UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ

SETOR DE CIÊNCIAS EXATAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

CQ120 – FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA II

ROTEIRO DE AULAS EXPERIMENTAIS

CRÉDITOS INICIAIS: PROF. DR. M ARCO TADEU GRASSI

CURITIBA
2014
CQ120 – FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA II ROTEIRO DE AULAS EXPERIMENTAIS

ÍNDICE

PRÁTICA 1 Determinação Gravimétrica de Umidade em Material 1

Orgânico

PRÁTICA 2 Determinação Gravimétrica de Cinzas em Material 3

Orgânico

PRÁTICA 3 Determinação Gravimétrica de Níquel

PRÁTICA 4 Calibração de material volumétrico 5

PRÁTICA 5 Determinação Volumétrica do Ácido Sulfúrico 6

PRÁTICA 6 Determinação Volumétrica de ácido acético em vinagre 10

PRÁTICA 7 Determinação volumétrica de ácido fosfórico 11

PRÁTICA 8 Determinação Titulométrica de Hidróxido de Magnésio 13

(Retrotitulação)

PRÁTICA 9 Determinação de Cálcio e Magnésio utilizando titulação 14

com solução padrão de EDTA (Complexometria)

PRÁTICA 10 Determinação Volumétrica de Água Oxigenada 17

PRÁTICA 11 Determinação Volumétrica de Ácido Ascórbico 19

PRÁTICA 12 Determinação Volumétrica de Hipoclorito de Sódio 22

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CQ120 – FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA II

PRÁTICA 1: Determinação Gravimétrica de Umidade em Material Orgânico

Ocorrência de água em sólidos

Praticamente todos os sólidos, cristalinos ou não, apresentam água em maior ou
menor proporção. Os teores de água variam de material para material dependendo da
composição, tamanho das partículas (área superficial), umidade relativa do ar, temperatura
e pressão. Os teores de água são importantes principalmente no que consiste a
conservação do material e representam os primeiros ensaios de controle de qualidade de
diversos produtos comerciais. Teores de água elevados induzem processos de
decomposição química e microbiológica, além de aumentar os custos no processo de
secagem e, obviamente, aumentam o peso do produto.
Pode-se afirmar que os tipos de águas presentes em materiais sólidos são
classificados em duas classes principais:

1. Essenciais
Esse tipo de água existe como parte integrante da composição química do sólido. A
retirada faz com que o sólido perca suas características através da destruição do retículo
cristalino

1.1 Água de cristalização ou hidratação

Ocorre nos hidratos cristalinos na forma de águas de cristalização (ou hidratação).
Neste caso, as moléculas de água estão na forma de unidades discretas H 2O que ocorrem
em posições específicas no retículo cristalino do material, através de ligações covalentes e
ocorrendo sempre como uma estequiometria definida. A sua retirada provoca uma
destruição total do retículo cristalino do material e, consequentemente, alterações nas suas
propriedades físicas. As temperaturas necessárias para a sua retirada dependem das
características do material envolvido.

Exemplos: BaCl2·H2O; CaC2O4·2H2O; CuSO4·5H2O; CuSO4·H2O

Observe que nos dois últimos casos, embora os materiais possuam fórmulas
semelhantes, os mesmos apresentam estruturas cristalinas diferentes e, como
conseqüência, cores diferentes. O primeiro é um sólido azul e o segundo, verde-azulado.

1.2 Água de constituição

Neste caso as moléculas de água não ocorrem como unidades discretas no material,
mas este deve possuir, necessariamente, os elementos que a formam. Outro aspecto
relevante a observar é que a relação estequiométrica hidrogênio-oxigênio (2:1) não precisa
ser mantida. Neste caso, na remoção de água também ocorre destruição do retículo
cristalino do material, dando origem a um novo composto. As temperaturas necessárias
para a desidratação são características de cada material envolvido.
Exemplos:
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 (~ 300C)
Ca(OH)2  CaO + H2O (~ 800C)
2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O (~ 450C)
2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O (~ 1000C)

2. Não Essenciais

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Como o nome sugere, as moléculas de água ocorrem como unidades discretas.

Porém, ao serem retiradas não afetam o retículo cristalino e, consequentemente, as
propriedades físicas e químicas do material. Os tipos de ocorrência classificam as águas
essenciais como:

2.1 Águas de adsorção

Neste caso as moléculas de água estão adsorvidas na superfície dos cristais e
ocorrem, principalmente, nas ligações insaturadas presentes na superfície do material
sólido. As interações são de caráter eletrostático de baixa energia e permitem a adsorção
de várias camadas de moléculas de água através de seus dipolos. As temperaturas
necessárias para a retirada destas moléculas estão próximas da temperatura de ebulição
da água, entre 105 - 110C.

2.2 Água de absorção

Esse tipo de água ocorre principalmente em substâncias coloidais e com baixa ou
nenhuma cristalinidade (amorfos). Como os materiais coloidais tendem a formar flocos, as
moléculas de água ocupam os espaços vazios existentes entre as partículas ou nos
chamados interstícios (ou ainda capilares) do colóide. Como estas moléculas de água estão
em contato com o ambiente, estão sujeitas a influência da umidade relativa, temperatura,
grau de subdivisão e pressão. Como no caso anterior, podem ser retiradas em temperatura
entre 105 - 110C.

2.3 Água de oclusão

As moléculas de água estão retidas no interior de cavidades distribuídas
aleatoriamente nos cristais. Estes “bolsões” de água se formam durante o processo de
cristalização rápida do material. Vários cristais vão cimentando suas paredes até que as
moléculas de água fiquem presas no interior dos cristais. Como as moléculas de água não
estão em contato com o ambiente, não estão sujeitas a fatores tais como umidade relativa
do ar, pressão atmosférica, temperatura, etc. Quando este tipo de material é aquecido, as
moléculas de água são submetidas a uma pressão excessiva, capaz de provocar a ruptura
do cristal, fenômeno conhecido como decriptação. A temperatura necessária para sua
retirada depende do retículo cristalino envolvido, sendo geralmente superior a 100C.

Procedimento Experimental
O cadinho foi previamente aquecido em mufla a uma temperatura de cerca de 900C,
por aproximadamente 30 min. Em seguida foi deixado resfriar até a temperatura ambiente
em dessecador. Como o auxílio de uma pinça, metálica, retire o cadinho do dessecador
grande, transferindo-o para outro dessecador de menor tamanho. Pese o cadinho em
balança analítica, anotando exatamente sua massa. Não toque o cadinho com a mão e
sempre faça uso da pinça metálica em seu manuseio.
Pese exatamente cerca de 1 g do material e anotar a massa. Leve o cadinho para a
estufa, onde deverá permanecer por cerca de 60 min. Após este período retire o cadinho
da estufa, transferindo-o para o dessecador pequeno. Espere resfriar e pese novamente o
cadinho em balança analítica.
Calcule a quantidade de umidade contida no material e expresse seus resultados em
g% (m/m), ou seja, 100 g do material possuem X g de umidade, com duas casas decimais.

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PRÁTICA 2: Determinação Gravimétrica de Cinzas em Material Orgânico

Cinza é o resíduo inorgânico que permanece após a queima da matéria orgânica e

sua formação pode ser representada pela equação
Material Orgânico 

CO2  H 2O  gases  óxidos metáli cos (CINZAS )
Além dos óxidos, a cinza pode conter sulfatos, fosfatos, silicatos e cloretos,
dependendo das condições de incineração e da composição da amostra. Algumas
espécies, oxalatos e carbonatos, podem sofrer transformações e outras podem ser perdidas
por volatilização (mercúrio, cádmio e outros). A análise de cinzas por fornece informações
sobre o conteúdo mineral da amostra e também pode ser empregada como o primeiro
estágio para a determinação dos componentes individuais da cinza.

Procedimento Experimental
Empregando a balança analítica, pese cerca de 1,0 g da amostra a ser analisada em
um cadinho previamente preparado (calcinado e pesado).

Observação: Condições ideais de pesagem: máximo 3 minutos. Se a massa da amostra

foi muito maior que o estipulado, jogar o material fora e reiniciar o procedimento com um
novo cadinho.

Coloque o cadinho sobre o triângulo de porcelana e este sobre o tripé metálico.

Incline o cadinho até cerca de 45°, posicionando o bico de bunsen na parte posterior do
cadinho em chama baixa. Regule a entrada de oxigênio do bico para melhor queima do gás
e obtenção de chama mais quente. Queime o material em chama baixa. Quando notar o
desprendimento de fumaça capaz de se inflamar aumente a chama até que o material
reduza a cinza, ou seja, até a queima completa da matéria orgânica.

Observação: Se houver material preto, principalmente condensado nas laterais do

cadinho, gira-lo para que o material seja totalmente eliminado. A inclinação do cadinho
permite o acesso do oxigênio à amostra, evitando a presença de carbono, de difícil queima
e com alto poder redutor. O ideal é a presença de materiais com seu estado de oxidação
mais alto, o que facilitará o processo de calcinação. Caso a chama se propague para o
material, afaste o tripé do bico, se chama continuar vigorosa, abafe levemente com a tela
de amianto.

Após a queima completa do material, leve o cadinho à mufla com o auxílio de uma
pinça metálica (apoiar o cadinho sobre uma tela de amianto). O cadinho deverá permanecer
por 1 hora a uma temperatura de 550 – 600 °C.
Retire o cadinho da mufla (com o auxílio de uma pinça grande, utilizar óculos de
proteção contra radiação infravermelha e luvas de amianto) e transfira para um dessecador
grande para um prévio resfriamento.
Transfira o cadinho para um dessecador pequeno até resfriar a temperatura
ambiente. Pesar o mais rápido possível, em balança analítica. Expresse o resultado da
análise em g % (m/m) gramas de cinzas contidas em 100 g de amostra.

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PRÁTICA 3:Determinação Gravimétrica de Níquel

Objetivos
Realizar a determinação gravimétrica de íons Ni2+ presentes em uma amostra a partir da
precipitação do metal com dimetilglioxima.

Introdução

O método baseia-se na precipitação de íons Ni2+ com o agente complexante orgânico

denominado dimetilglioxima (DMG), num intervalo de pH entre 5 e 9. O complexo formado
tem a composição Ni(DMG)2 onde cada íon níquel substitui um próton de cada molécula
de DMG.

Ni2 (aq)  2 C4H6 (NOH)2 (sol.)  Ni[C4H6 (NOH)(NO)]2 (s)  2H (aq)

O complexo é formado através de pares de elétrons de cada nitrogênio formando quatro

pontes. O complexo tem composição definida e alta estabilidade térmica e será pesado
diretamente, após secagem. Como a granulometria é relativamente grande o material não
necessita ser calcinado. O cadinho utilizado nesta prática será um cadinho filtrante de vidro
(Gooch) de porosidade fina.

Procedimento Experimental

Escolher uma amostra; anotar o seu número de identificação.

a) Pipetar 10,0 mL da solução da amostra e transferir para um béquer de 250 mL.

Adicionar cerca de 50 mL de água destilada e 5 mL de solução de HCl 1:1. Aquecer a
solução até uma temperatura de 70-80ºC, ou seja, início do desprendimento de vapores
de água.

b) Adicionar 10 mL da solução de dimetilglioxima (solução etanólica a 1%). Adicionar

aos poucos, sob intensa agitação (uso de bastão de vidro com ponta de látex), uma
solução de NH4OH a 12%, até leve excesso de hidróxido. O excesso é percebido quando
a solução apresentar um leve cheiro amoniacal. Verificar se a precipitação foi quantitativa
adicionando-se gotas da solução de dimetilglioxima. Deixar o precipitado em repouso, para
envelhecimento, por um período de 30 minutos, sem retirar o bastão de vidro do béquer.

Cuidado: Não aproximar o nariz diretamente do béquer e sim deslocar os vapores em

direção ao nariz com a mão.

Observações: É importante não usar um grande excesso de solução de dimetilglioxima,

pois além de poder precipitar a dimetilglioxima pura, o excesso poderá dissolver o
precipitado pelo excesso de álcool na solução precipitante. A precipitação somente ocorre
em meio básico, segundo a reação:

Ni+2 + 2 C4H8O2N2  Ni(C4H7O2N2)2 + 2H+

O precipitado vermelho se apresenta na forma de flocos de densidade menor que a

da água e o material flutua em vez de decantar. O complexo (quelato) é formado pelo
deslocamento de dois prótons (um de cada molécula de dimetilglioxima) e adquire carga
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neutra. O material segue a nomenclatura de complexos e pode ser chamado de: bis
dimetilglioxima Ni+2 ou simplesmente dimetilglioximato de Ni+2.

Filtração:

c) Antes de filtrar o material precipitado, esvaziar o conteúdo do kitassato da filtração

anterior e lavar com água destilada. O material de lavagem deverá ser descartado
adequadamente conforme recomendado. Filtrar o precipitado em um cadinho de Gooch
de porosidade fina (previamente seco e pesado). Utilizar uma trompa de vácuo e um
kitassato com conexão de borracha. Lavar o material com água destilada em pequenas
porções. Colocar para secar em estufa a uma temperatura de 105 -110°C por um período
de 1 hora.

Observações: Para evitar perdas de material por falta do agente precipitante, após a
filtração adicionar pelas paredes sobre o filtrado (com o auxílio de uma pipeta graduada)
cerca de 0,5 mL de dimetilglioxima. Se houver uma precipitação ou turvação vermelha,
retirar todo o filtrado e repetir o processo de filtração (re-precipitação).
Outro fator importante é a porosidade do cadinho; para alguns casos existe a possibilidade
de que parte do precipitado seja carregada para o filtrado, nesse caso o cadinho deverá
ser substituído ou um pedaço de papel de filtro deverá ser recortado e alojado no interior
do cadinho antes do início da filtração. Obviamente o pedaço de papel deverá ser seco
junto com o cadinho e pesado, assim como descrito no procedimento de preparo do
cadinho.

Cuidados: Para o encaixe do cadinho no kitassato e operação de transferência do cadinho

para a estufa, utilizar um pedaço de papel toalha, tomando sempre o cuidado de não tocar
o cadinho de Gooch com as mãos, para evitar contaminação com gordura ou impurezas
que não serão retiradas através do processo de secagem.

d) Transferir o cadinho para o dessecador pequeno com auxílio de uma pinça metálica,
esperar esfriar até a temperatura ambiente e pesar o mais rápido possível. Lavar o
conteúdo do cadinho com HCl de forma que o níquel solúvel possa ser descartado em
frasco apropriado. O técnico do laboratório irá realizar a limpeza do cadinho.

Expressar o resultado da determinação em g % (m/v), com o número correto de

algarismos significativos.

Exemplo de Cálculos: 100 mL de amostra possuem “x” g de Ni2+

Ni+2 (amostra)  Ni(C4H7O2N2)2
58,693g 288,9156
massa de níquel massa do precipitado
massa de Ni+2  10,00 mL de solução
y= % (m/v)  100,00 mL de solução

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PRÁTICA 4: CALIBRAÇÃO DE MATERIAL VOLUMÉTRICO

Em um laboratório são basicamente dois os tipos de frascos volumétricos

disponíveis: TC - para conter um determinado volume, como balões volumétricos e TD -
para dispensar certo volume, como pipetas e buretas. Provetas podem ser frascos TD ou
TC e essa informação de estar expressa. As razões para as diferenças entre os volumes
são principalmente atribuídas às interações entre o líquido e o vidro.
Os materiais volumétricos vêm calibrados em uma determinada temperatura e
eventualmente é necessário utilizar-los em outras condições, assim é importante realizar
calibrações periódicas nesses materiais a fim de conhecer os volumes contidos ou
dispensados. A calibração é realizada pela medida de massa de um líquido (normalmente
água) contida ou dispensada pelo frasco e o cálculo para determinar o volume é feito com
base na densidade do líquido na temperatura do experimento.
A pipeta volumétrica é empregada em situações onde é desejada uma transferência
de volumes com baixo erro relativo, assim, para uma pipeta de 10,00 mL é um comum um
desvio de 0,01-0,02 mL com relação ao nominal (Classe A). Variações acima desses
valores podem evidenciar materiais inadequados ou mesmo um procedimento equivocado
de transferência.
Antes de efetuar a calibração, uma característica da pipeta deve ser verificada, o
tempo de escoamento livre, pois se ele for muito pequeno significa que o líquido escorre
muito rápido da pipeta, isso pode deixar uma fina película do líquido ainda no frasco.
Existem algumas recomendações para o tempo mínimo de escoamento livre:

capacidade (mL) 5 10 25 50 100

tempo (s) 15 20 25 30 40

Normalmente, é recomendado que o escoamento não seja muito demorado, mas um

cuidado maior deve ser tomado para transferências muito rápidas. Isso pode ser controlado
pelo uso do pipetador.

Procedimento Experimental
Na bancada central deve ser realizada a avaliação do tempo de escoamento livre
das pipetas contidas nos armários.
Para a calibração use a água presente na sala de balanças. Pese o frasco
recomendado e anote sua massa, a seguir, transfira o volume de água contido na pipeta
para o frasco (fora da balança) e pese-o novamente. Repita o procedimento mais duas
vezes.
Mede-se a temperatura da água e com base na densidade encontra-se o volume
dispensado.

Temperatura (ºC) 14 15 16 17 18 19 20
Densidade (g cm-3) 0,999244 0,999099 0,998943 0,998774 0,998595 0,998405 0,998203

Em trabalhos que requeiram muita precisão é necessário corrigir com relação ao

empuxo do ar.
mcorrigida = mpesada + mpesada*((dar/dobjeto)-(dar/dpadrão));
onde: mcorrigida = massa corrigida; m pesada = massa pesada; dar = densidade do ar ~ 0,0012 g cm-3;
dobjeto = densidade do objeto; dpadrão = densidade do padrão de calibração (aço ~ 8,4 g cm-3)

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PRÁTICA 5: Determinação Volumétrica do Ácido Sulfúrico

VOLUMETRIA

Em uma análise volumétrica, a quantidade de um constituinte de interesse (analito)

é determinada através da reação desta espécie com outra substância em solução, chamada
solução-padrão, cuja concentração é exatamente conhecida. Sabendo-se qual a
quantidade da solução-padrão necessária para reagir totalmente com o analito presente na
amostra e conhecendo-se a reação química que ocorre entre ambos, tem-se condições de
calcular a concentração da substância analisada.
O processo pelo qual a solução-padrão é adicionada no meio reagente é conhecido
por titulação, que pode ser volumétrica ou gravimétrica. Em uma titulação gravimétrica
mede-se a massa da solução-padrão consumida na determinação e na volumétrica, o
volume. O procedimento volumétrico é o mais conhecido e o mais utilizado, enquanto que
o gravimétrico é usado somente em alguns casos especiais.

Reações químicas úteis em volumetria

Nem todas as reações químicas podem servir de base para as determinações
volumétricas. Idealmente, uma reação química, para ser útil em uma análise deste tipo,
deve preencher os seguintes requisitos:

a. Ser extremamente rápida. Após cada adição de titulante a reação deve atingir
novamente o equilíbrio em t  0, pois em caso contrário o procedimento de titulação
seria inconvenientemente lento e a detecção do seu ponto final seria extremamente
difícil e não muito clara.
b. Ser completa no ponto de equivalência do sistema químico. Este critério permite uma
localização satisfatória do ponto final do processo.
c. Possuir uma equação química bem definida e que descreva bem o fenômeno ocorrido.
Reações paralelas entre o titulante e o titulado e/ou outras espécies presentes no meio
são totalmente indesejáveis e constituem-se em grave causa de erro.
d. Permitir o uso de meios satisfatórios para a detecção do ponto final do processo. Muitos
sistemas permitem o uso de indicadores visuais para tal fim, mas pode-se empregar um
grande número de técnicas para a determinação do ponto final de uma titulação, o qual
deverá estar o mais próximo possível do ponto de equivalência do método volumétrico.
Qualquer método que se baseie na variação brusca das propriedades físico-químicas
do sistema, perto do ponto de equivalência, poderá ser utilizado para tal fim.

Muitas vezes, entretanto, as reações empregadas em procedimentos volumétricos

não preenchem satisfatoriamente todos estes requisitos. Nestes casos é importante ter-se
conhecimento do afastamento da idealidade, da sua grandeza e de como ele poderá afetar
o resultado final da análise. Realmente, em muitos procedimentos volumétricos importantes
são utilizadas reações que não apresentam um ou mais dos requisitos ideais acima
mencionados. Mesmo nestes casos pode-se obter bons resultados, aplicando-se as
devidas correções.

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Determinações volumétricas: procedimentos gerais

Preparo da solução-padrão
A solução-padrão a ser utilizada em uma análise volumétrica deve ser
cuidadosamente preparada, pois, caso contrário, a determinação resultará errada. Pode-
se, em alguns casos, preparar soluções de concentração exatamente conhecidas pesando-
se, com precisão, algumas substâncias muito puras e estáveis e dissolvendo-as, com um
solvente adequado – sempre a água, em nosso caso – em balões volumétricos aferidos.
As substâncias que se prestam a tal procedimento, chamadas padrões primários, devem
apresentar as seguintes características:
a. Ser de fácil obtenção, purificação e secagem.
b. Ser fácil de testar e de eliminar eventuais impurezas.
c. Ser estável ao ar sob condições ordinárias, senão por longos períodos, pelo menos
durante a etapa de pesagem.
d. Possuir grande massa molar. Desta forma o erro relativo na pesagem é pequeno e
desprezível.

No entanto, muitas vezes este procedimento não pode ser seguido porque a
substância com a qual se pretende preparar uma solução-padrão não é um padrão primário.
Nestes casos, deve-se preparar uma solução desta substância com uma concentração
próxima da desejada e, em seguida, padroniza-la contra um padrão.

Comentários Gerais
i. Em uma análise volumétrica ou em uma padronização deve-se estimar a grandeza
da amostra a ser titulada de modo que seja gasto um volume de titulante de
aproximadamente ¾ do volume total da bureta. Utilizando-se este procedimento os
erros de leitura do volume tornam-se geralmente desprezíveis.
ii. Pode-se preparar uma solução padrão por diluição de outra mais concentrada.
Entretanto, muito cuidado deve ser tomado ao se adotar este procedimento, a fim de
evitar a introdução de erros na análise.
iii. Pode-se preparar uma única solução de amostra – ou de um padrão – e titular
alíquotas desta solução. Se, no entanto, erros acidentais forem cometidos no
preparo da solução inicial, somente através da titulação das alíquotas eles não serão
detectados. Se amostras distintas forem utilizadas este problema é eliminado.
iv. A técnica volumétrica é de uso fácil e rápido e é comumente aplicada em escala
macroscópica, apesar de ser útil em microanálises. Quando aplicada à análise de
macroquantidades, a exatidão deste procedimento atinge geralmente valores de
cerca de 0,1%.

Recomendações Gerais
Colocar os EPI, conferir todo o material do armário, pegar uma amostra tomando o
cuidado de anotar seu número.
A análise volumétrica, neste caso, deve ser precedida da determinação da
concentração do agente titulante, ou seja, o hidróxido de sódio. Como esta substância não
é um padrão primário, ela necessita ser padronizada previamente. Este procedimento é
realizado através do uso de um padrão primário, o biftalato de potássio (ou ftalato ácido de
potássio).

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Procedimento Experimental

Padronização do NaOH 0,1 mol L-1

Este procedimento é feito com base no conhecimento da estequiometria da reação,
dada pela seguinte equação:

C6H4COOKCOOH + NaOH  C6H4COOKCOO- + Na+ + H2O

O ponto final desta titulação será determinado através do uso de um indicador. Neste caso,
o indicador utilizado será a fenolftaleína.
Conhecendo-se a estequiometria da reação, a pureza e a massa molar do biftalato
de potássio (204,22 g mol-1), calcula-se a massa de biftalato que deverá ser pesada.

204,2215 g 1 mol 1000 mL

x = 0,306332 g 0,1 mol 15 mL (solução de NaOH)

Pesa-se em balança analítica, sobre um pesa filtro ou papel alumínio, cerca de 0,3 g de
biftalato de potássio, com precisão de 0,1 mg. O processo de pesagem deve ser rápido.
Transferir quantitativamente a massa de biftalato para um erlenmeyer de 250 mL de
capacidade. Adicionar cerca de 50-100 mL de água e realizar a dissolução completa do
biftalato (se necessário use um bastão de vidro). Em seguida, adicionar 3 gotas de
fenolftaleína.
Preencher a bureta com a solução de NaOH, eliminando bolhas e aferindo o volume na
marca do zero da bureta.
Titular a solução, adicionando o NaOH aos poucos, até que ocorra a mudança de cor da
solução, de incolor para rosa claro. Esta coloração deverá permanecer por pelo menos 30
s. Anote o volume e adicione mais uma ou duas gotas até que a coloração persista por mais
tempo. Em seguida, determine a concentração efetiva do NaOH, coloque o resultado na
lousa e use a média da turma para a próxima etapa.

Titulação da amostra de H2SO4

Repetir o procedimento acima para a amostra de ácido sulfúrico, titulando a amostra
em duplicata. Embora o ácido sulfúrico tenha dois hidrogênios ionizáveis, ele não pode ser
titulado em duas etapas. Portanto, a neutralização dos dois prótons ocorre de maneira
concomitante.
Pipete 10,0 mL da amostra, transfira para um erlenmeyer de 250 mL, adicione cerca
de 100 mL de água destilada e 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína. Titule com a
solução de hidróxido de sódio até o surgimento de uma coloração rosa clara que persista
por pelo menos 30 s. Repita o procedimento e observe que a diferença entre as duas
determinações deve ser inferior a 0,1 mL. Caso a diferença seja superior, titule uma terceira
amostra. Para efeito da determinação da concentração de H 2SO4 na amostra, utilize a
média dos dois resultados mais próximos.

Cálculos

H2SO4 + 2NaOH  2Na+ + SO22- + H2O

Use informações sobre a concentração da obtida na padronização do NaOH, o

volume gasto na titulação do ácido sulfúrico e a estequiometria da reação

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PRÁTICA 6: Determinação Volumétrica de ácido acético em vinagre

O vinagre é amplamente utilizado na indústria alimentícia na forma de soluções

diluídas de ácido acético, geralmente com teores na faixa de 3,5 a 8%, em peso. O vinagre
pode ser obtido a partir da diluição do ácido acético glacial (ácido acético concentrado) ou
ainda através da oxidação do álcool etílico, de acordo com a reação que segue:

CH3CH2OH(aq) + O2(g)  CH3COOH(aq) + H2O(l)

Os vinagres são geralmente coloridos, mas após as diluições a cor não é

suficientemente intensa de maneira que possa prejudicar a visualização do ponto final da
titulação. Além disso, as pequenas quantidades de outros ácidos presentes são
simultaneamente tituladas com o ácido acético e a acidez total é expressa em termos deste
último.

Procedimento Experimental

Padronização da solução de hidróxido de sódio

Pesa-se em balança analítica, sobre um pesa filtro ou papel alumínio, cerca de 0,3
g de biftalato de potássio, com precisão de 0,1 mg. O processo de pesagem deve ser rápido.
Transferir quantitativamente a massa de biftalato para um erlenmeyer de 250 mL
de capacidade. Adicionar cerca de 50-100 mL de água e realizar a dissolução completa do
biftalato (se necessário use um bastão de vidro). Em seguida, adicionar 3 gotas de
fenolftaleína.
Preencher a bureta com a solução de NaOH, eliminando bolhas e aferindo o volume
na marca do zero da bureta.
Titular a solução, adicionando o NaOH aos poucos, até que ocorra a mudança de
cor da solução, de incolor para rosa claro. Esta coloração deverá permanecer por pelo
menos 30 s. Anote o volume e adicione mais uma ou duas gotas até que a coloração
persista por mais tempo. Em seguida, determine a concentração efetiva do NaOH, coloque
o resultado na lousa e use a média da turma para a próxima etapa.

Titulação da amostra de vinagre (laboratório)

Pipetar 10,0 mL da amostra e transferir para um erlenmeyer de 250 mL, adicionar
cerca de 50-100 mL de água destilada e 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína a 1%.
Titular com a solução de hidróxido de sódio padronizada até a viragem do indicador.

Titulação da amostra comercial de vinagre

Pipetar 10,0 mL da amostra, transferir para um balão volumétrico de 100 mL e aferir
até a marca com água destilada. Tomar uma alíquota de 10,0 mL da amostra diluída,
transferir para um erlenmeyer de 250 mL, adicionar cerca de 50-100 mL de água destilada
e 3 gotas da solução alcoólica de fenolftaleína a 1%. Titular com a solução de hidróxido de
sódio padronizada até a viragem do indicador.

CH3CH2OOH + NaOH  CH3COO- + Na+ + H2O

Calcule as concentrações de ácido acético no vinagre expressando resultado em mols por

litro e também em gramas de ácido acético por 100 mL de amostra (vinagre comercial).

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PRÁTICA 7: Determinação volumétrica de ácido fosfórico

Procedimento Experimental

Padronização da solução de hidróxido de sódio

Pesa-se em balança analítica, sobre um pesa filtro ou papel alumínio, cerca de 0,3
g de biftalato de potássio, com precisão de 0,1 mg. O processo de pesagem deve ser rápido.
Transferir quantitativamente a massa de biftalato para um erlenmeyer de 250 mL
de capacidade. Adicionar cerca de 50-100 mL de água e realizar a dissolução completa do
biftalato (se necessário use um bastão de vidro). Em seguida, adicionar 3 gotas de
fenolftaleína.
Preencher a bureta com a solução de NaOH, eliminando bolhas e aferindo o volume
na marca do zero da bureta.
Titular a solução, adicionando o NaOH aos poucos, até que ocorra a mudança de
cor da solução, de incolor para rosa claro. Esta coloração deverá permanecer por pelo
menos 30 s. Anote o volume e adicione mais uma ou duas gotas até que a coloração
persista por mais tempo. Em seguida, determine a concentração efetiva do NaOH, coloque
o resultado na lousa e use a média da turma para a próxima etapa.

Titulação da amostra de ácido fosfórico

Pegar uma amostra e anotar seu número.

O ácido fosfórico é um ácido fraco atípico. Ele é triprótico e devido às diferenças
existentes entre suas três constantes de dissociação, teoricamente os três prótons
poderiam ser titulados independentemente. Na prática, isto significaria que ao final da
neutralização do primeiro hidrogênio ionizável, os outros dois permaneceriam associados.
Contudo, o primeiro e o segundo hidrogênios podem ser titulados independentemente do
terceiro, que possui uma constante de dissociação muito baixa, da mesma ordem de
grandeza da auto-ionização da água, isto é, 10-14. Esta característica não permite que esta
titulação seja realizada de forma a atingir uma precisão desejada.
As três etapas de dissociação do ácido fosfórico são as que seguem:

[H 2 PO4 ][H  ]
H3PO4  H2PO4- + H+ K1   7,5110 3 pK1 = 2,12
[H 3 PO4 ]

[HPO24 ][H  ]
H2PO4-  HPO42- + H+ K2  
 6,23  10 8 pK2 = 7,20
[H 2 PO4 ]

[PO34 ][H  ]
HPO42-  PO43- + H+ K3  2
 4,80  10 13 pK3 = 12,3
[HPO4 ]

Titulação do primeiro próton

Pipete 10,0 mL da amostra; transfira para um erlenmeyer de 250 mL de capacidade,

adicione 100 mL de água destilada e 5 gotas da solução do indicador misto – mistura de
alaranjado de metila e verde de bromocresol. Titule com a solução de hidróxido de sódio
padrão até o surgimento de uma coloração azul clara persistente. O indicador misto
apresenta coloração amarela em meio ácido e azul em meio alcalino.

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Repetir o procedimento observando que a diferença de volume entre as duas

titulações não seja superior a 0,1 mL.
Atenção: Não descartar a solução na pia! Aguardar instruções do professor.

Titulação do primeiro e segundo prótons

Pipete 10,0 mL da amostra; transfira para um erlenmeyer de 250 mL de capacidade,

adicione 100 mL de água destilada e 3 gotas da solução de fenolftaleína. Titule com a
solução de hidróxido de sódio padrão até o surgimento de uma coloração rosa clara
persistente.
Repetir o procedimento observando que a diferença de volume entre as duas
titulações não seja superior a 0,1 mL.
Observe que o volume gasto na segunda etapa, feita com o uso da fenolftaleína,
deve ser exatamente o dobro daquele gasto na primeira etapa, quando empregou-se o
indicador misto.
Calcule os resultados de maneira semelhante aquela dos experimentos anteriores.

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PRÁTICA 8: Determinação Titulométrica de Hidróxido de Magnésio (Retrotitulação)

Para que uma reação seja empregada em um procedimento de titulação é necessário que
ela cumpra uma série de requisitos, como por exemplo, ser quantitativa, ser estequiométrica
e rápida. Eventualmente, algumas reações não atendem todos os aspectos recomendados,
como é o caso da reação do hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) com ácido clorídrico (HCl).
O Mg(OH)2 é pouco solúvel e isso faz com que a reação entre ele e o ácido não ocorra com
uma velocidade apreciável, dificultando a determinação do ponto final da titulação, assim o
uso de procedimento titulométrico tradicional não é recomendado. Para evitar esse
problema, a reação de neutralização do Mg(OH)2 ocorre mediante a adição de um excesso
(exatamente conhecido) de uma solução padrão de HCl. Em seguida, a quantidade de HCl
que não reagiu é neutralizada com uma solução padrão de hidróxido de sódio (NaOH), com
base na quantidade de HCl adicionada e na remanescente em solução é possível encontrar
a quantidade de Mg(OH)2 presente na amostra. As etapas envolvidas podem ser
representadas pelas reações:
Mg(OH)2 (suspensão)+2 HCl (excesso)  MgCl2 + 2H2O + HCl (remanescente)
HCl (remanescente) +NaOH  NaCl + H2O

Procedimento Experimental

1. Padronização da solução de NaOH:

Pesa-se em balança analítica cerca de 0,3 g de biftalato de potássio (204,22 g mol-1), com
precisão de 0,1 mg. Transferir quantitativamente a massa de biftalato para um erlenmeyer
de 250 mL de capacidade. Adicionar cerca de 50 mL de água. Em seguida, adicionar 3
gotas de fenolftaleína. Preencher a bureta com a solução de NaOH, eliminando bolhas e
aferindo o volume na marca do zero da bureta. Titular a solução, adicionando o NaOH aos
poucos até mudança de cor da solução, de incolor para rosa claro.
Calcular a concentração de NaOH (mol.L-1) e utilizar o valor médio da turma para a etapa
seguinte.

2. Padronização da solução de HCl:

Pipete 10,0 mL da solução de HCl, transfira para um erlenmeyer de 250 mL, adicione cerca
de 50 mL de água destilada e 3 gotas da solução alcoólica de fenolfatleína. Titule com a
solução de hidróxido de sódio até o surgimento de uma coloração rosa clara que persista
por pelo menos 30 s.
Calcular a concentração de NaOH (mol.L-1), e utilizar o valor médio da turma para a etapa
seguinte.

3. Determinação de Mg(OH)2 em uma amostra comercial:

Inicialmente, agite vigorosamente o frasco que contém o Mg(OH) 2 para homogeneizar a
suspensão, em seguida verta uma pequena quantidade para um béquer pequeno e transfira
com uma micropipeta 0,5 mL da amostra para um erlenmeyer, adicione 25 mL da solução
de HCl (recém padronizada), 50 mL de água, adicione 3 gotas do indicador (fenolftaleína)
e homogeinize a solução resultante. Aguarde 2-5 minutos e titule o HCl que não reagiu com
a solução de NaOH até o aparecimento de uma coloração rosa. (fazer em duplicata).
Calcular a concentração de Mg(OH)2 expressando o resultado com as mesmas unidades
presentes no rótulo do frasco.

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PRÁTICA 9: Determinação de Cálcio e Magnésio utilizando titulação com solução

padrão de EDTA (Complexometria)

Objetivos:
Determinação dos teores de cálcio e magnésio em uma mistura através de titulação
com EDTA.

I - INTRODUÇÃO

A água é um dos principais componentes de diversas operações industriais. É usada

como veículo para aquecimento e resfriamento, assim como para limpeza e sanificação de
equipamentos. A água é pode ainda ser usada como um ingrediente ou como veículo para
incorporar ingredientes a determinados produtos alimentícios.
A análise de água natural pode indicar a presença de mais de cinqüenta constituintes
nela dissolvidos ou em suspensão. Esses constituintes são sólidos ionizados, gases e
compostos orgânicos dissolvidos, matéria em suspensão, incluindo microrganismos,
matéria coloidal, entre outros. Mesmo quando proveniente de precipitação pluviométrica,
sendo considerada pura, a água contém sólidos dissolvidos, absorve gases e diversas
substâncias em suspensão na atmosfera. Ao atingir o solo, uma parte torna-se saturada de
dióxido de carbono resultante de vegetais em decomposição e dissolve formações minerais.
A dureza da água é causada pelos sais de cálcio e magnésio lixiviados pela água,
em seu caminho através do solo. Na maioria das vezes, a presença destes sais não tem
significado sanitário, ou seja, a água é potável. Entretanto, o uso industrial de águas duras
provoca corrosão e perda de eficiência na transmissão de calor em caldeiras; formação de
filmes e depósitos na superfície de equipamentos, prejudicando os processos de limpeza e
reduzindo a eficiência devido à formação de depósitos minerais em sistemas de
refrigeração.
Existem dois tipos de dureza: temporária e permanente. A dureza temporária é
devido à presença de bicarbonato de cálcio e magnésio que são precipitados pela ação de
calor ou agentes alcalinos. A dureza permanente ocorre pela presença de sulfatos, nitratos
ou cloretos que são precipitados em presença de substâncias alcalinas.
A dureza é expressa em ppm ou mg L-1 de carbonato de cálcio (CaCO3) presentes
na água e existindo quatro categorias de classificação.
A reação entre compostos de detergentes e os íons cálcio e íons magnésio presentes em
água dura dá origem a precipitados insolúveis, que, para serem eliminados, requerem o
uso de detergentes ácidos em maior freqüência e concentração, elevando os custos de
produção. Além disto, há uma significativa redução da eficiência de limpeza de superfícies
e equipamentos em função do decréscimo no poder de ação que os detergentes
apresentam quando combinados com água dura. Desta forma, recomenda-se a inclusão de
abrandadores na composição dos detergentes.
A dureza da água expressa em mg L-1 de CaCO3, pode variar de 10 a 200 mg/L em
água doce, podendo alcançar até 2.500 mg L-1 em águas salgadas. Esses sais podem ser
removidos das águas brutas por abrandamento, desmineralização ou evaporação.
Segundo a Portaria nº 1.469, de 29 de dezembro de 2000, a água potável pode apresentar
até 500 mg L-1 de CaCO3 (Brasil, 2001), mas no caso de caldeiras, o valor recomendado
para a dureza da água é igual a zero. O tipo de tratamento a ser indicado, visando a evitar
os efeitos da presença de sais de cálcio e magnésio, como a corrosão, diminuição do fluxo
de alimentos, diminuição de transferência de calor e contaminação microbiológica, vai
depender da dureza detectada.
Se a água for dura (151-300 mg L-1 de CaCO3), deve-se fazer o tratamento de
redução da dureza antes da água ser introduzida na caldeira. Para isto, podem ser usadas
resinas sintéticas trocadoras de cátions. As resinas usadas geralmente são de origem
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orgânica e obtidas, por exemplo, pela sulfonação do poliestireno. Neste caso, é uma resina
fortemente ácida que troca H+ ou Na+ por Ca2+ ou Mg2+, responsáveis pela dureza.
Em águas usadas na higienização de equipamentos, utensílios e superfícies
contendo até 50 mg L-1 de CaCO3 recomendam-se o uso de agentes complexantes na
formulação dos detergentes. No caso da dureza ser superior a 50 mg L -1, o ideal é efetuar
troca catiônica.
Uma maneira de se determinar a concentração de cálcio e magnésio em solução
aquosa é utilizar métodos volumétricos baseados na formação de íons complexos, também
chamados de métodos complexométricos. As titulações complexométricas são baseadas
na habilidade de muitos íons metálicos em formar complexos estáveis com diferentes
ligantes. Esses métodos têm sido utilizados por mais de cem anos e são baseados em uma
particular classe de compostos de coordenação chamados quelatos.
Um quelato é produzido quando um íon metálico coordena com dois ou mais grupos
doadores de um único ligante para formar um anel heterocíclico de cinco ou seis membros.
Um ligante que tem um simples grupo doador é chamado unidentado, entretanto
aqueles que possuem dois grupos disponíveis para ligação covalente são chamados
bidentados e assim por diante.
Para aplicações analíticas, ligantes multidentados, particularmente aqueles que
possuem quatro ou seis grupos doadores são preferíveis, pois apresentam duas vantagens
sobre os unidentados.
1o.) Ligantes multidentados geralmente reagem mais completamente com cátions e por este
motivo a detecção do ponto final da titulação é melhor visualizada.
2o.) Além disso os ligantes multidentados reagem com íons metálicos em uma única etapa,
enquanto que a formação de complexos com ligantes unidentados, normalmente, envolve
duas ou mais espécies intermediárias.
O ácido etilenodiaminotetraacético conhecido como EDTA é o agente quelante mais
utilizado em complexometria, pois possui seis sítios potenciais para formar ligações com
íons metálicos. Possui quatro grupos carboxílicos e dois grupos amino, portanto é um
ligante hexadentado conforme pode ser observado na figura abaixo:

HOOC H2C CH2 COOH

N CH2 CH2 N

HOOC H2C CH2 COOH

O EDTA combina com praticamente todos os íons metálicos na proporção 1:1

formando compostos suficientemente estáveis e por este motivo é grandemente utilizado
em complexometria.
O sal dissódico do EDTA pode ser utilizado como padrão primário. Porém, o produto
comercial P.A. pode apresentar traços de umidade. Se o sal for seco a 130C até peso
constante, sua composição passa a ser exatamente como na fórmula:

Na2C10H14O8N2.H2O MM: 372,24 g mol-1

As soluções de EDTA podem ser padronizadas, quando necessário, com soluções

como o cloreto ou sulfato de zinco (padrões primários) em meio levemente ácido. Essas
soluções podem ser preparadas a partir da dissolução de zinco granular (P.A.) em ácido
clorídrico ou sulfúrico. O mesmo pode ser feito com o magnésio puro ou manganês puro,
utilizando o HCl ou H2SO4.

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A água utilizada no preparo de soluções de EDTA, especialmente quando diluídas,

não devem conter cátions polivalentes. Portanto, se faz necessário utilizar água destilada
obtida em aparelho de vidro pyrex ou água destilada comum previamente deionizada por
passagem através de coluna de resina na forma catiônica sódica. As soluções de EDTA
devem ser guardadas em frascos de vidro de borossilicato (tipo pyrex) no interior dos quais
se manteve em ebulição por várias horas, solução fortemente alcalina de EDTA a 2%.
Soluções bastante diluídas de EDTA (0,1 mol/L) devem ser acondicionadas em frascos de
polietileno.

II – PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1) Preparo de uma solução de EDTA (padrão primário)

Pesar analiticamente 37,2 a 37,3 g de EDTA dissódico, previamente seco em estufa a 130
C por 3 horas. Transferir quantitamente para um balão volumétrico de 1 L. Dissolver e
completar o volume com água deionizada. Recalcular a concentração da solução de EDTA,
a partir da massa pesada.

2) Determinação de cálcio e magnésio em uma mistura

Transferir 10,0 mL da amostra para um béquer de 250 mL.Diluir a amostra a 100 mL

com água destilada e adicionar de 15 a 20 mL de solução tampão pH 10. Adicionar 10
gotas do indicador negro de eriocromo T (erio-T), ou uma pontinha de espátula.
Preencher a bureta com solução padrão de EDTA. Titular a amostra, sob intensa
agitação, com a solução padrão de EDTA até a viragem do indicador (vermelho-vinho
para azul claro).

Observação: Na presença do indicador negro de eriocromo T e neste valor de pH,

titulam-se os íons Ca2+ e Mg2+.
V1  VCa  VMg

Transferir novamente 10,0 mL da amostra a outro béquer de 250 mL limpo. Diluir a

amostra a 100 mL com água destilada. Adicionar cerca de 10 mL de trietanolamina
(1:1, v/v). Ajustar o pH em 12 por adição da solução de KOH (20% m/v). Utilizar papel
indicador de pH na operação de ajuste.
Ajustado o pH, adicionar 10 gotas do indicador calcon (ou ácido calconcarboxílico).
Titular com a solução padrão de EDTA até viragem do indicador (vermelho vinho para
azul claro).

Observação: Na presença deste indicador (calcon) e neste valor do pH, titula-se

apenas o íon Ca2+. Portanto:
V2  VCa

Pela diferença de volumes (V1 - V2) pode-se calcular o volume de EDTA consumido
na titulação do íon Mg2+

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PRÁTICA 10: Determinação Volumétrica de Água Oxigenada

Permanganimetria

Este método volumétrico envolve uma reação de óxido-redução em meio ácido, na

qual íons MnO4- são reduzidos a Mn2+. Neste meio, a espécie MnO4- é um oxidante forte e
sua semi-reação de redução pode ser representada por:

MnO4-(aq) + 5e- + 8H+(aq)  Mn2+(aq) + 4H2O(l)

Geralmente, não é necessário o emprego de indicadores em titulações

permanganométricas, pois um pequeno excesso de titulante confere à solução uma
coloração violeta clara (quase rósea), que indica o ponto final da titulação. Embora seja
mais comum titular a espécie redutora diretamente com a solução de KMnO4 padrão, em
alguns casos emprega-se também a técnica de titulação de retorno ou retrotitulação.
Uma das desvantagens deste método analítico é a de não se poder preparar uma
solução padrão de permanganato de potássio por simples pesagem do sal e posterior
diluição adequada, visto que esta substância não é um padrão primário. Normalmente, ela
se apresenta contaminada com MnO2, o qual, dentre outros inconvenientes, tem a
propriedade de catalisar a reação entre os íons MnO4- e as substâncias redutoras presentes
na água destilada usada na preparação da solução padrão. Assim sendo, antes da
padronização da solução de permanganato de potássio é necessário que o dióxido de
manganês seja eliminado por filtração.

Procedimento Experimental

Padronização da solução de permanganato de potássio 0,02 mol L-1

A padronização é feita utilizando-se oxalato de sódio ou ácido oxálico em meio de ácido

forte. Nessas condições o carbono é oxidado de +3 para +4 e o manganês é reduzido de
Mn(VII) para Mn(II). A reação envolvida é a seguinte:

2MnO4-(aq) + 16H+(aq) + 5C2O42-(aq)  10CO2(g) + 2Mn2(aq)+ + 8H2O(l)

Pese cerca de 0,1 g de oxalato de sódio, com precisão de ±0,1 mg; transfira para um
erlenmeyer de 250 mL, adicione 5 mL de ácido sulfúrico e água destilada até a marca de
100 mL e ferva a solução.
Titule a solução de oxalato adicionando o titulante gota a gota, especialmente no
início da titulação, para evitar a formação de dióxido de manganês. Observe que no início
a reação se processa lentamente. Assim, o aquecimento inicial acelera a velocidade da
reação. Calcule a concentração exata de permanganato de potássio lembrando que a
quantidade de oxalato de sódio titulado é igual a 5/2 da quantidade de permanganato de
potássio gasta na titulação. A massa molar do Na2C2O4 é 134,00 g mol-1.

1 mmol Na 2 C 2 O 4
nNa 2C2O4  0,100 g Na 2 C 2 O 4   0,746 mmol Na 2 C 2 O 4
0,13400g Na 2 C 2 O 4

2 mmol KMnO 4 1
CKMnO4  0,746 mmol Na 2 C 2 O 4    0,0199 mol KMnO 4
5 mmol Na 2 C 2 O 4 15,00 mL KMnO 4

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Titulação da amostra de água oxigenada

Transfira 10,0 mL da amostra para um erlenmeyer de 250 mL, adicione 5 mL de

ácido sulfúrico e adicione água até a marca de 100 mL. Titule a amostra com a solução de
permanganato de potássio 0,02 mol L-1 padronizada anteriormente até o aparecimento da
cor violeta clara. Não aqueça a solução para não decompor o peróxido de hidrogênio
presente na amostra. Calcule a concentração de água oxigenada na amostra expressando
o resultado com três algarismos significativos.

5H2O2(aq) + 2MnO4-(aq) + 6H+(aq)  5O2(g) + 2Mn2+(aq) + 8H2O(l)

5 mmol H 2 O 2
nH 2O2  n mmol KMnO 4 
2 mmol KMnO 4

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PRÁTICA 11: Determinação Volumétrica de Ácido Ascórbico

Introdução

Os métodos volumétricos que envolvem a oxidação de íons iodeto (iodometria) ou a

redução de iodo (iodimetria) são baseados na semi-reação:

I2 + 2e-  2I- E0 = 0,535 V

As substâncias que possuem potenciais de redução menores que o do sistema I2/I-

são oxidadas pelo iodo; portanto, podem ser tituladas com uma solução padrão desta
substância. Exemplo:

2S2O32-(aq) + I2(aq)  S4O62(aq)- + 2I-(aq)

Por outro lado, os íons iodeto exercem uma ação redutora sobre sistemas fortemente
oxidantes, com a formação de quantidade equivalente de iodo. O iodo liberado é então
titulado com uma solução padrão de tiossulfato de sódio. Exemplos:

2Ce4+(aq) + 2I-(aq)  2Ce3+(aq) + I2(aq)

2MnO4-(aq) + 10I- (aq) + 16H+(aq)  2Mn2+ (aq) + 5I2(aq) + 8H2O(l)

Soluções de iodo são agentes oxidantes fracos utilizados para a determinação de

redutores fortes. As titulações com iodo são geralmente realizadas em meio neutro ou
ácido; soluções básicas são evitadas devido à formação de íons hipoiodato, que neste meio
se desproporciona em iodeto e iodato. A ocorrência destas reações pode causar sérios
erros na determinação estequiométrica da reação entre a solução padronizada e o analito.
Então, o pH da solução titulada com solução de iodo não pode ter valores maiores que 9,0.
Dentre algumas aplicações analíticas utilizando soluções de iodo padrão podemos citar a
determinação de: arsênio (H3AsO3), antimônio (H3SbO3), estanho(+2), sulfito, tiossulfato,
hidrazina e ácido ascórbico.

A massa molar do iodo (I2) é 253,84 g mol-1; portanto para se preparar um litro de
solução 0,05 mol L-1 são necessários 12,692 g de iodo. A solubilidade do iodo em água é
de 0,335 g L-1 a 25C. Assim sendo, é impossível dissolver esta quantidade de iodo
naquele volume. O iodo é bastante solúvel em iodeto, devido à formação do íon triiodeto,
que diminui a pressão de vapor da solução resultante, diminuindo consideravelmente as
perdas por volatilização:

I2 + I-(aq)  I3-(aq)

Portanto, para se preparar uma solução 0,1 mol L-1 de iodo deve-se primeiramente
adicionar certa massa de KI, dissolvê-la em certo volume de água e depois acrescentar a
massa de iodo necessária.
O iodo não é um padrão primário, assim há necessidade de ser padronizado;
geralmente utiliza-se tiossulfato de sódio penta-hidratado que reage com o iodo segundo a
reação:
2S2O32-(aq) + I2(aq)  S4O62-(aq) + 2I-(aq)

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CQ120 – FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA II ROTEIRO DE AULAS EXPERIMENTAIS

O tiossulfato de sódio pentahidratado não preenche os requisitos de padrão primário

por ser eflorescente e em solução pode se alterar com o tempo pela ação da luz, do oxigênio
e do gás carbônico do ar.
As soluções de tiossulfato de sódio são padronizadas com soluções padrão de iodato
ou dicromato de potássio. Na prática o tiossulfato de sódio é padronizado pelo dicromato
de potássio, que preenche todos os requisitos de padrão primário, após ser seco
convenientemente em estufa.
O dicromato de potássio reage com um excesso de KI em meio ácido e o iodo
liberado pela reação é titulado posteriormente com a solução de tiossulfato de sódio,
segundo as reações:

Cr2O72- + 6I- + 14H+  2Cr3+ + 7H2O + 3I2

Laranja Verde

Através do volume consumido e da estequiometria das reações é possível calcular

a concentração da solução de tiossulfato de sódio.

Procedimento experimental

Padronização da solução de tiossulfato de sódio com dicromato de potássio:

Pesar analiticamente cerca de 0,1g de dicromato de potássio e transferir para um

erlenmeyer de 250 mL de rolha esmerilhada e diluir com água destilada até a marca de 100
mL. Adicionar 10 mL de solução de KI a 10% e acidificar com 10 mL de solução de HCl 6
mol L-1.
Fechar rapidamente o erlenmeyer e deixar a mistura em repouso por 10 minutos
em ambiente escuro (ou colocar papel alumínio em volta do erlenmeyer), para que a reação
se processe quantitativamente.
Preencher a bureta com a solução de tiossulfato a ser padronizada.
Titular a solução até o aparecimento de uma coloração amarelo-claro. Nesse
instante, adicionar 1 mL da solução de amido a 1%. Continue a titulação até o
desaparecimento da cor azul intenso. Use o ultimo volume para calcular a concentração da
solução de tiossulfato, escreva o resultado na lousa e use a média da turma para os cálculos
posteriores

Observação: Como na reação de liberação de iodo pelo dicromato houve a formação de

Cr3+ que é verde em solução, no ponto final da titulação a cor azul intensa desaparece, mas
a cor verde permanece.

Padronização da solução de iodo por uma solução de tiossulfato de sódio

A padronização da solução de iodo é feita com a solução de tiossulfato de sódio

padronizada no item anterior.
Titular 10,00 mL do tiossulfato padrão com a solução de iodo e usando como
indicador uma solução de goma de amido a 1% até o aparecimento de cor azul persistente.
A partir do volume gasto na titulação e a concentração da solução padrão de
tiossulfato, calcule a concentração em mol L-1 da solução de iodo padronizada.

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Determinação do ácido ascórbico com a solução de iodo padrão

Pesar cerca de 0,1g da amostra.

Transferir este volume para um erlenmeyer de 250 mL e dissolve com 50-100 mL
de água destilada; agitar para completa homogeneização.
Acidificar esta solução com 10 mL de HCl 6 mol L-1 e adicionar 1 mL do indicador,
uma solução de amido a 1%.
Titular com a solução padrão de iodo até o aparecimento da cor azul persistente.
Calcular a concentração em g/100 mL (%)do ácido ascórbico (massa molar =
176,12g) na solução, sabendo-se que a reação que ocorre é dada abaixo.

C6H8O6(aq) + I2(aq) + H+(aq)  C6H6O6 (aq)+ 2HI(aq)

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PRÁTICA 12: Determinação Volumétrica de Hipoclorito de Sódio

Padronização da solução de tiossulfato de sódio com dicromato de potássio:

Pesar analiticamente cerca de 0,1g de dicromato de potássio e transferir para um

erlenmeyer de 250 mL de rolha esmerilhada e diluir com água destilada até a marca de 100
mL. Adicionar 10 mL de solução de KI a 10% e acidificar com 10 mL de solução de HCl 6
mol L-1.
Fechar rapidamente o erlenmeyer e deixar a mistura em repouso por 10 minutos
em ambiente escuro (ou colocar papel alumínio em volta do erlenmeyer), para que a reação
se processe quantitativamente.
Preencher a bureta com a solução de tiossulfato a ser padronizada.
Titular a solução até o aparecimento de uma coloração amarelo-claro. Nesse
instante, adicionar 1 mL da solução de amido a 1%. Continue a titulação até o
desaparecimento da cor azul intenso. Use o ultimo volume para calcular a concentração da
solução de tiossulfato, escreva o resultado na lousa e use a média da turma para os cálculos
posteriores

Observação: Como na reação de liberação de iodo pelo dicromato houve a formação de

Cr3+ que é verde em solução, no ponto final da titulação a cor azul intensa desaparece, mas
a cor verde permanece.

Titulação da amostra de hipoclorito de sódio

O íon hipoclorito reage, em meio de ácido acético, com íons iodeto de acordo com a
seguinte reação

ClO-(aq) + 2I-(aq) + 2H+(aq)  Cl-(aq) + I2(aq) + H2O(l)

Transfira 10,0 mL da amostra para um erlenmeyer de rolha esmerilhada de 250 mL,

adicione cerca de 100 mL de água destilada, 10 mL de solução de KI a 10% (livre de iodo)
e 2 mL de ácido acético glacial. Feche o erlenmeyer e deixe em repouso no escuro, dentro
do armário, por um período de cerca de 30 min. Após este período, titule o iodo gerado com
a solução de tiossulfato de sódio padronizada anteriormente. Inicialmente, faça a adição da
solução titulante até o aparecimento de uma coloração amarelo-palha. Adicione cerca de 1
mL da solução de amido a 1% e continue a titulação até o desaparecimento da cor azul.
Repita o procedimento observando que a variação de volume entre as duas
determinações seja menor ou igual a 0,1 mL. Caso a diferença seja maior que este valor,
titule uma terceira alíquota.
Fornecer o resultado em termos percentuais, ou seja, g/100 mL.

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