modo que oxida o ácido ascórbico 
somente até ácido deidroascórbico. A reação global envolvida na titulação é: 
 
O
HO OH
O
HO
HO
O O
HO
HO
O O
+ 2 H+ 2 I
-
+ ΔE
o = + 0,145 V
Ácido Ascórbico
(Vitamina C) Ácido Deidroascórbico
I2 +
 
 
Neste experimento será realizada a determinação da concentração de vitamina C contida 
em uma amostra de comprimido efervescente, utilizando a técnica de titulação de óxido-redução 
baseado na reação de oxidação da vitamina C pelo iodo (I2) . 
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 34
Conforme a vitamina C é oxidada pelo iodo, este se transforma em iodeto (I-). Quando o 
ponto final é atingido (toda vitamina C foi oxidada), o excesso de iodo irá interagir com a solução 
de amido (indicador) e formar um complexo de cor azul, indicando o final da titulação. 
 
I2 + amido (indicador) → complexo azul 
 
É importante salientar que embora a vitamina C seja muito estável quando seca, ela é 
rapidamente oxidada pelo oxigênio dissolvido na solução. Dessa forma as amostras devem ser 
imediatamente analisadas após a dissolução, a fim de se evitar erros nas determinações. 
 
PRÁTICA 
1) Preparo da amostra: 
o Pesar um comprimido de aspirina efervescente em uma balança semi-analítica, anotar a 
massa; 
o Transferir o mesmo para um béquer e colocar 50 mL de água e esperar parar a 
efervescência; 
o Transferir o conteúdo do béquer para um balão volumétrico de 100,0 mL e completar o 
volume do mesmo com água destilada. 
 
2) Determinação da Vitamina C. 
 Utilizando pipeta volumétrica, pipetar exatamente 25,00 mL da solução para um erlenmeyer 
de 125 mL; 
 Adicionar 5,0 mL de amido (solução indicadora) ao erlenmeyer; 
 Fazer ambiente da bureta com solução de iodo 0,025 M e preencher a bureta com a mesma 
solução. 
 Titular a solução de vitamina C com I2 0,025 M até o aparecimento de um complexo de cor 
azul e anotar o volume de iodo gasto. Repetir a determinação acima mais duas vezes. 
 
3) QUESTIONÁRIO 
1) Calcule o volume médio da solução de I2 gasto na titulação e o desvio padrão. 
2) Calcular a quantidade de vitamina C em mg e em g (gramas) na amostra, comparando seu 
resultado com o da embalagem. 
3) Calcular o erro relativo na determinação. 
 
 
 
 
 
 
 
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 35
 
 
EXPERIMENTO 13 
 
DETERMINAÇÃO DE DIPIRONA SÓDICA POR IODIMETRIA 
 
A dipirona (ácido 1-fenil-2,3-dimetil-5-pirazolona-4-metilaminometanossulfônico) (Figura 1) é 
o analgésico antipirético mais utilizado no Brasil. Quimicamente, a dipirona é um derivado 5- 
pirazolônico com a presença de um grupo metanossulfônico na estrutura 1. É comercializada 
principalmente na forma sódica em diferentes formulações farmacêuticas (solução oral, injetável, 
comprimidos e supositórios). 
A Farmacopéia Brasileira preconiza a iodimetria para a determinação quantitativa da 
dipirona sódica (matéria-prima). A titulação iodimétrica da dipirona está baseada na oxidação, em 
meio ácido, do grupo metanossulfônico a sulfato, de acordo com a reação: 
 
RHSO3- + I3- + H2O RSO42- + 3I- + 3H+ 
 
A fórmula estrutural da dipirona sódica é apresentada a seguir: 
N
N
N
CH2
CH3
O
CH3
CH3
SO3- Na+
C13H16N3NaO4S
Massa Molar: 333,34 g/mol
 
Figura 1 - Fórmula estrutural da dipirona sódica 
 
 A detecção do ponto final da titulação será realizada pela adição de amido ao meio 
reacional de modo que ao primeiro excesso de iodo no meio ocorra a formação de um complexo de 
coloração azul intensa entre o iodo e o amido. 
 
Protocolo de Análise: Quantitativo 
 
 Dissolva 0,200 g da amostra em 10 ml de ácido clorídrico 0,01 M previamente arrefecido em água 
gelada. 
 Titule imediatamente, gota a gota, com iodo 0,05 M.  
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 36
 Dissolva por agitação o precipitado formado, antes de cada adição suplementar de iodo 0,05 M. No 
fim da titulação, junte 2 ml da solução de amido 1%.  
 Titule até coloração azul, persistente durante 2 min, pelo menos.  
 Durante a titulação a temperatura da solução não deve ultrapassar 10°C. Para tal pode se deixar o 
béquer em um banho de gelo por 2 minutos sob agitação ocasional. Decorrido este tempo proceder à 
titulação. 
Cada 1 ml de iodo (I2) 0,05 M corresponde a 16,67 mg de C13H16N3NaO4S. 
 
Protocolo de Análise: Qualitativo 
Identificação: 
Pese aproximadamente 20 mg de dipirona sódica e transfira‐a para um tubo de ensaio. 
Adicione 1 mL de peróxido de hidrogênio concentrado  (aproximadamente 100 volumes) a tubo de 
ensaio e dissolva o sólido. Observe as mudanças. 
Dado: caso o sólido seja realmente a dipirona sódica irá aparecer uma cor azul que vai se desvanecendo para dar lugar a 
uma coloração vermelha intensa em poucos minutos. 
Acidez ou Alcalinidade: Qualitativo 
A uma solução 5% m/v de amostra de dipirona sódica, adicionar 0,1 mL do indicador fenolftaleína.Não mais do que 0,10 mL de NaOH 0,02 mol/L, deverão ser necessários para mudar a cor do indicador para 
róseo.  
 
Você deverá realizar a determinação quantitativa e o primeiro teste qualitativo. 
 
Obtenção e Tratamento dos dados: 
Solução utilizada como titulante:_______________ CRótulo = __________ mol/L                       Fcorreção = _________ 
Volume gasto de titulante: V1 = ______ mL e V2 = ______ mL    Vmédio = ________ mL. 
Massa de amostra pesada: m1 = ______ g    e m2 = ______ g       mmédia = _______ g. 
Teor encontrado: _________ %. 
 
Parecer Quantitativo:                                   Liberado                                 Não Liberado  
Parecer Qualitativo:                                      Aprovado                               Reprovado 
 
Norma: A amostra para ser liberada deve conter no mínimo 99% e no máximo 100,5% de dipirona sólida.  
 
Situação Problema 
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 37
Brasília, 29 de julho de 2005 
Lotes de dipirona são interditados 
A Anvisa determinou a interdição cautelar, em todo país, de três lotes do analgésico e anti‐térmico Dipimed 
(dipirona sódica), solução oral, fabricado pela Medquímica Indústria Farmacêutica Ltda, de Juiz de Fora 
(MG). Os números dos lotes interditados são: 23503L, 04104L, 012304L, data de fabricação 11/2003, 09/2004 e 
03/2004, respectivamente.  
Também estão interditados os lotes 77004S, 15584S, 12974S, data de fabricação 06/2004, 12/2004 e 10/2004, do 
Dipimed, em comprimidos. Os resultados de análises realizadas nesses lotes do medicamento foram 
insatisfatórios em relação a aspecto, determinação de PH, dissolução e teor do princípio ativo (dipirona 
sódica). 
 
Os produtos estão interditados por 90 dias, período em que a empresas tem direito à contraprova do laudo 
oficial. Durante esse prazo, os lotes interditados não podem ser comercializados nem consumidos. 
Informação: Assessoria de Imprensa da Anvisa 
  
1) Quais dos testes acima você realizou no experimento de hoje? 
 
2) Quanto ao teste de alcalinidade e acidez, suponhamos que o farmacêutico responsável pela análise 
tenha gasto um volume de 0,40 mL de NaOH 0,02 mol/L para mudar a coloração da fenolftaleína, o que você 
poderá concluir sobre a amostra com relação a este teste? 
 
3) Cite três pontos que você julga que foram essenciais para o seu sucesso (ou fracasso) no experimento 
de hoje. 
 
4) Como você diferenciaria um teste qualitativo de um teste quantitativo. 
 
5) Ao terminar essa aula suponha lhe seja pedido para realizar a determinação de acetilcisteína em 
uma formulação farmacêutica, porém você nunca ouviu falar sobre a dosagem de tal substância. O que você 
faria para resolver seu problema? 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 14 
 
ANÁLISE DE UMA AMOSTRA DE ÁGUA OXIGENADA POR IODOMETRIA 
 
A água oxigenada comercial pode ser titulada pelo método iodométrico ou pelo método 
permanganométrico. Sob aspectos, a titulação com KMnO4 é menos indicada devido às 
interferências causadas pelos produtos preservativos e estabilizantes presentes, tais como ácido 
bórico, ácido salicílico ou ácido benzóico e glicerol. 
 Desta forma, o método iodométrico é o de melhor escolha. Neste procedimento o peróxido 
de hidrogênio reage com íons iodeto em meio ácido, segundo a equação: 
 
H2O2 + 2 I- + 2 H+ I2 + 2H2O 
 
Esta reação é muito lenta, mas pode ser catalisada por íons molibdato, MoO42-. 
 Na prática a solução de água oxigenada deve ser diluída a uma solução equivalente a 2 
volumes ou menos – lembrar que o Perhidrol tem 120 volumes de oxigênio e é aproximadamente 
33% (m/m). Para uma solução de H2O2 comercial 20 volumes, transferem-se exatamente 10,00 
mL para um balão volumétrico de 250 mL e dilui-se com água destilada. Desta diluição, titulam-
se alíquotas de 25,00 mL. Comercialmente a água oxigenada está disponível numa formulação de 
“porcentagem em massa” ou como soluções aquosas de 10, 20, 40 ou 100-volumes. Aqui o 
número de volumes corresponde a 10 vezes seu volume de O2 medido a 101,325 kPa (760 mmHg 
ou 1 atm) e 0 oC. Uma solução 10 volumes (1 mL da solução produzirá 10 mL de O2(g) nas CNTP) 
é 3% (m/v) em H2O2. 
 
PRÁTICA 
Importante: Os reagentes deverão ser adicionados na ordem exatamente na ordem descrita a 
seguir. Caso essa ordem de adição dos reagentes não seja obedecida a análise resultará em erros. 
 
 Diluir, em um balão volumétrico de 250,0 mL; 1,0 mL da amostra de água oxigenada 
recebida (concentrada). Complete o volume com água destilada e homogeneíze a solução. 
 Pipetar uma alíquota de 25,0 mL da última solução e transfira-a para um erlenmeyer de 
250 mL. 
 Adicionar 100 mL de ácido sulfúrico 1 mol/L. 
 Pesar 1,0 g de iodeto de potássio (KI) e transfira para o erlenmeyer e agite a mistura. 
 Em seguida adicione 3 gotas de uma solução neutra de molibdato de amônio, (NH4)2MoO4 
a 3% (m/v). 
 Titular com solução padrão de tiossulfato de sódio padrão 0,1 mol/L, até coloração 
levemente amarela. 
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 39
 Adicione 1,0 mL de amido 1% ao erlenmeyer em que se está realizando a titulação e, 
continue a adição de tiossulfato gota a gota até viragem do indicador (viragem: azul para 
incolor). 
 
Obs.: Cuidado com a cor original da solução ao adicionar-se o amido. Se ficar violeta, e 
não azul, isto demonstra que esta solução é imprópria para servir de indicador. Deve-se 
preparar outra solução de amido 1%. 
 
Calcular a concentração de H2O2 na amostra em mol/L; % (m/v) e em g/L. Pelas reações 
envolvidas, nota-se que cada mol de H2O2 (massa molar = 34,01 g/mol) reage com 2 mols de 
iodeto de potássio (KI) para produzir 1 mol de I2 que irá reagir com 2 mols de Na2S2O3. Assim a 
quantidade de matéria em H2O2 é igual a quantidade de matéria em S2O32-, dividida por 2. 
 
Semi-reações envolvidas: 
I2 + 2 e- 2 I - Eo = + 0,535 V 
H2O2 + 2H+ + 2 e- 2 H2O Eo = + 1,763 V 
S2O62- + 2 e- 2 S2O32- Eo = + 0,10 V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 40
EXPERIMENTO 15 
 
ANÁLISE DE UMA AMOSTRA DE ÁGUA OXIGENADA POR PERMANGANOMETRIA 
 
O peróxido de hidrogênio (H2O2) é normalmente encontrado em soluções que contêm cerca 
de 6%, 12% ou 30% de peróxido de hidrogênio em água, conhecidas como soluções de peróxido de 
hidrogênio a 20 volumes, 40 volumes e 100 volumes, respectivamente. Essa terminologia se 
baseia no volume de oxigênio liberado quando uma solução é decomposta por aquecimento até a 
ebulição. Nestas condições, 10 mL de H2O2 a 100 volumes libera 100 mL O2 na CNTP. 
A reação seguinte ocorre quando se adiciona a solução de permanganato de potássio 
(KMnO4) à solução de peróxido de hidrogênio em ácido sulfúrico diluído: 
 
2 MnO4- + 5 H2O2 + 6H+ 2Mn2+ + 5 O2 + 8 H2O 
 
Essa reação é a base do método de análise descrito a seguir. 
É boa prática usar uma concentração razoavelmente elevada de ácido e uma velocidade e 
uma velocidade baixa de adição para reduzir a formação de dióxido de manganês (MnO2), que é 
um catalisador efetivo na decomposição do peróxido de hidrogênio. Quando se fizer uso de 
soluções ligeiramente coloridas ou soluções de KMnO4 muito diluída, recomenda-se o uso de 
ferroína como indicador. 
 
PRÁTICA 
 
 Diluir, em um balão volumétrico de 100,0 mL; 2,5 mL da amostra de água oxigenada 
recebida (concentrada). Homogeneizar a solução. 
 Pipetar uma alíquota de 10,00 mL da última solução e transfira-a para um erlenmeyer de 
125 mL. 
 Titular com uma solução padrão de KMnO4 0,02 mol/L até o aparecimento da primeira cor 
rósea permanente. 
 Repetir a titulação mais duas vezes. 
 
Obs.: Duas determinações consecutivas não devem diferir de mais de0,10 mL. 
 
Calcular a concentração de H2O2 na amostra em mol/L; % (m/v), e em g/L. 
 
Exercício: Demonstre que cada 1 mL de KMnO4 0,02 mol/L equivale a 1,701 mg de H2O2 ou 
0,56 mL de O2. 
 
 
 
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 41
EXPERIMENTO 16 
DETERMINAÇÃO DE FORMOL EM UMA AMOSTRA 
O aldeído fórmico é um gás (PE = -21 oC) incolor, de cheiro característico, irritante e 
bastante solúvel em água. Formalina, formaldeído ou formol é uma solução concentrada de 
metanal (CH2O 30,02 g/mol) em água. Algumas denominações são Formalina 100% ou 
Formalina 40, que significa que se tem 40 g de metanal por cada 100 mL de solução. Esta 
solução geralmente é apresentada com um título de 37,5 % a 40 % (m/v) de formaldeído. A 
densidade desta solução é de aproximadamente 1,081 g/cm3. Este último valor varia ligeiramente 
dependendo da concentração de metanol presente como anticongelante e preservativo. 
 O aldeído fórmico é usado como desinfetante, na conservação de cadáveres e de peças 
anatômicas, na fabricação de plásticos, de medicamentos e de explosivos. Dependendo da 
finalidade em que se vai dar para uma solução de formol é importante certificar-se da sua 
concentração. Para tal podem ser empregadas várias metodologias, sendo que uma das mais 
simples seria aquela denominada de titulação de óxido-redução. Nesta determinação o formol é 
colocado na presença de um excesso de iodo (I2), um oxidante fraco, em meio básico. A reação 
envolvida é apresentada a seguir: 
 
C O
H
H
+ I2 (excesso) + 3OH- C O
H
-O
+ 2I- + 2H2O
Formol Ânion metanoato
Iodo em meio básico
 
 
A quantidade de iodo (I2) em excesso é determinada facilmente pela titulação deste com tiossulfato 
de sódio (Na2S2O3), de acordo com a estequiometria a seguir: 
I2 + 2Na2S2O3 2I- + Na2S4O6 + 2Na+ 
Ou simplesmente 
I2 + 2S2O32- 2I- + S4O62- 
Dessa forma o volume de I2 consumido pelo formol é dado pela diferença de I2 adicionado 
inicialmente e o volume I2 consumido ao final pelo Na2S2O3. 
 
)()()( 322222 OSNaItotalIformolI
VVV −= 
 
Protocolo de Análise: Quantitativo 
 Em um balão de volumétrico de 100 mL contendo 2,5 mL de água e 1 mL de uma solução 
8,5% m/v de NaOH, introduza 1,00 mL da solução a ser analisada. 
 Agite e dilua a 100 mL com água destilada. 
 Transfira 10 mL desta solução para um erlenmeyer de 125 mL e adicione 30 mL de uma 
solução de I2 0,05 mol/L. 
 Misture e em seguida adicione 10 mL de NaOH 8,5% m/v. Após 15 minutos, adicione 25 
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mL de H2SO4 5,5% m/v. 
 Titule com tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol/L, até uma cor levemente amarelada 
sinalizando a proximidade do ponto final da titulação. 
 Adicione 2 mL de uma solução de amido 1% (recentemente preparada). 
 Continue lentamente a titulação com Na2S2O3 0,1 mol/L, até o desaparecimento da 
coloração azul escura. 
1 mL de I2 0,05 mol/L é equivalente a 1,501 mg de CH2O. 
 
Obtenção e Tratamento dos dados: 
Solução de I2: CRótulo = __________ mol/L Fcorreção = _________ 
Solução de Na2S2O3: CRótulo = __________ mol/L Fcorreção = _________ 
 
Volume gasto de titulante: V1 = ______ mL e V2 = ______ mL Vmédio = ________ mL. 
 
Teor encontrado: _________ % m/v. Teor encontrado: _________ % 
m/m 
 
Norma: A amostra para ser liberada deve conter no mínimo 37,5% e no máximo 40% m/v de 
metanal. 
 
Parecer Quantitativo: Liberado Não Liberado 
 
 
_____________________________________________ ________________________________________________ 
Analista 1 Analista 4 
 
_____________________________________________ ________________________________________________ 
Analista 2 Analista 5 
 
_____________________________________________ ________________________________________________ 
Analista 3 Analista 6 
 
 
 
Uberaba, _________ de ______________________ de __________. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO 17 
DETERMINAÇÃO DE Fe3+ E FERRO TOTAL EM PRODUTOS DE INTERESSE FARMACÊUTICO 
 
Uma grande variedade de distúrbios relacionados com anemia (deficiência em ferro) podem 
ser corrigidos ingerindo-se pílulas (comprimidos) de “ferro”. 
Em geral, estes comprimidos ou soluções contém sais ferrosos mais outros ingredientes. 
Três produtos comerciais típicos são Fergon (Sterling), Feosol (Smith & Kline) e Fer-in-Sol (Mead-
Johnson), que são vendidos na forma de drágeas (pílulas) ou solução e são facilmente 
encontrados em farmácias. O Fergon é um comprimido (tablete) baseado em gluconato ferroso, o 
Feosol um comprimido baseado em sulfato ferroso (FeSO4) e o Fer-in-Sol uma solução de sulfato 
ferroso. 
Nesta experiência, a quantidade do íon férrico (Fe3+) por comprimido (que deve ser muito 
pequena) e quantidade de ferro total (Fe3+ + Fe2+) por comprimido serão determinadas por meio de 
titulação de óxido-redução, combinado iodometria e dicromatometria. 
As reações envolvidas são apresentadas a seguir: 
IODOMETRIA 
I2 + 2 e- 2 I - Eo = + 0,535 V 
Fe2+ + e- Fe3+ Eo = + 0,771 V 
S2O62- + 2 e- 2 S2O32- Eo = + 0,10 V 
DICROMATOMETRIA 
6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O 
 
PRÁTICA 
 
É necessário preparar uma solução padrão de dicromato de potássio (K2Cr2O7) de concentração 
0,05 mol/L e outra de tiossulfato de sódio (Na2S2O3.5H2O) de concentração 0,1 mol/L. 
Aproximadamente 30 comprimidos de Fergon ou Feosol são pesados, pulverizados em almofariz e 
depois mantidos em um pesa-filtro fechado até serem usados. O Fer-in-Sol já é uma solução. 
 
Titulação do ferro (III) por iodometria 
 Dissolver 5 g de uma amostra precisamente pesada, em 100 mL de água, 10 mL de HCl 
concentrado (12 mol/L). 
 Adicionar em seguida 3 g de KI. 
 Agitar fortemente e deixar a solução repousar por 5 a 10 minutos dentro de um armário 
(no escuro). 
 Depois, titular o iodo liberado com uma solução padrão de tiossulfato de sódio, usando-se 
uma solução 1% (m/m) de amido como indicador. Calcular quantos miligramas de 
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Fe(III) existem por grama de amostra e quantos miligramas de Fe(III) existem por 
comprimido. 
 
Titulação do ferro (II) com K2Cr2O7 0,05 mol/L 
 Pesar precisamente de 1,0 a 1,5 g de amostra e dissolver numa mistura de 75 mL de água 
e 15 mL de HCl concentrado (12 mol/L) em um erlenmeyer. 
 Aquecer a solução resultante à ebulição e adicionar, gota a gota, e sob agitação, uma 
solução 15% (m/v) de SnCl2, até a solução problema se tornar incolor. 
 Depois disso, colocar duas gotas a mais deste último reagente à solução, que em seguida 
deve ser resfriada sob fluxo de água da torneira, com agitação constante. 
 À amostra fria adicionar, de uma só vez, 10 mL de uma solução 5% (m/v) de HgCl2 
(Cuidado: TÓXICO!), após o que deverá aparecer um precipitado branco leitoso. 
 Após não mais do que dois minutos verter, sobre a solução a ser titulada, 15 mL da 
solução de Zimmermann.1 
 Após a redução, resfriar, adicionar 5 a 10 gotas do indicador de difenilamina e titular com 
uma solução padrão de dicromato de potássio 0,05 mol/L. Calcular quantos miligramas 
de ferro existe por grama de amostra e quantos miligramas de ferro existem por 
comprimido.