Soluções e Volumetria em Química

Prévia do material em texto

Tópico 10
Química Geral e Inorgânica
Soluções e Volumetria
1. Introdução
Você já reparou que a maioria das “coisas” que usamos no nosso
dia a dia é mistura? Pasta de dente, pomadas, cremes, xaropes,
bolos, pudins, “cafezinho”, refrigerante, sucos, bijuterias, água
mineral, soro, etc.
Dentro deste “mundo das misturas”, existem dois tipos: as
misturas homogêneas, aquelas “realmente” misturadas (uma
única fase) e as misturas heterogêneas, que não ficam
perfeitamente misturadas (mais de uma fase).
Ainda neste universo das soluções, é importante conhecermos as
concentrações das soluções, ou seja, a quantidade de material
(soluto) contido na solução. Uma técnica importante para
fazermos esta determinação é chamada volumetria (ou análise
volumétrica). Já ouviu falar? Consiste em se determinar a
quantidade de soluto de uma solução a partir de outra solução de
concentração conhecida.
Deste modo, buscando explicar as soluções e a volumetria, este
Tópico abordará conceitos bem aplicados e muito importantes
no universo de um farmacêutico.
2. Soluções
A palavra solução vem da palavra latina solutio, cujo
significado é decompor, dissolver, derreter ou dissipar. Daí o
porquê de utilizarmos esta palavra no dia a dia, em um contexto
de resolução de problema, pois, para resolvermos um problema,
há todo um trabalho de análise e divisão (“decomposição”), para
que ele seja compreendido e, por fim, resolvido, ou seja, chegue-
se à solução do problema.
Porém, para nós, no “mundo da Química”, tecnicamente falando,
solução é o nome dado a dispersões cujo tamanho das moléculas
dispersas é menor que 1 nanômetro (10 centímetros), ou,
ainda, uma solução é caracterizada por ser um sistema
perfeitamente homogêneo (tanto a olho nu quanto ao
microscópio), por ser impossível separar o disperso (soluto) do
dispersante (solvente) por processos físicos.
Ilustração típica do preparo de uma solução, no qual se faz a mistura
de um soluto (disperso) em um solvente (dispersante).
Antes de começarmos a falar das soluções propriamente ditas, é
importante que você relembre algumas definições.
Termos importantes no estudo das soluções
Vamos usar alguns termos neste Tópico que você,
provavelmente, já conhece, mas é bom dar uma relembrada.
Misturas: são constituídas de dois ou mais tipos de
substâncias, mecanicamente misturadas em qualquer
proporção, que podem ser separadas. As substâncias
constituintes de uma mistura conservam suas propriedades
originais. Existem dois tipos de mistura:
-7
Mistura homogênea – na qual os constituintes estão
uniformemente misturados, em uma única fase, e, desta
forma, as propriedades e composição da mistura
homogênea são as mesmas em qualquer parte ou porção
da mistura. É chamada de SOLUÇÃO! Exemplo: água + sal
de cozinha.
Guarde isto: toda solução é uma mistura homogênea! São
sinônimos!
Mistura heterogênea – Na qual as substâncias constituintes
não estão uniformemente misturadas (se encontram em mais
de uma fase). Deste modo, as propriedades e composição de
uma mistura heterogênea não são as mesmas através da
mistura. Exemplo: água + óleo de soja.
Fique sabendo!
“Soluções falsas“:
Muito cuidado com as chamadas “soluções falsas”. São
aquelas misturas que parecem homogêneas, mas não
são!
Os principais exemplos de soluções falsas do nosso dia a
dia são o leite, os sucos e o nosso sangue. Parecem que
são homogêneos, mas não são.
Tudo que você ler no rótulo “agite antes de usar (ou de
beber)” não é uma solução verdadeira.
Por isso, que as soluções são soluções mesmo são
também chamadas de “soluções verdadeiras”.

Fase: é o nome dado a cada parte homogênea de uma
mistura heterogênea (ou sistema heterogêneo). Por exemplo:
na mistura heterogênea água e óleo de soja, a água representa
uma fase e o óleo representa outra fase. Neste caso, o sistema
é bifásico. Existem sistemas trifásicos, tetrafásicos,
polifásicos.
Vale ressaltar que misturas homogêneas, por definição, são
sempre monofásicas.
Solvente: é um dos componentes de uma solução. É a
substância que solubiliza, dissolve. É quem faz a ação de
solvatar, a solvatação (solubilização). De maneira geral, é a
substância presente em maior quantidade em uma solução.
Soluto: é o outro componente de uma solução. É a
substância solubilizada, dissolvida. É quem sofre a ação, é
solvatada. Geralmente, o soluto está presente em menor
quantidade que o solvente em uma solução. Uma solução
pode ter mais de um soluto. Exemplo: a água do mar, que
apresenta diferentes tipos de sais (solutos) dissolvidos na
água (solvente).
Diferenciação de mistura homogênea (monofásica) e mistura
heterogênea (neste caso, bifásica). Ressaltando que a mistura
homogênea é uma solução.
Classificação das soluções
É muito importante você perceber que as propriedades físicas e
químicas de uma mesma solução são constantes em toda sua
extensão e irão depender da composição, que varia de solução
para solução.
As substâncias químicas presentes nos organismos de animais e
vegetais estão dissolvidas em água, constituindo, deste modo,
soluções. No cotidiano, a maioria das soluções é líquida, mas não
existem apenas soluções líquidas.
As soluções são classificadas utilizando três critérios diferentes:
O estado de agregação da solução;
A proporção entre soluto e solvente;
O limite de solubilidade do soluto no solvente.
Vamos ver cada uma destas classificações!
a) Quanto ao estado de agregação da solução:
Solução sólida: os componentes desse tipo de solução se
encontram no estado sólido. Exemplos: ligas metálicas de
“bronze” (cobre e estanho), “latão” (cobre e zinco), o “ouro
18” (liga que contém 75% de ouro e 25% de outros metais
[geralmente, cobre e/ou prata]) e os vários tipos de aço.
Solução líquida: é uma solução formada por solventes no
estado líquido e solutos que podem estar no estado gasoso,
líquido ou sólido, de modo que a mistura homogênea
resultante seja líquida. Exemplos: oxigênio dissolvido em
água, etanol solubilizado na gasolina e sal de cozinha
solubilizado em água.
Lembrando que, para ser uma solução verdadeira, o soluto
sólido tem que ser perfeitamente solúvel no solvente e o
soluto líquido tem que ser perfeitamente miscível com o
solvente.
Vale salientar que sempre que o solvente é a água, chamamos
a solução resultante de solução aquosa,
independentemente de quem são os solutos. As soluções
aquosas serão nosso principal objeto de estudo neste Tópico.
Solução gasosa: será toda mistura formada exclusivamente
por substâncias gasosas. Como os gases se dispersam uns nos
outros, eles sempre se misturam. Deste modo, toda e
qualquer mistura entre gases é homogênea, se constituindo
em uma solução gasosa. O grande exemplo é o “nosso” ar
atmosférico.
b) Quanto à proporção entre soluto e solvente
Solução diluída: a quantidade de soluto é pequena,
comparada à outra solução que será deste modo, uma solução
mais concentrada.
Solução concentrada: quando a quantidade de soluto é
maior, comparada à outra solução que será deste modo, uma
solução mais diluída.
Esta classificação é relativa. Ou seja, é sempre comparativa.
Observe a Figura a seguir, para facilitar seu entendimento.
Comparação entre três soluções: soluções diluídas e concentradas.
Observe que, quando temos valores explícitos, fica mais fácil
para definirmos se uma solução é mais diluída ou mais
concentrada que a outra. No exemplo mostrado, a solução “1”
tem menor quantidade de soluto (1 g) que as soluções “2” e “3”
(2 e 3 g, respectivamente). Por isso, é a mais diluída. Por outro
lado, A solução “3” tem maior quantidade de soluto que as
soluções “1” e “2”. Por isso, é a mais concentrada.
Para você entender como esta classificação é relativa, observe a
solução “2”. Podemos dizer que ela é mais concentrada que a
solução “1”, mas podemos dizer também, sem errar, que a
solução “2” é mais diluída que a solução “3”.
Um detalhe importante é que, quando temos soluções de solutos
coloridos, aintensidade da cor pode ser um indicativo da maior
ou menor concentração, facilitando a classificação.
No exemplo anterior, vale salientar que a comparação foi fácil,
porque as quantidades de solvente eram as mesmas nas três
soluções. Para entender quando as quantidades de solventes
forem diferentes, veja o próximo exemplo.
Comparação entre duas soluções com volumes diferentes.
Observe que, neste exemplo, as duas soluções apresentam
volumes diferentes de solvente. Na solução “1”, temos 50
mililitros de água e, na solução “2”, temos 25 mililitros do
mesmo solvente. Deste modo, mesmo tendo mais soluto na
solução “1” (3 gramas x 2 gramas), a solução “2” é a mais
concentrada, pois, proporcionalmente, há maior quantidade
de solvente na solução “2” do que na solução “1”. Para você
enxergar isso, basta “transformar matematicamente” a solução
“1” para comparar com a solução “2” (ou vice-versa). Olha só: se
dividirmos a solução “1” pela metade (50 ÷ 2), teremos os
mesmos 25 mililitros da solução “2”. Como pegamos só a metade
da solução “1”, proporcionalmente, só pegamos a metade do
soluto também (3 g ÷ 2), ou seja, 1,5 grama. Deste modo, a
solução “1” é equivalente a uma solução que contém 1,5 grama de
NaCl em 25 mililitros de água. Como a solução “2” tem 2,0
gramas de NaCl neste mesmo volume (25 mL), a solução “2” é
mais concentrada que a solução “1”.
Processos de diluição e concentração
É muito comum no nosso cotidiano fazermos diluições
ou concentrações sem perceber que estamos fazendo um
destes processos.
Por exemplo: ao fazer um suco e perceber que ele ficou
muito forte (concentrado), colocamos mais água
(solvente) no suco. Isto é um exemplo de diluição.
Quando compramos um produto de limpeza
concentrado e diluímos na água, trata-se também de
uma diluição.
Por outro lado, quando fazemos um molho e o
aquecemos, para dar uma “reduzida”, estamos
evaporando a água (solvente) do molho, removendo-a.
Isto é um exemplo de concentração. Quando vamos
tomar um suco e o achamos pouco doce, com pouco
açúcar, e colocamos mais açúcar (soluto), isto também é
uma concentração.
De modo geral, então, podemos definir que diluir uma
solução é adicionar solvente. Concentrar uma solução é
adicionar soluto ou remover solvente (por evaporação,
sem remover o soluto).
Podemos ilustrar assim:

Ressalto que estes conceitos de concentração e diluição são
muito importantes e vamos discutir, mais à frente, como
preparar e diluir soluções, incluindo alguns cálculos.
c) Quanto ao limite de solubilidade do soluto no
solvente:
A maioria das substâncias dissolvem-se, em certo volume de
solvente, em quantidade limitada. Solubilidade é a quantidade
máxima de um soluto que pode ser dissolvida em um
determinado volume de solvente, a uma dada temperatura,
formando um sistema estável (a temperatura é uma variável
muito importante para a solubilidade; de maneira geral, quanto
maior a temperatura, maior a capacidade do solvente em
solubilizar o soluto).
Quanto à solubilidade, as soluções podem ser classificadas em:
Solução insaturada (ou não saturada): quando a
quantidade de soluto está abaixo da quantidade máxima
permitida para certa quantidade de solvente (está abaixo do
limite de solubilidade), em determinada temperatura.
Solução saturada: neste caso, a quantidade de soluto é a
máxima permitida para certa quantidade de solvente (está
exatamente no limite de solubilidade), em determinada
temperatura.
Solução saturada com precipitado (“ppt”) (ou corpo
de fundo): neste caso, a quantidade de soluto está acima do
Os processos de diluição e concentração são muito
utilizados em laboratórios e em farmácias de
manipulação.
limite solubilidade. O excesso se deposita no fundo do
recipiente (precipita), não fazendo parte da solução.
Entenda que, neste caso, a solução é a quantidade de soluto
dissolvida no solvente (no caso, a solução saturada). O
precipitado não compõe a solução, pois não está dissolvido.
Para ilustrar estas classificações, observe o exemplo a seguir.
Comparação entre quatro soluções: soluções insaturadas e saturadas
(as cores são só ilustrativas. As soluções de cloreto de sódio são
incolores).
Observe, no exemplo anterior, a classificação das quatro
soluções. As duas primeiras são soluções insaturadas e as duas
últimas são soluções saturadas.
Foi informado no exemplo que o limite de solubilidade do NaCl é
de 36 g para cada 100 mL de água. Como colocamos 50 mL de
água, o limite é de 18 g de NaCl. Olhe o raciocínio matemático
(“regra de três”):
Logo, o limite de solubilidade do NaCl, considerando 50
mililitros de água, é de 18 gramas.
Voltando às quatro soluções, as soluções “1” e “2” são
insaturadas, porque a quantidade de soluto (NaCl) está abaixo
do limite (15 g e 17,99 g estão abaixo de 18 g, que é o limite para
50 mL). Se o limite é de 18 gramas em 50 mililitros, qualquer
quantidade menor que 18 g caracterizará uma solução
insaturada. Mesmo sabendo que a solução “2” é mais
concentrada que a solução “1”, ambas são insaturadas.
Já as soluções “3” e “4” são saturadas. É isso mesmo! Elas são
iguais, igualmente saturadas, pois, nas duas soluções, a
quantidade de soluto dissolvida é a mesma (18 g). 50 mililitros
de água “só” conseguem solubilizar 18 gramas de NaCl. O
excesso de soluto (quantidade acima do limite) precipita, não
ficando dissolvida na água. Logo, não faz parte da solução
(lembrando a definição: solução é uma mistura homogênea). O
que não está dissolvido não pertence à solução.
Podemos calcular a massa do precipitado, do excesso. Se o
limite, neste exemplo, é de 18 g e colocaram-se 20 g, a massa do
precipitado seria de 2 g.
Um detalhe prático: para prepararmos uma solução saturada,
basta colocarmos soluto até que observemos que começa a não
haver dissolução, começa a dar precipitado. Neste momento,
sabemos que a solução está saturada.
Fique sabendo!
Solução supersaturada – um caso especial
Por definição, uma solução supersaturada é uma
solução que contém uma quantidade de soluto superior
ao limite de solubilidade, a uma dada temperatura, mas
o soluto está dissolvido. A solução supersaturada é
instável e a mínima perturbação do sistema faz com que
o excesso de soluto dissolvido precipite, tornando-se

É muito importante ressaltar que existem inúmeros solventes
além da água, como o etanol (que chamamos popularmente
apenas de “álcool”), a acetona, o éter etílico (que chamamos
popularmente apenas de “éter”), o clorofórmio, o hexano, a
benzina, o tíner, etc. Mas, via de regra, as reações em
laboratório, e no nosso organismo, acontecem em meio aquoso,
ou seja, tendo a água como solvente. Por isto, daremos ênfase ao
estudo das soluções aquosas.
uma solução saturada com presença de corpo de fundo
(Brown; Lemay; Bursten, 2005, p. 451).
Em geral, podem-se obter soluções supersaturadas
aquecendo uma solução saturada que tenha parte do
soluto não dissolvido. O aquecimento deve ser realizado
até que todo o soluto presente se dissolva. Um
resfriamento lento, com a solução em repouso, até a
temperatura inicial, pode permitir a obtenção da solução
supersaturada, desde que o soluto não tenha
cristalizado.
O mel, o melado de cana de açúcar e os xaropes são
alguns exemplos de soluções supersaturadas usadas no
dia a dia.
Aprendendo!
No “universo das soluções aquosas”, existe um critério
de classificação com base na capacidade da solução de
conduzir ou não corrente elétrica (Braathen, 2009).
As soluções aquosas capazes de conduzir corrente
elétrica são chamadas de soluções eletrolíticas ou

Mol e massa molar
Quando tratamos de soluções, dois termos são muito utilizados
e, por isso, são importantes: o mol e a massa molar. Vamos
entender cada um deles, então.
a) Mol
O mol (do latim moles, que significa “grande massa”) é o nome
da unidade de medida do Sistema Internacional de Unidades
(SI) para a grandeza “quantidade de matéria ou substância”.
Pode parecer “estranho”, mas o símbolode mol é mol! É isto
mesmo! Para comparar, o símbolo de gramas é “g”, não é? De
litros é “L”. E de mol é mol.
Por definição, mol é a quantidade de matéria ou substância de
um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são
os átomos contidos em 12 gramas de Carbono-12.
Para tentar clarear, a unidade mol pode ser comparada à
unidade dúzia, pois são unidades “adimensionais” (sem
soluções iônicas, pois a condutividade deve-se à
presença de íons no meio aquoso. Esses íons podem ser
provenientes de dois processos: a dissociação
iônica (quando o soluto é iônico – uma base ou um sal)
ou a ionização (quando o soluto é molecular, mas é
capaz de ionizar – um ácido ou o hidróxido de amônio
[NH OH]). Como exemplo do cotidiano, temos a água
do mar e a água mineral.
Por outro lado, as soluções aquosas que não possuem a
capacidade de conduzir corrente elétrica são chamadas
de soluções não eletrolíticas ou soluções
moleculares. Este tipo de solução é proveniente da
dissolução de alguma substância molecular que não é
capaz de sofrer ionização. Um bom exemplo é uma
solução de sacarose (“açúcar comum”) em água.
4
unidade) e são usadas para descrevermos quantidades. A
unidade mol segue o seguinte raciocínio: nós utilizamos o mol
somente para descrever quantidades de entidades químicas
elementares (átomos, moléculas, íons, elétrons, etc.). O mol foi
criado buscando simplificar as relações das proporções químicas
nas reações e no cálculo de concentração de substâncias nas
soluções. Por isso, é importante você entender isto neste Tópico.
Para efeito de uso nos cálculos, o conceito de mol está associado
à constante de Avogadro (antigamente chamada de número de
Avogadro). Deste modo, 1 mol corresponde a 6,02 x 10 , um
número absurdamente grande, da ordem dos sextilhões!
Porém, a ideia é a seguinte: 1 mol de moléculas de uma
substância tem 6,02 x 10 moléculas desta substância, ou seja, a
quantidade é de seiscentos e dois sextilhões de moléculas!
Este valor da constante de Avogadro, apesar de ser importante,
se torna muito abstrato. Então, para nossos cálculos,
relacionamos o mol com a massa molar e usamos a unidade de
massa “gramas”.
Quando olhamos na Tabela Periódica, a massa atômica de um
átomo, já podemos associar à sua massa molar, pois a massa
atômica (unidade = “u”) e a massa molar (unidade = “mol”) de
uma mesma substância são numericamente iguais. É
praticamente uma “conversão direta”. Observe:
Massa atômica (MA) do Hidrogênio (H) = 1,008 u.
Massa molar (MM) do Hidrogênio = 1,008 g/mol;
Massa atômica (MA) do Oxigênio = 15,999 u.
Massa molar (MM) do Oxigênio = 15,999 g/mol.
23
23
b) Massa molar (MM)
Bem, agora que você viu e entendeu o que significa o “mol”, fica
fácil entender o conceito de massa molar.
A massa molar (MM) de um composto químico é dada pelo
somatório das massas molares dos elementos químicos que
constituem este composto, relacionado com a quantidade de
cada um destes elementos. Esta definição vale tanto para os
compostos iônicos quanto para as moléculas.
Então, se tivermos uma substância hipotética “AX D”, a massa
molar desta substância será dada por: MM + 2.MM + MM .
Ou seja, para determinarmos as massas molares das substâncias,
utilizamos as massas dos átomos (Tabela Periódica) que
compõem a substância e a quantidade dos mesmos. Observe os
exemplos:
Aprendendo mais uma!
Um pouquinho de História:
Você sabia que o termo “molar” (“grande massa”) foi
utilizado pelos romanos quando se referiam às grandes e
pesadas pedras usadas para construir barragens
marítimas e moinhos?
Do uso destas grandes pedras nos moinhos, veio a
correlação linguística com o ato de moer. Por isso, temos
dentes conhecidos como “dentes molares”, que têm a
função de triturar (“moer”) os alimentos (JENSEN,
2004).

2
A X D
Ex. 1. H O: (H = 1 g/mol e O = 16 g/mol – informação da
Tabela Periódica).
MM H O = (2 x 1) + (1 x16) = 18 g/mol.
Ex. 2. KNO : (K = 39 g/mol, N = 14 g/mol e O = 16 g/mol).
MM KNO = (1 x 39) + (1 x 14) + (3 x 16) = 101 g/mol.
Ex. 3. C H O : (C = 12 g/mol, H = 1 g/mol e O = 16 g/mol).
MM C H O = (12 x 12) + (22 x 1) + (11 x 16) = 342
g/mol.
Ex. 4. Ca (PO ) : (Ca = 40 g/mol, P = 31 g/mol e O = 16
g/mol).
MM Ca (PO ) = (3 x 40) + (2 x 31) + (8 x 16) = 310
g/mol.
Observe que a unidade da massa molar é g/mol (“gramas por
mol” ou g.mol ).
Concentração das soluções
Nós já vimos que, por definição, uma solução é uma mistura
homogênea entre um solvente e um ou mais solutos. Deste
modo, para conhecermos uma solução, precisamos de duas
informações: quem são os componentes desta solução
(composição qualitativa) e a composição quantitativa, ou seja, as
quantidades de solvente e soluto(s).
Muitas vezes, no nosso dia a dia, só precisamos saber a
composição qualitativa. No entanto, em variadas ocasiões, a
quantidade de soluto e de solvente presente na solução deve ser
exata, como, por exemplo, no caso de injeções intravenosas
(como o soro fisiológico), de medicamentos e de soluções usadas
em laboratórios e indústrias químicas.
Deste modo, os cientistas criaram o termo “concentração de
soluções”, que é definida como a quantidade de soluto que existe
em uma quantidade padrão de solução ou em uma quantidade
padrão de solvente.
2
2
3
3
12 22 11
12 22 11
3 4 2
3 4 2
-1
Nós vamos estudar aqui as principais formas de se expressar as
concentrações. Vamos usar um pouco de matemática.
Para facilitar seu entendimento, lembre-se que soluções são
misturas homogêneas, ou seja, quando pegamos uma parte (uma
porção) de uma solução, pegamos uma quantidade de solvente e
soluto(s) proporcionais ao todo. Por exemplo: imagine que você
tenha uma garrafa de dois litros de um “refrigerante de cola”,
que contém “espantosos” 220 gramas de açúcar. Você, com
muita sede, toma meio litro deste refrigerante. Quanto de açúcar
você terá ingerido? A resposta é “incríveis” 55 gramas!
Meio litro (0,5 L) é a 4ª parte (1/4) de dois litros (2 L). Como em
dois litros de refrigerante (a solução) tínhamos 220 gramas de
açúcar (o soluto), quando você tomou 1/4 do refrigerante, você
ingeriu, proporcionalmente, a 4ª parte do açúcar que estava
presente no refrigerante, pois se trata de uma mistura
homogênea. Ou seja, 220 g ÷ 4, que dá 55 gramas de açúcar.
Olha o raciocínio matemático (“regra de três”):
Como as relações matemáticas envolvendo soluções são
proporcionais, podemos usar a “regra de três” como ferramenta
matemática nos problemas que virão à frente, ou as fórmulas,
mas sempre observando as diferentes unidades das grandezas a
serem utilizadas.
UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO DAS
SOLUÇÕES
Um fato importante é que as concentrações das soluções podem
ser medidas usando-se diferentes unidades ou relações
numéricas, que dependem das grandezas que estão sendo
relacionadas. As grandezas mais utilizadas envolvem a massa
(m) e o volume (V). Estas diferentes formas de exprimir as
concentrações das soluções são chamadas de “unidades de
concentração”.
Vamos ver as quatro principais unidades de concentração, que
são:
Concentração comum ou Concentração g/L (C);
Concentração molar ou Molaridade ou Concentração mol/L
(M);
Concentração percentual ou Percentagem (%);
Partes por milhão (ppm).
a) Concentração comum ou concentração g/L
(C):
Podemos dizer que esta unidade de concentração é a mais
simples. A concentração comum é a relação entre a massa de
soluto, em gramas, e o volume de solução, em litros (observe:
NÃO é o volume de solvente).
Onde:
C = concentração (g/L); m = massa do soluto (g); V = Volume de
solução (L).
Significado: a concentração comum nos indica a quantidade de
soluto, em gramas, que existe em um litro de solução. Ou seja,
uma solução “2,0 g/L” possui dois gramas de soluto dissolvidos
em um litro de solução; uma solução “15 g/L” possui 15 gramas
de soluto dissolvidos em um litro de solução.
Veja o exemplo:
Num recipiente de volume máximo dois litros, foram
adicionados 30gramas de sal de cozinha (NaCl). Se, após este
procedimento, adiciona-se uma quantidade de água para encher
todo o recipiente, qual a concentração comum da solução?
O cálculo, utilizando a fórmula, é feito seguindo o raciocínio:
Ou seja, nesta solução, há 15 gramas de soluto por litro de
solução.
 
Podemos utilizar a regra de três para fazer este mesmo cálculo.
Deste modo, fica assim:
Vale esclarecer que não existe uma “melhor” forma de fazer.
Usar a fórmula ou a regra de três, depende de você, da sua
segurança para fazer os cálculos.
O segredo é treino, exercícios.
b) Concentração molar ou Molaridade ou
Concentração mol/L (M)
Esta unidade de concentração é mais usada em laboratório, pois
a quantidade em mols é a que usamos nos cálculos químicos. A
concentração molar de uma solução de um soluto “X” é o
número de mols deste soluto contido em 1 L de solução (NÃO em
1 L de solvente). Sua unidade é M ou mol L (ou mol/L).
Onde:
M = concentração molar (mol/L); n = número de mols do soluto
(mol); V = Volume de solução (L).
Vale relembrar que o n° de mols (n) de uma substância está
relacionado à sua massa, em gramas, e à sua massa molar (MM),
assim:
Veja o exemplo:
Qual a concentração molar de uma solução aquosa que contém
13,68 g de açúcar (C H O ) em 2,0 litros de solução? (Dado:
MM = 342 g mol )
Primeiro, temos que calcular o n° de mols de açúcar equivalente
aos 13,68 g:
-1
12 22 11
C12H22O11
-1
Daí, podemos determinar a concentração molar de açúcar nesta
solução:
Ou seja, nesta solução, há 0,02 mol de açúcar por litro de
solução.
Mais uma vez, podemos resolver utilizando a regra de três. Neste
caso, você usará duas regras de três. Observe a resolução do
exemplo acima:
1ª regra de três: convertendo a massa (“m”) em nº de mols
(“n”) (usa-se a massa molar – MM):
2ª regra de três: calcula-se quantos mols têm-se em 1 L de
solução (usa-se o resultado da 1ª regra de três (cálculo do “n”)
e o volume total da solução (“V”):
c) Concentração percentual ou percentagem ou
porcentagem (%)
A percentagem de uma substância em uma solução é a relação
entre a quantidade de soluto em “100” de solução.
Existem três formas de se exprimir a percentagem: em massa,
em volume ou em massa/volume:
% em massa (% m/m):
É usada para soluções sólidas ou soluto sólido com a
massa do solvente, pois trabalha com as massas de soluto e
solução. Por exemplo: o soro fisiológico é uma solução 0,9%
(m/m) de NaCl em água. Ou seja, contém 0,9 g de NaCl (soluto)
em 100 g (NÃO mL) de solução. Para se preparar o soro,
mistura-se 0,9 g de NaCl com 99,1 g de água.
É importante salientar que, neste caso, as massas, tanto a do
soluto quanto a do solvente, devem ter as mesmas unidades.
% em volume (% v/v):
É usada para soluções gasosas ou soluto e solvente
líquidos, pois trabalha com os volumes de soluto e solução. Por
exemplo: a ar atmosférico é uma solução gasosa que contém 20
% (v/v) de oxigênio. Isto significa que existem 20 litros de
oxigênio (soluto) em cada 100 litros de ar atmosférico (solução).
Ou seja, 100 L de ar atmosférico contém 20 L de oxigênio e 80 L
de outros gases.
É importante salientar que, neste caso, os volumes, tanto do
soluto quanto do solvente, devem ter as mesmas unidades.
% massa/volume (% m/v):
Neste caso, usa-se para soluções que tenham soluto sólido
e solvente líquido, pois trabalha com a massa do soluto e o
volume da solução. Por exemplo: o vinagre é uma solução líquida
que contém 4 % (m/v) de ácido acético. Isso significa que
existem 4 g de ácido acético (soluto) em cada 100 mililitros de
vinagre (solução).
Neste caso, é muito importante verificar as unidades, pois como
se trata de grandezas diferentes (massa de soluto e volume de
solução), as unidades têm que ser relativas. Se a massa do soluto
for dada em gramas, deve-se usar o volume da solução em
mililitros. Se a massa for dada em quilos, o volume tem que ser
trabalhado em litros, caso contrário, haverá erro.
Então, para concentração percentual, as unidades de massa (m)
e/ou volume (v) sempre devem ser especificadas. Quando não se
especifica, assume-se que a unidade é em massa (m/m).
 
d) Concentração em partes por milhão ou ppm
(ppm)
Em situações nas quais a quantidade de soluto é muito pequena,
podemos exprimir a concentração em partes por milhão (ppm).
Na verdade, o uso da unidade “ppm” é para evitarmos de usar a
percentagem para exprimir concentrações muito pequenas, pois
há a inconveniência de usar zeros ou potências de 10 para
rastrear a vírgula decimal. O que se faz é mudar o multiplicador
à razão da massa ou volume. Parece confuso, mas é bem fácil.
Para “ppm”, o referencial é 10 (1.000.000 = 1 milhão),
enquanto, para percentagem, o referencial é 10 (100 = cem).
Se chamarmos a percentagem de “partes por cem”, fica óbvio
perceber a relação matemática com ppm (“partes por milhão”):
ppm = % x 10
A concentração em partes por milhão segue exatamente o
mesmo raciocínio da percentagem com relação às grandezas e
unidades. Existem também três formas de se exprimir ppm: em
massa, em volume ou em massa/volume:
ppm em massa (ppm m/m):
ppm em volume (ppm v/v):
ppm massa/volume (ppm m/v):
Porém, há uma variação importante nesta concentração. Em
soluções aquosas bem diluídas (concentração do soluto da
ordem de uns poucos ppm ou menor), nas quais o soluto é
6
2
4
sólido, a densidade da solução é praticamente igual à da água.
Deste modo, sua densidade será de 1,00 g solução/mL solução.
Isso significa que 1 L de solução pesará 1,0 kg ou 1000 g. Sendo
assim, a concentração em ppm será igual a mg/L.
Por exemplo: uma solução com concentração de 25 ppm (m/v)
contém 25 miligramas de soluto em 1 L de solução.
Lembre-se: para você entender bem e saber fazer os cálculos, é
necessário que faça muitos exercícios.
Diluição de soluções
Com frequência, é necessário preparar uma solução diluída de
um reagente a partir de uma solução mais concentrada. Fazemos
isso com a adição de solvente. Fundamentalmente, a diluição de
uma solução é o processo de diminuição da concentração da
solução pela adição de solvente (comentamos no item 2.2[b]).
Diluição de solução com remoção de soluto:
prática inviável
Observe que, quando falamos em diminuir a
concentração de uma solução, não falamos em remover
o soluto. Por quê?
Ora, porque ele está disperso no solvente, não tendo
como removê-lo sem alterar a quantidade de solvente
também, o que não alteraria o valor da concentração,

Para fazermos os cálculos envolvendo a diluição de soluções,
utilizamos equações simples e muito úteis (que variam apenas de
acordo com a unidade de concentração que se está estudando),
para calcular o volume da solução concentrada (solução inicial –
V ) ou o valor da concentração final da solução (C ou M ou % ).
As fórmulas são:
para Conc. comum
(C)
para Conc. molar
(M)
para Percentagem
(%)
C x V   =  C x V M x V   =  M x V % x V   =  % x V
Estas equações simplesmente usam o conhecimento de que a
quantidade de soluto permanece a mesma, não importando a
unidade (permanece a mesma em massa, em mol ou em
volume). Deste modo, ao se definir que a quantidade inicial e
final é a mesma, podemos entender que a diluição ocorre,
porque o volume é aumentado.
Vamos ver um exemplo:
Imagine que temos uma solução inicial (muito chamada de
“solução-estoque”) contendo 25 gramas de NaCl em 100 mL de
solução. A esta solução, adicionamos 400 mL de água. Qual a
concentração comum desta nova solução (“solução final”)?
Observe a Figura.
pois se estaria removendo soluto e solvente
proporcionalmente.
Para se remover apenas soluto, teríamos que, primeiro,
remover todo o solvente, por evaporação, e depois
retirarmos a quantidade desejada de soluto. Em seguida,
ressuspenderíamos o soluto com o volume correto de
solvente – o que se mostra um procedimento
praticamente inviável.
1 2 2 2
1 1 2 2 1 1 2 2 1 1 2 2
Exemplo de diluição de uma solução de cloreto de sódio.Na solução “1” (solução inicial), tínhamos 25 g de NaCl para um
volume de 100 mL. Calculando a conc. comum desta solução,
tem-se:
Veja: na 2ª parte da figura (“solução 2”), a adição de água não
alterou a quantidade de NaCl na solução (25 gramas). Deste
modo, a conc. comum da solução 2 (“solução final”) será:
Mas poderíamos ter usado uma fórmula geral de diluição para
achar a concentração final (C ), já mostrada em Quadro anterior.
Neste caso, usaríamos a fórmula: C x V = C x V . E o cálculo
ficaria:
250 g/L x 0,1 L = C x 0,5 L ⇒ C = 50 g/L
2
1 1 2 2
2 2
Obtivemos o mesmo resultado. Claro! Conseguiu enxergar?
Esclareço:
C = Concentração da solução inicial (No nosso exemplo = 250
g/L);
V = Volume da solução inicial (No nosso exemplo = 100 mL =
0,1 L);
C = Concentração da solução inicial (No nosso exemplo, a ser
calculado);
V = Volume da solução final (No nosso exemplo = 500 mL =
0,5 L).
 
Ainda pensando neste exemplo, podemos observar uma lógica
matemática. Repare que o volume passou de 100 mL para 500
mL. Ou seja, aumentou cinco vezes. O processo de diluição é um
processo de diminuição da concentração inversamente
proporcional (aumentando o volume da solução final – pela
adição de solvente – diminui-se a concentração da solução).
Deste modo, dá para pensar assim: se o volume final aumentou 5
vezes em relação ao volume inicial, a concentração da solução
diminuirá 5 vezes também. Logo, se C era 250 g/L, C será 5
vezes menor, ou seja, C = 250 ÷ 5 ⇒ C2 = 50 g/L.
Resumindo: Diluição – V aumenta “x” vezes Þ Conc. diminui
“x” vezes.
Preparo de soluções
Bem, já falamos sobre as características e propriedades das
soluções e das relações matemáticas entre soluto e solução, que
chamamos de unidades de concentração da solução. Então,
agora é hora de aprender a fazer uma solução propriamente dita.
1
1
2
2
1 2
2
Já que uma solução é uma mistura homogênea entre soluto(s) e
solvente, em proporções definidas, para o preparo de uma
solução, temos que ter definidas as quantidades a serem usadas
de soluto e o volume final da solução que queremos.
Um ponto importante é que o modo de fazer uma solução
depende do estado físico e do tipo de soluto a ser utilizado. Nós
vamos ver aqui duas formas de preparar uma solução: a partir de
um soluto sólido e a partir de outra solução mais concentrada.
Preparo de solução a partir de um soluto
sólido
Primeiramente, para o preparo de uma solução, você deve
separar os materiais de laboratório a serem usados (discutidos
anteriormente). São eles:
Béquer;
Bastão de vidro;
Funil de vidro;
Balão volumétrico.
Observe a figura abaixo para relembrar.
Vidrarias utilizadas para o preparo de soluções.
a) Béquer; b) Bastão de vidro; c) Funil de vidro; d) Balão volumétrico.
Além destas vidrarias, você precisará de balança, espátula e
pisseta contendo água deionizada.
Vamos colocar em etapas numeradas e ilustrar com uma figura a
preparação de uma solução.
Etapa 1: após você fazer os cálculos para determinar a massa de
soluto a ser utilizada (lembrando que estamos considerando um
soluto sólido), deve-se ir à balança e pesar a quantidade
definida, em um béquer, utilizando uma espátula para fazer a
transferência do soluto do frasco para o béquer.
Etapa 2: você deve adicionar um pouco de água deionizada no
béquer, para começar a solubilizar o soluto, utilizando o bastão
de vidro para auxiliar na solubilização.
Etapa 3: você deve transferir todo o soluto solubilizado para o
balão volumétrico, com o auxílio do funil de vidro e do bastão de
vidro.
Etapa 4: é importante “lavar” repetidas vezes o béquer, o
bastão e o funil de vidro para que todo o soluto seja transferido
para o balão volumétrico. Chamamos isso de “transferência
quantitativa”.
Muito cuidado para não usar água demais nesta etapa e o
volume passar do desejado. Se este erro acontecer, tem que jogar
a solução fora e começar tudo de novo.
Etapa 5: agora é a hora de completar o volume do balão
volumétrico usando a água deionizada. Lembrando que
“completar o volume” significa colocar a água até o traço de
aferição marcado no gargalo do balão volumétrico, olhando o
menisco inferior do líquido.
Para você não errar, pode usar uma pipeta de Pasteur para
completar o volume até o traço de aferição.
Etapa 6: pronto, sua solução está pronta! Agora, é fechar o
balão volumétrico com a tampa, segurar esta tampa com um
dedo e agitar o balão invertido
para homogeneizar completamente a solução.
Veja a figura a seguir e associe com este texto que descreve as
etapas.
Etapas para o preparo de uma solução a partir de um soluto sólido.
2.6.2 Preparo de solução a partir de uma
solução mais concentrada – Diluição
É muito comum termos que preparar uma solução a partir de
outra solução mais concentrada. Fazemos isto, por exemplo, com
sucos, produtos de limpeza e em laboratórios.
O processo de preparo de uma solução desta forma é chamado
de diluição. Já estudamos isso. O que vamos ver agora é como
fazer para obter uma nova solução por este processo.
Em primeiro lugar, você deve separar os materiais de laboratório
a serem usados. São eles:
Pipeta volumétrica;
Balão volumétrico.
Observe a figura abaixo para relembrar a pipeta volumétrica.
Pipeta volumétrica.
Além destas duas vidrarias, você precisará da pisseta contendo
água deionizada.
Vejamos como proceder para fazer a diluição e preparar uma
nova solução. É bem mais simples do que preparar uma solução
a partir de um soluto sólido. Para ficar fácil, vamos colocar em
etapas numeradas e ilustrar com uma figura.
Etapa 1: após você fazer os cálculos para determinar o volume
da solução inicial (você pode usar a fórmula geral de diluição –
C .V = C .V – para determinar o “V ”, que é o volume da
solução concentrada – “inicial” – a ser utilizado), você deve usar
a pipeta volumétrica de volume definido e pipetar a partir do
frasco da solução inicial.
Etapa 2: você deve transferir o volume pipetado diretamente
para o balão volumétrico (cujo volume também já está definido).
Etapa 3: agora é a hora de completar o volume do balão
volumétrico usando a água deionizada. Lembrando que
“completar o volume” significa colocar a água até o traço de
aferição marcado no gargalo do balão volumétrico, olhando o
menisco inferior do líquido.
1 1 2 2 1
Para você não errar, pode usar uma pipeta de Pasteur para
completar o volume até o traço de aferição.
Etapa 4: pronto, sua solução está pronta! Agora, é fechar o
balão volumétrico com a tampa, segurar esta tampa com um
dedo e agitar o balão invertido
para homogeneizar completamente a solução.
Veja a figura a seguir e associe com este texto que descreve as
etapas.
Etapas para o preparo de uma solução a partir de uma solução mais
concentrada – Diluição.
Este tema – soluções – é muito importante para que você, em
um futuro próximo, seja um(a) grande farmacêutico(a).
3. Volumetria
Acabamos de falar em soluções, mas o assunto não se
esgota, pois existe uma grande aplicação quando se tem
uma reação entre duas soluções. Podemos usar a
concentração de uma solução para determinar a
concentração de outra, tendo a medida de volume como
referencial. Este método é conhecido como volumetria.
A volumetria (ou “análise volumétrica” ou “titulação
volumétrica”) é uma técnica na qual utilizamos um volume
medido de uma “solução padrão”
(solução de concentração conhecida) para determinarmos
a concentração de outra solução de concentração
desconhecida. Este método é baseado na reação
química que deve ocorrer entre as duas soluções, pois
o volume da solução padrão é determinado quando esta reagir
completamente com a solução de concentração desconhecida.
Para que uma reação química possa ser utilizada como base de
um método volumétrico, ela deve apresentar os seguintes pré-
requisitos:
Tratar-se de uma reação simples, que possa ser expressa por
uma equação química.
Ser uma reação rápida ou praticamente instantânea.
Ter alteraçãode propriedades físicas (cor ou temperatura) ou
químicas (pH, formação de precipitado, condutividade) que
indiquem o final da reação (o chamado “ponto de
equivalência” da reação).
Com base na reação química que acontece, a volumetria pode ser
classificada em quatro tipos:
Volumetria de neutralização (envolve reação ácido-base – é a
mais utilizada);
Volumetria de precipitação (envolve a formação de um
produto insolúvel – precipitado);
Volumetria de oxirredução (envolve reações de oxirredução);
Volumetria de complexação (envolve a formação de
complexos).
Comumente, a volumetria é chamada de titulação
volumétrica ou, simplesmente, de “titulação”.
FIQUE SABENDO!

Na análise volumétrica, como usamos o volume como medida,
precisamos de equipamentos precisos para tais medidas. A
vidraria fundamental em uma titulação é a bureta. A bureta
permite que o líquido seja liberado em gotas, possibilitando, por
meio da sua torneira, maior controle do fluxo da solução.
Técnica titulométrica (ou “titulometria”) é o nome
dado à técnica utilizada para a determinação da
concentração (ou “título”, daí o nome) de uma solução
de concentração desconhecida.
Existem dois tipos de técnicas titulométricas:
Titulometria gravimétrica: que mede a massa da
solução padrão consumida;
Titulometria volumétrica (volumetria): que mede o
volume de solução padrão que reage com a solução
de concentração desconhecida.
A titulometria mais comum é a titulometria volumétrica,
chamada de volumetria.
Ou seja, toda volumetria é uma titulação (titulometria),
mas nem toda titulação é volumétrica, apesar de ser a
mais usada.
Bureta – vidraria base para as titulações.
Fundamentalmente, em uma titulação, teremos o seguinte
arranjo em uma bancada:
Bureta: contém a “solução titulante”, normalmente, a solução
de concentração conhecida (solução padrão). Ao se realizar a
titulação propriamente dita, o volume consumido desta
solução (medido pela bureta) será usado para se determinar a
concentração da solução desconhecida.
Erlenmeyer: contém a “solução titulada”, normalmente, a
solução de concentração desconhecida, com volume
conhecido (medido por meio de pipeta volumétrica).
Veja a figura abaixo que ilustra a técnica de titulação.
Esquema prático de uma titulação, indicando as duas vidrarias
principais (bureta e erlenmeyer) e as soluções titulante e titulada.
Na titulação em si, a solução da bureta (“titulante”) é
diretamente gotejada na solução contida
no erlenmeyer (“titulada”). Esse gotejamento dura até que a
reação entre as duas soluções acabe (no chamado “ponto de
equivalência”). Para que este momento fundamental de cessar o
gotejamento seja percebido, é necessário que a reação apresente
alguma mudança física ou química ou, o que é muito comum,
que adicionemos uma substância chamada de “indicador”, que,
pela mudança de cor (“ponto de viragem”), indica que as duas
soluções reagiram completamente (tem-se o ponto final da
titulação, ou seja, na prática, a hora de fechar a torneira da
bureta).
Soluções padrões e padronização
Vamos definir estes dois termos bem importantes na volumetria,
soluções padrões e padronização, para você entender cada vez
mais.
Soluções padrões
Por definição, uma titulação necessita de uma solução-
padrão para a determinação da concentração da outra solução.
Uma solução padrão é aquela cuja concentração é perfeitamente
conhecida, com grande exatidão, pois será a referência para se
determinar a concentração de outra solução.
As soluções padrões podem ser preparadas de duas formas:
1. Pelo uso de um padrão primário (como soluto);
2. Pela padronização de uma solução de concentração aproximada
(neste caso, será obtida uma solução de padrão secundário).
Padrão primário: um padrão primário é uma substância
com altíssimo grau de pureza (99,9% puro ou mais) e
perfeitamente estável, para que se possa preparar uma
solução padrão confiável por pesagem direta da substância.
Para que uma substância possa servir como padrão primário,
ela deve ter as seguintes características:
Ser estável, bastante solúvel e de fácil obtenção,
purificação, dessecação e conservação.
Ter massa molar relativamente elevada (para minimizar
um possível erro relativo associado à pesagem).
Não ser volátil (que se perde por evaporação), nem
higroscópica (ou seja, não pode absorver umidade do
ambiente), nem eflorescente (ou seja, não pode perder
água de hidratação para o ambiente).
Infelizmente, são poucos os padrões primários disponíveis
para uso. São exemplos de substâncias consideradas
padrões primários: biftalato de potássio (99,99%), ácido
benzóico (99,98%), dicromato de potássio (99,98%) e o
oxalato de sódio (99,95%).
Padrão secundário: como o número de padrões primários
é pequeno, temos que recorrer a soluções padronizadas,
denominadas soluções padrões secundárias (ou padrões
secundários). A concentração exata de uma solução padrão
deste tipo é determinada por meio de comparação com uma
solução de padrão primário, via titulação, em um
procedimento denominado “padronização”.
Podem ser consideradas substâncias usadas em soluções
consideradas padrões secundários: hidróxido de sódio, ácido
clorídrico, nitrato de prata e o ácido etilenodiamino
tetraacético (EDTA).
Padronização
A padronização nada mais é do que uma titulação específica,
utilizando um padrão primário como referência, para se
determinar a concentração real de uma solução, que será
utilizada, na sequência, como um padrão secundário.
Ora, para o uso em uma titulação, saber a concentração exata da
solução titulante é extremamente importante, por isso, soluções
são padronizadas.
Como grande exemplo, as soluções de hidróxido de sódio
(NaOH) são muito utilizadas como soluções padrões
secundárias. Para tanto, as soluções de NaOH precisam ser
padronizadas. O padrão primário mais utilizado para a
padronização de soluções de NaOH é o Biftalato de potássio
(KC H O ), cuja estrutura química é mostrada abaixo.8 5 4
Estrutura química do biftalato de potássio (ou hidrogenoftalato de
potássio – KC H O  ou KC H O COOH), um sal orgânico de caráter
ácido.
Para que você entenda, como exemplo, vamos discutir e verificar
os cálculos de uma padronização de solução de hidróxido de
sódio com um padrão de biftalato de potássio.
Padronização de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH)
aproximadamente 0,1 mol/L usando biftalato de potássio
como padrão primário
O 1º passo é preparar a solução padrão de biftalato de potássio:
Pesar exatamente 0,2100 g de biftalato de potássio,
diretamente em um erlenmeyer de 125 mL (esta massa deve
ser anotada, pois será usada nos cálculos);
Dissolver completamente o biftalato de potássio com 15 mL
de água deionizada (esta solução é o nosso referencial –
padrão primário);
Adicionar 2 gotas de solução indicadora de fenolftaleína
ao erlenmeyer.
 
A 2ª parte é preparar a bureta para fazermos a titulação:
Preparar a bureta com a solução de NaOH (aproximadamente
0,1 mol/L) a ser padronizada (“fazer ambiente”, “encher”,
“retirar o ar” e “zerar”).
Agora, é fazer a titulação propriamente dita, ou seja, gotejar a
solução de NaOH no erlenmeyer até a mudança de cor do
indicador no erlenmeyer (agitando vigorosamente
o erlenmeyer durante a titulação), de incolor para rósea. Neste
momento, fecha-se a torneira e anota-se o volume consumido da
solução de NaOH.
Observe a figura abaixo.
8 5 4 7 4 2
De posse do volume da solução de NaOH gasto na titulação,
calcula-se a concentração real da solução de NaOH.
É necessário deixar bem claro que, ao final da titulação (quando
o indicador muda de cor e fechamos a torneira da bureta),
teremos a reação completa entre o NaOH (base) e o biftalato de
potássio (sal orgânico de caráter ácido). Neste momento, o
número de mols do NaOH é igual ao número de mols do
biftalato de potássio, conforme a equação:
m = Massa do biftalato de potássio (balança);BIF
MM = Massa molar do biftalato de potássio (MM = 204,22
g/mol);M = Molaridade da solução de hidróxido de sódio (a ser
determinada);
V = Volume da solução de hidróxido de sódio (bureta) (em
litros).
 
Para nosso exemplo, vamos supor que o volume gasto da solução
de NaOH foi de 10 mililitros. Teremos os seguintes dados:
m = 0,2100 g;
MM = 204,22 g/mol;
M = a ser calculada;
V = 10 mililitros = 0,01 L.
 
O cálculo será:
Ou seja, a concentração real da “nossa” solução hipotética de
NaOH é 0,1028 mol/L (e não 0,1 mol/L). Com isso, podemos
calcular o fator de correção (f ) da solução de NaOH:
Cálculo de f :
BIF
NaOH
NaOH
BIF
BIF
NaOH
NaOH
c
c
Ou seja, este fator de correção (1,028) corrige a concentração
aproximada da solução de NaOH, dando a concentração correta
(0,1028 mol/L) e agora a “nossa” solução de NaOH pode ser
considerada uma solução padrão (padrão secundário).
Substâncias indicadoras de pH
Você deve ter percebido, no exemplo da padronização, que
tivemos que usar um “indicador”, que, no caso, foi a
fenolftaleína.
Bem, um indicador, ou substância indicadora, é uma substância
que, como o nome sugere, tem a função de indicar o ponto final
da titulação, ou seja, a hora de fechar a torneira. Para tanto, este
tipo de substância muda de cor (“ponto de viragem”), de modo
que visualizemos o momento de encerrarmos a titulação.
Dentre os tipos de titulação, a volumetria de neutralização (que
envolve reações ácido-base) é disparadamente a mais utilizada.
Deste modo, os indicadores ácido-base são os mais importantes
e utilizados.
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas
que apresentam a capacidade de alteração da cor de acordo com
o pH do meio. Ou seja, quando essas substâncias indicadoras são
colocadas em uma solução ácida, elas adquirem determinada
coloração; quando colocadas em meio básico, apresentam outra
cor.
Estes indicadores de pH apresentam propriedades halocrômicas,
isto é, eles têm a capacidade de mudar de cor em função do pH
do meio. Uma das substâncias mais usadas como indicador
ácido-base é a fenolftaleína (a do exemplo da padronização), cuja
variação de cor envolve do incolor, em meio ácido ou neutro, ao
rosa, em meio básico. Veja a Figura a seguir.
Mudança da cor do indicador fenolftaleína em função do pH.
Os indicadores de pH, quando adicionados a uma solução, são
capazes de se ligar aos íons H ou OH presentes. Estas ligações
a estes íons provocam alteração da estrutura destas substâncias
indicadoras e, como consequência, ocorre a alteração da cor.
Variação da estrutura da fenolftaleína conforme a variação de pH,
gerando a variação da cor.
Existem muitos indicadores que podem ser utilizados para
determinação de faixas de pH. Para se escolher o melhor
+ –
indicador, é preciso considerar as substâncias presentes no meio
(ácidos e/ou bases) e a “faixa de viragem” do indicador, que é a
faixa de pH na qual há a mudança da cor do indicador. No
Quadro a seguir, tem-se cinco indicadores bastante utilizados
como indicadores de pH.
Indicadores ácido-base e intervalos de pH nos quais ocorre
variação de cor (“viragem”)
Indicador
Intervalo de pH para a
mudança de cor
(“viragem”)
Mudança de cor
correspondente
Azul de
bromofenol
3,0 – 4,6 Amarelo – Violeta
Verde de
bromocresol
4,0 – 5,6 Amarelo – Azul
Vermelho de
metila
4,4 – 6,2 Vermelho – Amarelo
Azul de
bromotimol
6,2 – 7,6 Amarelo – Azul
Fenolftaleína 8,0 – 10,0 Incolor – Rosa
Vale ressaltar que a cor dentro da faixa de viragem será uma cor
intermediária. Por exemplo: o indicador verde de bromocresol
(viragem de amarelo para azul), dentro da faixa de viragem, terá
a cor verde, que é a mistura das cores amarelo e azul. Para você
entender um pouco melhor, observe o próximo Quadro.
Exemplos de indicadores ácido-base e suas faixas de
viragem/cor
Azul de bromotimol Fenolftaleína
Faixa de viragem: pH = 6,2 – 7,6 Faixa de viragem: pH = 8,0 – 10,0
Em meio ácido: Cor amarela Em meio ácido: Incolor
Em meio neutro: Cor verde Em meio neutro: Incolor
Azul de bromotimol Fenolftaleína
Em meio básico: Cor azul Em meio básico: Cor rosa a carmim
A grande aplicação para o uso destes indicadores é mesmo na
titulometria ácido-base.
Titulações Ácido-Base
As reações de neutralização podem ser utilizadas como
fundamento para um procedimento de titulação, chamado de
“titulação ácido-base”. Neste caso, este método é usado para
determinar a concentração desconhecida de uma solução básica
a partir da concentração conhecida de uma solução ácida ou
vice-versa.
Na prática, este procedimento é feito adicionando-se uma das
soluções à outra, via bureta, bastando, então, determinar o ponto
final da reação que, teoricamente, é aquele no qual a solução
titulada se torna neutro, isto é, com pH 7,0. Para isso, utilizamos
um indicador ácido-base escolhido previamente (observando a
faixa de viragem). Deste modo, o ponto de viragem do indicador
(a faixa de pH na qual há a mudança de cor) é denominado
“ponto final da titulação” (podemos também usar um aparelho
chamado pHmetro para tal fim). Observe a figura abaixo.
Esquema prático de uma titulação ácido-base, indicando as duas
vidrarias principais (bureta e erlenmeyer) e as soluções titulante e
titulada.
As titulações ácido-base são utilizadas, por exemplo, para a
determinação da acidez do leite e de produtos lácteos, além da
determinação da acidez do vinagre, de azeites e demais óleos
vegetais (para os óleos não se tem a medida de pH, pois é uma
medida para soluções aquosas).
Cálculo da concentração de uma solução em
uma titulação ácido forte-base forte
O objetivo de fazermos as titulações é a determinação da
concentração de soluções. Para determinarmos a concentração
molar de uma solução em uma titulação ácido forte-base forte,
podemos usar um cálculo semelhante ao de uma diluição de
solução. Veja só o raciocínio.
Como em uma titulação ácido forte-base forte ocorre uma reação
de neutralização:
Ao final da titulação (quando o indicador muda de cor e
fechamos a torneira da bureta), teremos a neutralização
completa. Neste momento, o número de mols dos íons H+ é
igual ao número de mols dos íons OH-. Deste modo:
M = Molaridade do ácido
V = Volume da solução do ácido
M – = Molaridade da base
V – = Volume da solução básica
 
A partir desta equação, podemos determinar a concentração do
ácido ou da base, de acordo com o experimento feito. Veja o
exemplo:
Em uma titulação ácido-base, um estagiário do curso de
Farmácia titulou uma amostra de 25 mL de solução de ácido
clorídrico (HCl), contendo o indicador fenolftaleína, com solução
padrão de hidróxido de sódio (NaOH) 0,100 mol/L. Qual a
concentração molar da solução de HCl, sabendo-se que o volume
de NaOH gasto na titulação foi de 25,4 mL?
H
+
H
+
OH
OH
Resolução:
A reação será: HCl + NaOH → NaCl + H O
Ao final da titulação: n = n ⇒ M x V = M –
x V –
Pelos dados do exemplo:
M = Concentração desconhecida do HCl
V = Volume da solução do ácido = 25 mL = 0,025 L
(volume em litros)
M – = Molaridade da base = 0,100 mol/L
V – = Volume da base = volume gasto na bureta =
25,4 mL = 0,0254 L
Logo: M x 0,025 L = 0,10 mol/L x 0,0254 L ⇒
 M = 0,1016 mol/L

2
H
+
OH
–
H
+
H
+
OH
OH
H
+
H
+
OH
OH
HCl
HCl
Veja o vídeo com o experimento desta titulação relatada
no exemplo. Você entenderá a técnica e verá a mudança
de cor do indicador fenolftaleína!

Determinação do teor de ácido acético no
vinagre comercial
Uma aplicação direta do método de titulação ácido-base é a
determinação do teor de ácido acético (H CCOOH – estrutura
química é mostrada abaixo) no vinagre. O ácido acético é o
principal constituinte do vinagre, que, para consumo, deve
conter entre 4 e 6% (m/v) de ácido acético. Ou seja, em uma
amostra de 100 mililitros de vinagre, deve haver de 4 a 6 gramas
de ácido acético. A legislação brasileira estabelece em 4% (m/v)
o teor mínimo de ácido acético para um vinagre.
Estrutura química do ácido acético (ou
ácido etanóico– C H O  ou H CCOOH), um
ácido carboxílico.
Como se trata de um ácido, a determinação do ácido acético
pode ser feita por titulação de neutralização com solução
Detalhe: Titration = Titulação.
Titration (using phenolphthalein)Titration (using phenolphthalein)
3
2 4 2 3
https://www.youtube.com/watch?v=8UiuE7Xx5l8
padronizada de hidróxido de sódio (NaOH). A reação de
neutralização entre o ácido acético e o hidróxido de sódio se dá
na proporção estequiométrica de 1:1.
 
H CCOOH + NaOH →H CCOONa + H O
 
Para que você entenda como é a determinação do teor de ácido
acético no vinagre (e, a partir desta, as demais análises deste
tipo), vamos discutir e verificar os cálculos com um exemplo.
O 1º passo é preparar a solução de NaOH e padronizá-la (com o
biftalato de potássio): como se trata de um exemplo, vamos
pegar o resultado que obtivemos lá no exemplo da padronização
(NaOH x biftalato de potássio, lembra?). A solução de NaOH
padronizada apresentou concentração de 0,1028 mol/L. Vamos
usar este valor. Esta solução será nosso padrão (secundário) para
determinar o teor de ácido acético em um vinagre.
O 2º passo é preparar a bureta para fazermos a titulação:
Preparar a bureta com a solução de NaOH 0,1028 mol/L
(“fazer ambiente”, “encher”, “retirar o ar” e “zerar”).
O 3º passo é preparar uma “solução de vinagre” para fazermos a
análise (não devemos usar o vinagre diretamente do frasco, sem
diluí-lo, pois gastaríamos muito reagente):
Pipetar 25 mL de vinagre comercial (utilizando pipeta
volumétrica) e transferir para um balão volumétrico de 500
mL, completando o volume com água deionizada;
Medir uma alíquota de 10 mL da “solução de vinagre”
(utilizando pipeta volumétrica), transferindo para
um erlenmeyer de 250 mL e adicionar 2 gotas de solução
indicadora de fenolftaleína.
3 3 2
Agora, é fazer a titulação propriamente dita, ou seja, gotejar a
solução de NaOH no erlenmeyer (agitando vigorosamente
o erlenmeyer durante a titulação) até a mudança de cor do
indicador no erlenmeyer, de incolor para rósea. Neste momento,
fecha-se a torneira e anota-se o volume consumido da solução de
NaOH.
O nosso raciocínio será, inicialmente, semelhante ao que fizemos
na padronização usando o biftalato de potássio, buscando
calcular a massa de ácido acético contida na “solução de vinagre”
e, em seguida, na continuação dos cálculos, determinar o teor de
ácido acético no vinagre propriamente dito. Observe:
m = Massa do ácido acético (a ser determinada);
MM = Massa molar do ácido acético (MM = 60,05 g/mol);
M = Molaridade da solução de hidróxido de sódio (já
padronizada – 0,1028 mol/L);
V = Volume da solução de hidróxido de sódio (bureta) (em
litros).
 
Para nosso exemplo, vamos supor que o volume gasto da solução
de NaOH foi de 4,0 mililitros. Teremos os seguintes dados:
m = a ser calculada;
MM = 60,05 g/mol;
AA
AA
NaOH
NaOH
AA
AA
M = 0,1028 g/mol;
V = 4 mililitros = 0,004 L.
 
Este 1º cálculo será para determinar a massa de ácido acético na
alíquota utilizada (10 mL):
Então, esta é a massa de ácido acético contida na alíquota (10
mL) retirada da “solução de vinagre”. Porém, queremos
determinar o percentual (%) no vinagre, não na “solução de
vinagre”. Deste modo, vamos realizar mais dois cálculos.
Cálculo da massa de ácido acético na “solução completa de
vinagre” (500 mL)
Mas lembre-se que foram usados 25 mL do produto vinagre.
Logo, para achar o teor percentual de ácido acético (% m/v):
Ou seja, este “nosso” vinagre estaria dentro do aceito, já que se
recomenda o teor de 4 a 6% de ácido acético no vinagre.
Estes cálculos não são complicados, mas exigem de você
concentração e treino, além da calculadora. Não se assuste com a
NaOH
NaOH
matemática.
Bons estudos!
4. Conclusão
Este Tópico abordou dois conceitos fundamentais em nosso dia a
dia e são fundamentais para o farmacêutico: as soluções e as
análises volumétricas (titulações).
Lidamos todos os dias com misturas homogêneas, as soluções;
no universo farmacêutico, é um conceito importantíssimo. O
mundo das análises é uma das vertentes do profissional
farmacêutico.
Deste modo, cabe a você rever estes importantes conceitos e os
cálculos envolvidos. Este Tópico exige muitos exercícios, pois é
um dos que mais envolve conceitos matemáticos. Não tenha
aversão a cálculos matemáticos. A matemática é uma
ferramenta. Ao entender os raciocínios, você estará apto(a) a
resolver todos os exercícios. Além disso, as aulas práticas irão
lhe auxiliar.
5. Referências
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de química: Questionando
a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman,
2001.
BRAATHEN, P.C. Química Geral. Viçosa, MG: CRQ-MG,
2009.
BROWN, T.L., LeMAY, Jr., H.E., BURSTEN, B.E. Química: a
ciência central. 9ª ed., São Paulo: Pearson, 2005.
JENSEN, W.B. The origin of the mole concept. Journal of
Chemical Education. v.81(10). p.1409, 2004.
MAIA, D. J., BIANCHI, J. C. de A. Química Geral –
Fundamentos. São Paulo: Pearson Prentice hall, 2007.
YouTube. (2011, Março, 04). Science Xperiments | sXp. Titration
(using phenolphthalein). 3min14. Disponível em:
<https://www.youtube.com/watch?v=8UiuE7Xx5l8>. Acesso
em: 04 Ago. 2018.
Parabéns, esta aula foi
concluída!
Mínimo de caracteres: 0/150
O que achou do conteúdo estudado?
Péssimo Ruim Normal Bom Excelente
Deixe aqui seu comentário
https://www.youtube.com/watch?v=8UiuE7Xx5l8
Enviar