Química Analítica - Livro-Texto - Unidade II

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Unidade II
Unidade II
5 CONCEITOS FUNDAMENTAIS: GRAVIMETRIA E TITRIMETRIA
5.1 Tipos de análise titrimétrica e gravimétrica
Os métodos conhecidos como química por via úmida, como a análise titrimétrica e a gravimétrica, 
ainda desempenham um papel importante na química analítica. Em várias áreas, os procedimentos 
titrimétricos são insubstituíveis. Suas principais vantagens são:
• A precisão de 0,1% é melhor do que a maior parte dos métodos instrumentais.
• Os métodos são, geralmente, superiores às técnicas instrumentais na análise dos principais componentes.
• Quando o número de amostras é pequeno, como no caso de uma análise eventual, as titulações 
simples são preferíveis.
• Ao contrário do que acontece com os métodos instrumentais, o equipamento não precisa de 
recalibração constante.
• Os métodos são baratos, com baixo custo unitário por determinação.
• Os métodos geralmente são empregados para calibrar ou validar análises de rotina feitas 
com instrumentos.
• Os métodos podem ser automatizados.
Mas também existem desvantagens no uso dos métodos titrimétricos clássicos. A maior delas é 
que eles geralmente são menos sensíveis e menos seletivos do que os métodos instrumentais. Quando 
um grande número de determinações similares deve ser feito, a análise com métodos instrumentais é 
geralmente mais rápida e mais barata do que com os métodos titrimétricos, que necessitam grande volume 
de trabalho. Porém, apesar da difusão e da popularidade dos métodos instrumentais, podemos concluir 
que existe um campo considerável para a utilização dos procedimentos titrimétricos, principalmente no 
treinamento em laboratório (VOGEL, 2015).
O termo análise titrimétrica se refere à análise química quantitativa feita pela determinação 
do volume de uma solução, cuja concentração é conhecida com exatidão, necessária para 
reagir quantitativamente com um volume determinado da solução que contém a substância a 
ser analisada. Uma solução com a concentração conhecida com exatidão é denominada como 
solução padrão. O peso da substância a ser analisada é calculado, a partir do volume da solução 
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padrão utilizada, a partir da equação química envolvida e das massas moleculares relativas dos 
compostos que reagem (VOGEL, 2015).
O termo análise volumétrica foi utilizado para denominar esta modalidade de determinação 
quantitativa, mas prefere-se o nome análise titrimétrica. A razão é que este expressa melhor o processo 
de titulação, enquanto o termo análise volumétrica poderia ser confundido com a medição de volumes, 
como no caso de gases. Em análise titrimétrica, o reagente cuja concentração é conhecida é chamado 
de titulante e a substância que está sendo dosada é o titulado (VOGEL, 2015).
A solução padronizada é geralmente adicionada com a ajuda de um tubo longo graduado chamado 
de bureta. A operação de adição da solução padronizada até que se complete a reação é chamada de 
titulação. Quando isso ocorre, dizemos que a substância a ser determinada foi titulada. O volume exato 
em que isso ocorre é chamado ponto de equivalência ou ponto final estequiométrico. O término da 
titulação é detectado por meio de alguma modificação física gerada pela própria solução padronizada 
ou pela adição de um reagente auxiliar chamado de indicador. 
Podemos também usar outras medidas físicas. Quando a reação ocorre entre a substância titular e 
a solução padronizada estiver praticamente completa, o indicador deve provocar uma mudança visual 
evidente no líquido que está sendo titulado. O ponto em que isto acontece é chamado de ponto final 
estequiométrico ou teórico. Em uma titulação ideal, o ponto final da titulação deve coincidir com o 
ponto final estequiométrico. Na prática, geralmente ocorrem diferenças muito pequenas, chamadas 
de erro de titulação. O indicador e as condições experimentais devem ser selecionados de forma que a 
diferença entre o ponto final visível e o teórico seja a menor possível (VOGEL, 2015).
 Observação
A maior parte das reações iônicas são relativamente rápidas.
As reações usadas em análise titrimétrica devem possuir as seguintes características:
• A reação deve ser simples e poder ser expressa por uma equação química. A substância a ser 
determinada precisa reagir completamente com o reagente em proporções estequiométricas.
• A reação precisa ser rápida. Em alguns casos, pode ser preciso adicionar um catalisador para 
aumentar a velocidade de reação. 
• No ponto de equivalência deve ocorrer alteração de alguma propriedade física ou química 
da solução. 
• É preciso um indicador capaz de definir claramente uma alteração de uma propriedade física, 
como cor ou formação de um precipitado no ponto final da reação. Se a alteração não for visual, 
ainda podemos detectar o ponto de equivalência de outras formas (VOGEL, 2015):
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— pela medida da diferença de potencial entre um eletrodo indicador e um eletrodo de referência, 
como na titulação potenciométrica;
— pela revelação do titulante por eletrólise, como na titulação coulométrica
— pela medida de corrente que passa através de uma célula de titulação entre um eletrodo 
indicador e um eletrodo de referência despolarizado, como na titulação amperométrica.
Os métodos titrimétricos podem ser muito precisos e, quando aplicáveis, têm vantagens sobre os 
métodos nas separações complexas e tediosas. Na análise titrimétrica, utilizamos frascos de medida 
graduada, como buretas, pipetas e balões volumétricos, substâncias com pureza conhecida para o 
preparo de soluções padronizadas e um indicador visual ou método instrumental para determinação do 
término da reação.
As reações usadas em análise titrimétrica são agrupadas em quatro classes. Como dependem da 
combinação de íons, as três primeiras não incluem mudança do número de oxidação, a quarta classe 
envolve a reação de oxidação-redução, que implica a alteração do número de oxidação, isto é, a 
transferência de elétrons.
As reações de neutralização envolvem a titulação de bases livre ou bases formadas pela hidrólise 
de sais de ácidos fracos com um ácido padrão, conhecida como acidimetria. A titulação de ácidos livres 
ou de ácidos formados pela hidrólise de sais de bases fracas com uma base padrão é conhecida como 
alcalimetria. As reações ocorrem pela combinação de íons hidrogênio e hidróxido para formar água. 
Pode ser feita em solventes não aquosos, como compostos orgânicos.
As reações de complexação, como o ácido etilenodiaminotetracético (EDTA), na forma de sal 
dissódico, é um reagente importante nas titulações de formação de complexos, sendo considerado um 
dos reagentes mais importantes em análise titrimétrica. A determinação do ponto de equivalência com 
o auxílio de indicador de íons metálicos acentuou muito sua aplicação em titrimetria.
As reações de precipitação desta classe dependem da combinação de íons para formar um 
precipitado, como na titulação de íons prata com soluções contendo cloreto. Não há alteração do estado 
de oxidação.
As reações de oxidorredução incluem todas as reações que envolvem alteração do número de 
oxidação, apresentando transferência de elétrons entre os reagentes. As soluções padrões podem ser 
agentes oxidantes ou redutores. Os principais agentes oxidantes são o permanganato de potássio, 
dicromato de potássio, sulfato de cério IV, iodo, iodato de potássio e bromato de potássio. Os agentesredutores usuais são compostos de ferro II e estanho II, tiossulfato de sódio, óxido de arsênio III e nitrato 
de mercúrio I. Alguns redutores possuem aplicação limitada, como sulfato de titânio III, cloreto de 
titânio III, cloreto ou sulfato de vanádio II e cloreto ou sulfato de cromo II.
A análise gravimétrica está baseada na pesagem de uma substância obtida por meio de uma reação 
de precipitação em solução ou volatilizada e absorvida. Existem vários métodos de precipitação de 
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metal e compostos. Devido às necessidades de monitoramento ambiental, notamos o desenvolvimento 
crescente de procedimentos e instrumentos para a análise de gases e vapores. Alguns destes métodos 
se baseiam na cromatografia, e não na absorção e pesagem tradicionais. É muito importante que a 
forma do precipitado da espécie química a ser determinado seja muito pouco solúvel e que não ocorram 
perdas significativas durante a separação por filtração e pesagem. Desta forma, na precipitação da prata, 
tratamos a solução da substância com excesso de solução de cloreto de sódio ou potássio, filtramos o 
precipitado e lavamos bem para remoção dos sais solúveis. O precipitado é seco a 130 °C a 150 °C e 
pesado com cloreto de prata. O constituinte a ser determinado é, geralmente, pesado em uma forma 
diferente do precipitado obtido inicialmente (VOGEL, 2015).
O magnésio é precipitado com fosfato de amônio e magnésio, Mg(NH4)PO4.6H2O, mas é pesado, depois 
da calcinação, na forma de pirofosfato de magnésio, Mg2P2O7. Existem três fatores que determinam o 
sucesso de uma análise por precipitação (VOGEL, 2015):
• Para que não ocorram perdas na filtração, o precipitado deve ser bastante insolúvel, assim não 
deve restar na solução mais que 0,1 mg de analito dissolvido.
• A filtração deve ocorrer com facilidade, o precipitado deve possuir um tamanho de partícula que 
seja retido pelo filtro, evitando entupimentos ou que resíduos atravessem. Uma vez filtrado, o 
precipitado deve ser lavado para eliminar as impurezas solúveis completamente. 
• O precipitado deve ser convertido em uma substância pura de composição química definida. Isso 
pode ser alcançado por calcinação ou por uma operação química simples, como a evaporação de 
uma solução apropriada.
Quando o precipitado se forma como uma dispersão coloidal, é necessário flocular ou coagular as 
pequenas partículas do sólido em partículas maiores para facilitar o processo de filtração, evitando a 
repeptização durante a lavagem. O papel de filtro quantitativo é capaz de filtrar partículas contendo 
diâmetro de até 10-2 mm ou 10 mm, enquanto as partículas coloidais apresentam diâmetro de partículas 
que variam entre 0,1 mm e 1 nm, sendo bem menores, ou seja, passando livremente pelo papel de filtro, 
não podendo ser filtradas. 
Um outro tipo de dificuldade que podemos encontrar é a supersaturação, que pode ocorrer quando 
a concentração do soluto em uma solução é muito superior que a constante de solubilidade, em 
determinada temperatura, tornando-se uma condição instável. Para retornar ao estado de equilíbrio, 
devemos precipitar parte do soluto dissolvido que está acima da constante de solubilidade. Podemos 
fazer isso adicionando um cristal puro do soluto ou raspando o interior do frasco, propiciando o início 
do processo de cristalização (VOGEL, 2015).
Podemos evitar alguns problemas na análise gravimétrica, utilizando os procedimentos a seguir:
• Soluções diluídas são mais recomendadas para o processo de precipitação. Devemos considerar a 
solubilidade do precipitado, o tempo de filtração e lavagem do precipitado, diminuindo os erros 
gerados na coprecipitação.
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• Para diminuir a supersaturação, devemos misturar os reagentes com agitação constante e de 
forma lenta, facilitando o crescimento dos cristais. Geralmente, um pequeno excesso de reagente 
é suficiente, mas pode ser necessário um grande excesso, em alguns casos. Outro fator que pode 
ser relevante é a ordem de adição dos reagentes. Quando realizamos a precipitação em 
condições que aumentam a solubilidade do precipitado, como temperaturas mais elevadas, 
reduzimos a supersaturação.
• A precipitação pode ser efetuada a quente, se a solubilidade e a estabilidade do precipitado 
permitirem. Geralmente utilizam-se temperaturas inferiores ao ponto de ebulição do solvente. 
Quanto maior a temperatura, menor a chance de observarmos a supersaturação, pois o precipitado 
tem sua solubilidade aumentada, favorecendo a coagulação, aumentando a velocidade de 
cristalização e permitindo a formação de cristais.
• Para obtermos um precipitado cristalino, mais fácil de filtrar, podemos aumentar o tempo de 
digestão ao máximo possível. Podemos deixar a solução em repouso durante uma noite, caso não 
ocorra pós-precipitação. Para reduzir os efeitos de coprecipitação, podemos usar um banho-maria, 
gerando um precipitado mais filtrável. Porém, devemos ressaltar que a digestão causa pouco 
efeito sobre precipitados gelatinosos e amorfos.
• Devemos lavar o precipitado com solução de eletrólito para evitar a peptização, que ocorrerá caso 
seja lavado com água.
• Para purificar um precipitado contaminado por coprecipitação, dissolvemos o sólido em um 
solvente adequado e reprecipitamos. Como a quantidade de impurezas é menor na segunda 
precipitação, o precipitado formado é mais puro.
• Para evitar a supersaturação, podemos realizar a precipitação utilizando soluções homogêneas, 
produzindo lentamente na solução o agente precipitante, por meio de uma reação homogênea.
Após a obtenção do precipitado, ele precisa ser purificado. Podem estar presentes quatro tipos de 
água nele, além da água da solução (VOGEL, 2015):
• Água adsorvida: aderida à superfície do precipitado dependendo da umidade atmosférica.
• Água ocluída: alguns precipitados apresentam água em algumas cavidades nos cristais, que ficou 
presa durante o processo de cristalização.
• Água sorvida: encontrada, principalmente, em sólidos com grande superfície interna, como os 
óxidos hidratados.
• Água essencial: pode ser considerada como água de cristalização ou hidratação.
A calcinação de um composto produz água e geralmente decompõe a substância termicamente, 
dissociando sais em ácidos e bases, como a decomposição de sulfatos e carbonatos. A estabilidade 
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térmica do material depende de suas temperaturas de decomposição. Além da produção de água, a 
calcinação de precipitado leva à decomposição térmica, incluindo a dissociação de sais em ácido e 
bases, como a decomposição de carbonatos e sulfatos. As temperaturas de decomposição dependem da 
estabilidade térmica (VOGEL, 2015).
Muitos métodos analíticos são baseados em medida de massa. Na gravimetria por precipitação, 
o analito é precipitado, sendo assim, separado de uma solução da amostra e transformado em uma 
espécie de composição conhecida, que pode ser pesada. Na gravimetria de volatilização, o analito é 
separado do restante da amostra pela sua transformação em um gás de composição química conhecida. 
O peso desse gás é usado para calcular a concentração do analito.
Na eletrogravimetria, o analito é isolado por meio da decomposição em um eletrodo através de 
uma corrente elétrica. A massa desse produto é usada para calcular a concentração do analito. 
Existem ainda dois outros tipos de métodos analíticos baseados na medida de massa. Atitulação 
gravimétrica, na qual a massa do reagente, com concentração conhecida, deve reagir completamente 
com o analito, fornecendo as informações requeridas para determinação de sua concentração. 
A espectrometria de massas separa os íons gerados no estado gasoso, a partir dos elementos que 
compõem a amostra. A determinação da concentração dos íons resultantes é feita pela medida da 
corrente elétrica produzida, quando esses íons chegam à superfície do detector.
6 GRAVIMETRIA DE PRECIPITAÇÃO
Gravimetria de precipitação é o método no qual o analito é transformado em uma substância 
pouco solúvel. Esse sólido é filtrado, lavado, para a remoção de impurezas, convertido em um produto 
de composição conhecida, por meio de um tratamento térmico, e finalmente é pesado. O método de 
precipitação para a determinação de cálcio em água naturais, por exemplo, é indicado pela Association 
of Official Analytical Chemists. Adiciona-se um pequeno excesso de ácido oxálico (H2C2O4) a uma solução 
aquosa contendo a amostra. Em seguida, adiciona-se amônia, que tem função de neutralizar o ácido e 
provocar a precipitação completa do cálcio contido na amostra na forma do oxalato de cálcio, conforme 
as reações a seguir (SKOOG et al., 2009):
+ H2C2O4 +2NH3 C2O4
2- + 2NH4
+ 
C2O4
2-(aq) + Ca2+(aq)+ CaC2O4(s)
Desta forma, utilizando um cadinho de filtração pesado previamente, o precipitado é filtrado e, em 
seguida, é seco em estufa e calcinado. Esse processo converte o precipitado a óxido de cálcio, conforme 
a reação a seguir: 
CaC2O4(s) 
∆ CaO(s) + CO2(g) + CO(g)
O cadinho e o precipitado são pesados após o resfriamento e a massa de óxido de cálcio da amostra 
é então determinada, como no exemplo a seguir.
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Exemplo de aplicação
O cálcio presente em uma amostra de 200 ml de uma água natural foi determinado pela precipitação 
do cátion como CaC2O4. O precipitado foi filtrado, lavado e calcinado em um cadinho com uma massa 
de 26,600 g, quando vazio. A massa do cadinho mais CaO (56,077 g/mol) foi de 26,7134 g. Calcule a 
concentração de Ca (40,078 g/mol) em água em g/100 ml de água.
A amostra de CaO é:
26,7134 – 26,002 = 0,1132 g
O número de mols de Ca na amostra é igual ao número de mols de CaO ou a quantidade de 
Ca = 0,1132 g CaO x 1 mol CaO x 1 mol Ca 
56,077g CaO mol CaO
.
= 2,0186 x 10-3 mol Ca
Conc. Ca = 2,0186 x 10-3 mol Ca x 40,078 g Ca/mol Ca x 100 ml
 200 ml amostra
= 0,04045 g/100 ml
Um agente precipitante deve reagir de forma específica ou seletiva com o analito. Infelizmente, 
reagentes específicos são muito raros e geralmente são capazes de reagir com uma única espécie 
química. Por outro lado, existem mais reagentes seletivos, que reagem com um número pequeno de 
espécies. Um reagente precipitante ideal deve reagir com o analito de maneira específica e seletiva, 
formando um produto que:
• Possa ser filtrado facilmente e lavado para eliminação de impurezas.
• Apresente baixa solubilidade, evitando perdas apreciáveis do analito durante o processo de 
filtração e lavagem.
• Não reaja com oxigênio ou com a umidade do ar.
• Apresente composição química conhecida após secagem e calcinação.
Poucos reagentes geram precipitados que apresentem todas essas propriedades (SKOOG et al., 2009).
Um exemplo de um reagente seletivo é o nitrato de prata. Os únicos íons comuns que ele precipita 
em meio ácido são: Cl-, Br-, I-, e SCN-. A dimetilglioxima é um reagente específico que precipita somente 
Ni2+ em soluções alcalinas (SKOOG et. al., 2009).
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 Saiba mais
Para saber um pouco mais sobre solubilidade de sais, leia o artigo: 
MEDEIROS, A. C. S. Preparo e uso de soluções salinas saturadas para a 
caracterização fisiológica de sementes florestais. Circular Técnica, Embrapa, 
n. 125, p. 1-6, dez. 2006. Disponível em: <https://www.infoteca.cnptia.embrapa.
br/bitstream/doc/304464/1/circtec125.pdf>. Acesso em: 2 out. 2018.
Os precipitados formados por partículas grandes são desejáveis nos procedimentos gravimétricos, 
devido à facilidade de filtração e à remoção de contaminantes. Além disso, esses precipitados são mais 
puros do que os formados por partículas pequenas (SKOOG et al., 2009).
Existe uma grande variação do tamanho de partículas sólidas na formação de precipitados. De um 
lado estão as partículas coloidais, cujas partículas são invisíveis a olho nu (o diâmetro das partículas 
pode variar entre 10-7 e 10-4 cm). As partículas coloidais apresentam um movimento de zigue-zague 
perpétuo, chamado de movimento browniano, evitando a decantação das partículas, o que dificulta a 
sua filtração. Do outro lado estão as partículas com diâmetro de décimos de milímetros ou maiores. A 
suspensão dessas partículas na fase líquida é conhecida como suspensão cristalina e possui a tendência 
de decantarem espontaneamente, sendo filtradas facilmente (SKOOG et al., 2009).
 Saiba mais
Para saber mais sobre o movimento browniano, leia o artigo: 
SILVA, J. M.; LIMA, J. A. S. Quatro abordagens para o movimento 
browniano. Revista Brasileira de Ensino de Física, São Paulo, v. 29, n. 1, 
p. 25-35, 2007. Disponível em: <http://www.scielo.br/pdf/rbef/v29n1/
a07v29n1.pdf>. Acesso em: 2 out. 2018.
A formação de precipitados vem sendo muito estudada, mas o mecanismo do processo ainda não é 
totalmente compreendido. Porém, o tamanho da partícula do precipitado é influenciado por variáveis 
experimentais, como a solubilidade do precipitado, as concentrações dos reagentes, a temperatura e a 
velocidade em que os reagentes são misturados (SKOOG et al., 2009).
O efeito dessas variáveis pode ser calculado quantitativamente, levando em consideração o 
tamanho da partícula, uma vez que está relacionada a uma propriedade do sistema conhecida como 
supersaturação relativa, na qual:
Supersaturação relativa = Q – S . (Equação de Von Weimarn)
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Onde: 
Q = concentração do soluto.
S = solubilidade do soluto no equilíbrio.
Em geral, as reações de precipitação são lentas e mesmo com a adição lenta do agente precipitante, 
gota a gota, a uma solução contendo um analito, sempre ocorre alguma região com supersaturação. 
As evidências experimentais indicam que o tamanho de partícula de um precipitado varia inversamente 
à supersaturação relativa média durante o tempo em que o reagente está sendo adicionado. Dessa 
forma, quando (Q – S) / S é grande, o precipitado pode ser coloidal, e quando (Q – S) / S é pequeno, é 
mais provável a formação de um sólido cristalino (SKOOG et al., 2009).
 Observação
Suspensões coloidais podem ser límpidas e parecem não conter sólidos. 
A presença das partículas pode ser detectada direcionando um feixe de 
luz diretamente para a solução. Como as partículas de tamanho coloidal 
espalham a radiação visível, o caminho da luz atravessa a solução e pode 
ser observado a olho nu. Esse fenômeno é chamado de efeito Tyndall.
Podemos explicar o fenômeno da supersaturação, em relação ao tamanho de partícula, considerando 
que a formação dos precipitados ocorre por meio de dois processos: a nucleação e o crescimento de 
partícula. O tamanho da partícula do sólido depende do processo predominante. 
A nucleação inicia com quatro ou cinco partículas que se juntam, formando um sólido. Isso pode 
ocorrer na superfície de contaminantes em suspensão,como a poeira. A precipitação, a seguir, ocorre 
por meio de uma competição entre a formação de novos núcleos, ou o crescimento dos núcleos que 
já existem. Caso a nucleação seja predominante, o precipitado obtido apresentará um grande número 
de partículas pequenas, caso o crescimento de partículas seja predominante, o precipitado obtido 
apresentará um pequeno número de partículas maiores (SKOOG et al., 2009).
Podemos afirmar que a velocidade de nucleação é muito alta, quando partimos de uma solução 
supersaturada. Nesse caso, o mecanismo de nucleação é predominante e é obtido um grande número 
de partículas pequenas. Caso o precipitado seja gerado a partir de uma solução menos saturada, a 
velocidade de nucleação é menor, propiciando o crescimento das partículas, o que ocorre pela deposição 
de sólido sobre os núcleos já existentes, formando uma suspensão cristalina (SKOOG et al., 2009).
Algumas variáveis experimentais podem reduzir a supersaturação, produzindo precipitados cristalinos, 
como temperaturas elevadas com o objetivo de aumentar a solubilidade do precipitado, soluções 
diluídas e a adição lenta do reagente precipitante sob uma agitação eficiente e as duas últimas 
ações podem reduzir a concentração do soluto em qualquer instante.
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Partículas maiores podem ser formadas através do controle de pH, uma vez que a solubilidade 
do precipitado é dependente do pH. Os cristais grandes de oxalato de cálcio são filtrados facilmente, 
pois foram obtidos por meio da precipitação em uma solução pouco ácida, na qual o sal possui uma 
solubilidade moderada. A precipitação ocorre pela adição lenta de amônia aquosa até que a acidez seja 
baixa o suficiente para a remoção de todo o oxalato de cálcio. O precipitado adicional formado durante 
essa etapa se deposita nas partículas sólidas produzidas na primeira etapa.
Muitos precipitados não podem ser formados como cristais nas condições normais de laboratório. 
Um precipitado coloidal é formado, geralmente, quando um sólido apresenta uma solubilidade tão baixa 
que o S, da equação de Von Weimarn, é desprezível em relação a Q. Assim, a supersaturação relativa 
permanece elevada durante a formação do precipitado, resultando em uma suspensão coloidal. Desta 
forma, sob condições viáveis para uma análise, os óxidos hidratados de ferro III, alumínio, cromo III 
e sulfetos da maioria dos íons metálicos formam somente precipitados coloidais devido a sua baixa 
solubilidade (SKOOG et al., 2009).
6.1 Precipitados coloidais
As partículas coloidais individuais possuem tamanhos de partícula entre 1 e 1.000 nm e 
geralmente não podem ser retidas por filtros comuns. Além disso, o movimento browniano impede 
que as partículas decantem por meio da ação da gravidade. Porém podemos aglomerar ou coagular 
essas partículas coloidais, gerando uma massa amorfa, passível de filtração, que poderá se decantar.
Por meio de aquecimento, agitação e pela introdução de um eletrólito no meio, podemos promover 
a coagulação. Porém, é importante entendermos por que as suspensões coloidais são estáveis e não 
coagulam espontaneamente. 
A estabilidade das suspensões coloidais ocorre porque todas as partículas coloidais são carregadas 
negativa ou positivamente. Essa carga é devida aos cátions e ânions que estão ligados à superfície das 
partículas. Podemos perceber que as partículas coloidais estão carregadas, observando sua migração 
quando submetidas a um campo elétrico. Por adsorção, os íons são retidos na superfície de um sólido 
(SKOOG et al., 2009).
 Observação
Adsorção é um processo no qual uma substância fica presa na superfície 
de um sólido. É diferente da absorção, que envolve a retenção de uma 
substância dentro dos poros de um sólido.
Em um sólido iônico, a adsorção de íons tem origem nas forças de ligação, que são responsáveis pelo 
crescimento de grãos. Por exemplo, um íon Ag+ localizado na superfície de uma partícula de AgCl possui 
capacidade de ligação por um ânion satisfeita parcialmente devido à sua localização na superfície. Esses 
sítios atraem os íons negativos pelas mesmas forças que mantêm os íons Cl- na estrutura do AgCl. Os íons Cl- 
localizados na superfície da partícula exercem uma forte atração análoga por cátions dissolvidos no solvente.
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Ag+ Ag+
Ag+ Ag+
Ag+ Ag+
Ag+
Ag+Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
H+
H+
H+
H+H+
Ag+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Ag+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
NO3
-
Sólido 
coloidal
Solução homogênea 
(cargas balanceadas)
Camada do 
contra-íon da 
solução com 
excesso de ânions
Primeira camada de adsorção positivamente 
carregada sobre uma partícula coloidal
Figura 34 – Partícula coloidal em suspensão
Na superfície de uma partícula coloidal, podem ser retidos vários tipos de íons, que dependem de 
muitas variáveis. A carga das partículas adsorvidas para formar a suspensão, em gravimetria, pode ser 
prevista facilmente, visto que os íons contidos na estrutura estão fortemente ligados. Por exemplo, 
quando o AgNO3 é adicionado a uma solução contendo íons Cl
-, as partículas coloidais do precipitado 
estão negativamente carregadas devido à adsorção de parte do excesso de íons cloreto. Essa carga 
pode se tornar positiva quando o AgNO3 for adicionado em quantidade suficiente para formar um 
excesso de íons Ag+. A carga superficial é muito pequena quando na falta de excesso de qualquer 
um dos íons na solução.
Com a elevação da concentração do íon, a carga de uma determinada partícula e a extensão da adsorção 
aumentam rapidamente. Desta forma, as superfícies dos núcleos formados ficam cobertas pelos íons absorvidos 
e a carga permanece constante, independente da concentração (SKOOG et al., 2009).
A figura anterior mostra uma partícula coloidal de cloreto de prata em uma solução que contém 
um excesso de nitrato de prata. Ligada diretamente à superfície do sólido encontra-se uma camada de 
adsorção primária, que consiste em íons prata. Ao redor da partícula carregada encontra-se uma camada 
de solução, chamada de camada de contra-íon, que possui um excesso suficiente de íons negativos para 
balancear a carga da superfície da partícula (SKOOG et al., 2009).
Os íons prata inicialmente adsorvidos e a camada de contra-íon formam a dupla camada elétrica, 
que é responsável pela estabilidade da suspensão coloidal. À medida que as partículas coloidais se 
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QUÍMICA ANALÍTICA
aproximam umas das outras, essa dupla camada exerce uma força eletrostática repulsiva, impedindo 
que as partículas venham a colidir e se agrupar.
Grande 
excesso de 
AgNO3
Grande 
excesso de 
AgNO3
Pequeno 
excesso de 
AgNO3
Ca
rg
a 
ef
et
iv
a
Distância da superfície
+Q1+Q1
+Q2
d2 d1 d300
0 0
(a) (b)
Baixa concentração 
de eletrólito
Alta concentração 
de eletrólito
Figura 35 – O efeito do nitrato de prata e da concentração do eletrólito na espessura 
da dupla camada que recobrea partícula coloidal de AgCl
Na figura anterior podemos observar a carga efetiva em duas partículas de cloreto de prata. 
A curva superior representa uma partícula em solução que contém excesso de nitrato de prata, enquanto a 
curva inferior exibe uma partícula que está presente em uma solução que apresenta concentração 
muito menor de AgNO3. A carga efetiva pode ser entendida como uma força repulsiva que a 
partícula exerce em outras partículas iguais em solução. Notamos que a carga efetiva diminui 
rapidamente, à medida que a distância da superfície aumenta e se aproxima de zero nos pontos 
d1 e d2. Essas reduções na carga efetiva, positiva, nos dois casos, são geradas pela negativa 
do excesso de contra-íons presentes na dupla camada ao redor de cada partícula. Nos pontos 
d1 e d2, o número de contra-íons na camada é igual ao número de íons inicialmente adsorvidos à 
superfícies das partículas, por isso a carga efetiva das partículas se aproxima de zero neste ponto 
(SKOOG et al., 2009).
A parte superior da figura a seguir mostra duas partículas de cloreto de prata e suas camadas 
de contra-íons conforme elas se aproximam uma da outra, na mesma solução concentrada de 
AgNO3. Note que a carga efetiva das partículas previne que elas se aproximem uma da outra 
a uma distância menor que 2d1, que é uma distância muito grande para que a coagulação 
ocorra. Na parte de baixo da figura, podemos observar na solução mais diluída de AgNO3 que 
as duas partículas podem ser aproximar dentro da distância 2d2 uma da outra. À medida 
que a concentração de nitrato de prata diminui ainda mais, a distância entre as partículas 
vai diminuindo, de forma que as forças de aglomeração sejam efetivas, surgindo então um 
precipitado coagulado (SKOOG et al., 2009).
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Unidade II
Partícula Dupla 
camada
2d1
2d2
Figura 36 – A dupla camada elétrica de um coloide
A dupla camada elétrica de um coloide consiste em uma camada de carga adsorvida 
na superfície da partícula e uma camada de carga oposta da solução que está ao seu redor. 
O aumento de concentração do eletrólito diminui o volume da camada de contra-íon, aumentando 
as chances de coagulação.
A coagulação de uma suspensão coloidal pode ser realizada, muitas vezes, por um curto período 
de aquecimento, principalmente se for acompanhada de agitação. O aquecimento reduz o número 
de íons adsorvidos e a espessura di da dupla camada. As partículas podem ter energia cinética 
suficiente a temperaturas altas para superar a barreira da proximidade imposta pela dupla camada 
(SKOOG et al., 2009).
 Lembrete
As partículas de uma suspensão coloidal não são facilmente filtradas. 
Para reter essas partículas, o poro do filtro deve ser tão pequeno que 
a filtração torna-se muito lenta. Com o tratamento adequado, as 
partículas coloidais individuais podem ser agrupadas formando um 
sólido amorfo filtrável.
Podemos coagular um coloide elevando a concentração do eletrólito em solução. Adicionando uma 
substância iônica adequada a uma suspensão coloidal, aumentamos a concentração de contra-íons 
próximo às partículas. Assim, o volume da solução apresentará contra-íons em quantidade suficiente 
para equilibrar a carga da camada de adsorção primária, diminuindo-a. Desta forma, a adição de um 
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QUÍMICA ANALÍTICA
eletrólito diminui do tamanho da camada do contra-íon, como pode ser observado na figura 35B. As 
partículas coagulam, pois podem se aproximar umas das outras (SKOOG et al., 2009).
O processo no qual um coloide coagulado volta ao seu estado original é chamado de peptização. Isso 
pode ocorrer durante a lavagem, quando parte do eletrólito utilizado na coagulação pode ser lavado 
juntamente com as impurezas. Uma vez sem o eletrólito, o volume da camada do contra-íon aumenta, 
restabelecendo as forças de repulsão responsáveis pelo estado original do coloide e suas partículas se 
separam umas das outras As lavagens tornam-se turvas à medida que os sólidos se dispersam e passam 
pelo filtro. 
Esse é um dos maiores problemas encontrados por um analista, quando trabalha com a coagulação 
de coloides. Para eliminar impurezas, é necessário lavar o precipitado, porém o risco de peptização é 
maior, se o precipitado for lavado com água. Para evitar a peptização, as lavagens devem ser realizadas 
com uma solução de eletrólito de fácil volatilização quando o sólido for secado ou calcinado.
Podemos citar como exemplo o AgCl, que, quando lavado com uma solução diluída de HNO3, o 
precipitado pode ficar contaminado pelo ácido, porém, durante a secagem, o ácido nítrico pode ser 
eliminado por volatilização (SKOOG et al., 2009). 
Os coloides são melhor precipitados a partir de soluções aquecidas e agitadas contendo eletrólito 
suficiente para garantir a coagulação. A filtrabilidade de um coloide coagulado melhora quando o 
deixamos descansar por uma hora ou mais em contato com a solução a partir da qual ele foi produzido. 
Durante esse processo, chamado de digestão, as moléculas de água ligadas fracamente parecem se 
soltar do precipitado e o resultado é uma massa mais densa e mais fácil de filtrar.
Os precipitados cristalinos, em geral, são mais fáceis de filtrar e purificar que os coloides coagulados. 
Assim, o tamanho de partículas cristalinas individuais pode ser controlado em certa extensão, 
aumentando sua filtrabilidade (SKOOG et al., 2009).
Com a elevação de S e a diminuição de Q na equação de Von Weimarn, podemos melhorar o 
tamanho da partícula de um precipitado cristalino. Para diminuir Q, geralmente utilizamos soluções 
diluídas e a adição lenta e sob agitação do reagente precipitante. Porém, para elevarmos o valor de S é 
necessário realizar a precipitação a partir de uma solução quente ou ajustando o pH do meio contendo 
o precipitado.
A digestão de precipitados cristalinos, geralmente, forma precipitados mais puros. Isso pode ser feito 
deixando a solução em repouso por algum tempo após a formação do sólido, facilitando a filtração. 
A melhor filtrabilidade é obtida por meio da dissolução e da cristalização, que se processam de forma 
contínua, em maior velocidade, a temperaturas elevadas (SKOOG et al., 2009).
Quando partículas adjacentes se ligam entre si, formando agregados cristalinos maiores e mais 
fáceis de filtrar, chamamos esse processo de recristalização. Acredita-se que, se a digestão for realizado 
sob agitação, ainda pode ocorrer uma leve melhora na filtração. 
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Unidade II
O processo no qual os compostos solúveis são eliminados de uma solução durante a formação 
de um precipitado é chamado de coprecipitação. É importante ressaltar que a contaminação de 
um sólido por uma segunda substância cujo produto de solubilidade seja maior não é considerada 
como uma coprecipitação.
Existem quatro tipos de coprecipitação: adsorção superficial, formação de cristal misto, oclusão e 
aprisionamento mecânico. Os dois primeiros processos baseiam-se no equilíbrio, enquanto os outros 
dois possuem sua origem no crescimento do cristal (SKOOG et al., 2009).
Adsorção superficial
Geralmente, a adsorção é uma das causas mais comuns de coprecipitação, levando a uma elevada 
contaminação de precipitados com grandes áreas superficiais, principalmente os coloides coagulados. 
Embora a adsorção ocorra em sólidos cristalinos, seus efeitos na pureza não são geralmente detectáveis 
em razão da área superficial relativamente pequena desses sólidos.A adsorção não pode ser minimizada durante a coagulação, pois, geralmente, o sólido ainda 
possui uma elevada área superficial interna, que continua em contato com o solvente, como podemos 
observar na figura a seguir. A impureza coprecipitada na superfície do coloide coagulado é formada 
por um íon do retículo cristalino adsorvido na superfície previamente à coagulação, mais o contra-íon 
de carga oposta que permanece no filme da solução imediatamente adjacente à superfície do 
sólido. Como consequência, esse processo causa o arraste de um composto solúvel na forma de um 
contaminante superficial. Como o AgCl coagulado, formado na determinação gravimétrica de íons 
Cl-, pode estar contaminado com íons prata adsorvidos previamente e com nitrato ou outro ânion 
na camada do contra-íon. Desta forma, o AgNO3 um composto solúvel, é coprecipitado com o AgCl 
(SKOOG et al., 2009).
Figura 37 – Coloide coagulado
Durante o processo de digestão, a água é eliminada do sólido, formando uma massa mais densa, que 
apresenta uma área superficial menor para absorção, melhorando a pureza dos coloides coagulados.
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QUÍMICA ANALÍTICA
É importante que a lavagem de um coloide coagulado seja feita com uma solução de eletrólito 
volátil, pois qualquer eletrólito não volátil presente, para promover a coagulação, pode ser deslocado 
pela espécie volátil. Geralmente, a lavagem não elimina os íons fortemente adsorvidos, devido à atração 
destes pela superfície do precipitado. A troca normalmente ocorre entre os contra-íons e os íons que 
compõem o líquido de lavagem. Como a espécie que é preferencialmente adsorvida na determinação 
da prata pela precipitação com cloreto, o Cl-. A lavagem realizada com uma solução ácida transforma 
a camada de contra-íons em íons hidrogênio, de maneira que os íons cloreto e hidrogênio podem ser 
absorvidos pelo sólido. Assim, o ácido clorídrico pode ser volatilizado durante o processo de secagem do 
precipitado (SKOOG et al., 2009).
Infelizmente, sempre há impurezas em um coloide coagulado, mesmo após muitas lavagens. 
Devemos considerar cerca de 1 a 2 ppt (partes por trilhão), a mesma consideração deve ser feita para 
coprecipitação, como uma coprecipitação do AgNO3 em AgCl. Porém, a coprecipitação de hidróxidos 
de metais pesados em Fe2O3.H2O ou Al2O3 pode gerar erros bem maiores, os quais são inaceitáveis 
(SKOOG et al., 2009).
A reprecipitação pode ser usada para reduzir os efeitos da adsorção. Assim, devemos redissolver o 
sólido filtrado e reprecipitá-lo. De forma geral, o primeiro precipitado leva somente a fração de impurezas 
presente no solvente original. Dessa maneira, a solução contendo o precipitado redissolvido apresenta 
uma concentração muito menor de impurezas que a original e ainda pode ocorrer menos adsorção 
durante a segunda precipitação. A reprecipitação aumenta o tempo de análise, muitas vezes necessária 
para precipitados como os Fe2O3.H2O ou Al2O3, que possuem tendência de adsorver os hidróxidos de 
cátions de metais como cádmio, zinco e manganês (SKOOG et al., 2009).
Formação de cristal misto
Um dos íons do retículo cristalino de um sólido é substituído por um íon de outro elemento. Para 
que essa troca aconteça, é preciso que os dois íons tenham tamanhos semelhantes, a mesma carga e 
pertençam à mesma classe cristalina. O sulfato de bário gerado pela adição de cloreto de bário a uma 
solução contendo íons sulfatos, chumbo e acetato apresenta contaminação por sulfato de chumbo, 
mesmo com os íons acetatos usados para complexar o chumbo e prevenir a precipitação do sulfato de 
chumbo. Neste caso, os íons chumbo substituem parte dos íons bário nos cristais de sulfato de bário. 
Podemos ainda citar outros exemplos de coprecipitação de cristal misto, como MgKPO4 em MgNH4PO4, 
SrSO4 em BaSO4 e MnS em CdS.
A extensão da contaminação do cristal misto é comandada pela lei de ação de massas e 
aumenta à medida que a razão entre o analito e o contaminante aumenta. A formação do cristal 
misto é um tipo especial de coprecipitação, pois podemos fazer muito pouco quando determinada 
contaminação está presente na matriz da amostra. Esse problema pode ser encontrado tanto em 
suspensões coloidais quanto em precipitados cristalinos. Quando ocorre a formação de cristal 
misto, o íon interferente deve ser separado antes da etapa final de precipitação. Uma alternativa 
é a utilização de um agente de precipitação diferente, que não leve à formação de cristais mistos 
(SKOOG et al., 2009).
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Unidade II
Oclusão e aprisionamento mecânico
Quando um cristal está crescendo rapidamente durante a formação do precipitado, os íons 
estranhos presentes na camada do contra-íon podem ser aprisionados, ou ocluídos, dentro do 
cristal em crescimento. Com a supersaturação e a velocidade de crescimento, que reduz à medida 
que a precipitação evolui, a quantidade de material ocluído é maior na parte dos cristais que se 
formam primeiro. 
O aprisionamento mecânico acontece quando os cristais estão muito próximos durante 
o crescimento. Muitos cristais crescem juntos e aprisionam uma porção da solução em um 
pequeno invólucro. São mínimos quando a velocidade de formação do precipitado é lenta, ou 
seja, sob condições de supersaturação baixa. Além disso, a digestão é muito útil na minimização 
da coprecipitação. A dissolução rápida e a representação que ocorrem sob as temperaturas 
elevadas de digestão abrem os invólucros e permitem que as impurezas escapem para a solução 
(SKOOG et al., 2009).
As impurezas coprecipitadas podem causar erros negativos ou positivos em uma análise. Se o 
contaminante não é o composto do íon que está sendo determinado, sempre vai resultar em um erro 
positivo. Desta forma, o erro positivo é observado quando o cloreto de prata coloidal absorve o nitrato 
de prata durante a análise do cloreto.
Por outro lado, quando o contaminante contém o íon que está sendo analisado, podemos observar 
erros positivos e negativos. Por exemplo: na determinação de bário pela precipitação como sulfato 
de bário pode ocorrer a oclusão de outros sais de bário. Se o contaminante ocluído for o nitrato de 
bário, um erro positivo pode ser observado, visto que este composto possui massa molar maior do que 
o sulfato de bário que deveria ser gerado se a coprecipitação não tivesse acontecido. Se o cloreto de 
bário for o contaminante, o erro será negativo, pois sua massa molar é menor do que a do sal de sulfato 
(SKOOG et al., 2009).
6.2 Precipitação a partir de uma solução homogênea
Quando o precipitado é formado em uma solução homogênea, o agente precipitante é formado 
em uma solução contendo o analito como intermediário por meio de uma reação lenta. Os excessos 
localizados do reagente não ocorrem, pois o agente precipitante é formado gradativamente e de forma 
homogênea na solução e reage imediatamente com o analito. Como resultado, a supersaturação relativa 
é mantida baixa durante todo o processo de precipitação. Geralmente, os precipitados formados em 
soluções homogêneas, independentemente de serem coloidais ou cristalinos, são mais adequados para 
as análises que os sólidos gerados pela adição direta de um reagente precipitante.
Algumas vezes a ureia é usada na formação homogênea de íons hidróxido, como podemos observar 
na reação a seguir (SKOOG et al., 2009):
(H2N)2CO + 3H2O CO2 + 2NH4
+ + 2OH-
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QUÍMICA ANALÍTICA
Esta hidrólise se processa de forma lenta atemperaturas inferiores a 100 °C, e são necessárias entre 
uma e duas horas para se completar toda a precipitação. A ureia é muito importante na precipitação 
de óxidos hidratados a partir de seus sais básicos. Como exemplo, os óxidos hidratados de ferro III 
e de alumínio, gerados pela adição direta de base, formam massas gelatinosas e volumosas que são 
muito contaminadas e de difícil filtração. Quando esses mesmos óxidos são formados em soluções 
homogêneas do íon hidróxido, são densos e de fácil filtração e possuem uma pureza considerável. 
A figura a seguir mostra os precipitados de óxidos hidratados de ferro III gerados pela adição direta da 
base e precipitado formado em solução homogênea com o uso de ureia. A precipitação homogênea de 
precipitados cristalinos também resulta em aumento do tamanho do cristal e, assim, também ocorre 
uma melhoria na sua pureza (SKOOG et al., 2009).
Figura 38 – Formação de hidróxido de ferro III (esquerda: formação pela adição direta 
de amônia; direita: pela produção homogênea do hidróxido)
Na tabela a seguir podemos observar alguns métodos baseados na precipitação por reagentes que 
são formados de maneira homogênea.
Tabela 7 – Métodos para geração homogênea de reagentes precipitantes
Agente 
precipitante Reagente Reação de geração Elementos precipitados
OH- Ureia (NH2)2CO + 3H2O CO2 + NH4
+ +2OH- Al, Ga, Th, Bi, Fe, Sn
PO4
3- Fosfato de trimetila (CH3O)3PO+3H2O 3CH3OH + H2PO4 Zr, Hf
C2O4
2- Oxalato de etila (C2H5)2C2O4+2H2O 2C2H5OH + H2C2O4 Mg, Zn, Ca
SO4
2- Sulfato de dimetila (CH3O)2SO2+4H2O 2CH3OH+SO4
2- + 2H3O
+ Ba, Ca, Sr, Pb
CO3
2- Ácido tricloroacético Cl3CCOOH+2OH
- CHCl3 +CO3
2- + H2O La, Ba, Ra
H2S Tioacetaminda CH3CSNH2+H2O CH3CONH2 + H2S Sb, Mo, Cu, Cd
DMG Biacetil + hidroquinona CH3COCOCH3+2H2NOH DMG +2H2O Ni
HOQ 8-acetoxiquinolina CH3COOQ+H2O CH3COOH + HOQ Al, U, Mg, Zn
Fonte: Skoog et al. (2009, p. 309).
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Unidade II
A seguir podemos observar algumas estruturas químicas encontradas na tabela.
‡HOQ = 8-Hidroxiquinolina = 
�DMG = Dimetilglioxima = 
NO
C
C C
§CH3
CH3
*CH3
CH3
NH2
O
N
OH
N N
S
OH OH
C
Figura 39 – Fórmulas estruturais
6.3 Secagem e calcinação de precipitados
Após a filtração, um precipitado gravimétrico é aquecido até que sua massa se torne 
constante. O aquecimento remove o solvente e qualquer outra substância volátil presente 
no precipitado. Vários precipitados também são calcinados para decompor o sólido e para 
gerar compostos de composição conhecida. Esse novo composto é conhecido como forma de 
pesagem (SKOOG et al., 2009).
A temperatura necessária para produzir as formas de pesagem adequadas varia de acordo 
com o precipitado. A figura a seguir apresenta a perda de massa em função da temperatura 
para vários precipitados analíticos. Esses dados são obtidos por uma termobalança automática, 
que é um instrumento que registra a massa de uma substância continuamente à medida que 
sua temperatura é aumentada a uma velocidade constante. O aquecimento de três precipitados 
– cloreto de prata, óxido de alumínio e sulfato de bário – provoca a remoção de água e alguns 
eletrólitos voláteis, quando presentes. Observe que temperaturas significativamente diferentes 
são necessárias para produzir um precipitado anidro de massa constante. A umidade é removida 
completamente do cloreto de prata em temperaturas maiores que 110 °C, mas a desidratação do 
óxido de alumínio não se completa até temperatura maior que 1.000 °C seja alcançada. Quando 
o óxido de alumínio é formado a partir de uma solução homogênea com ureia, sua água pode ser 
removida completamente a cerca de 650 °C (SKOOG et al., 2009).
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AgCl
BaSO4
Al2O3
Al2O3 . xH2O
CaC2O3 CaO
CaC2O4
CaC2O4 . H2O
M
as
sa
0 200 400 600
Temperatura, ºC
800 1000 1200
Figura 40 – O efeito da temperatura na massa de precipitados
A curva térmica do oxalato de cálcio é a mais complexa, como podemos observar na figura anterior. 
Abaixo de 135 °C, a água não ligada é removida, para gerar a espécie mono-hidratada CaC2O4 . H2O. 
Uma alteração de massa significativa ocorre a aproximadamente 450 °C, indicando a decomposição 
do oxalato para carbonato de cálcio e monóxido de carbono. A etapa final na curva indica a conversão 
do carbonato a óxido de cálcio e dióxido de carbono. Como podemos observar, o composto pesado na 
determinação gravimétrica de cálcio baseada na precipitação do seu oxalato depende da temperatura 
de calcinação.
Controle 
do forno
G H I
JFD
C
D
E
A
B
Forno
Sensor de 
temperatura
Figura 41 – Representação da termobalança
O produto final deve possuir uma composição estável e conhecida. Porém, se a substância é 
higroscópica, retirando umidade de ar, é difícil obter sua massa com exatidão. Muitos precipitados 
contêm uma quantidade de água variável e precisam ser secos em condições que proporcionem uma 
estequiometria conhecida e livre de água.
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Unidade II
A ignição é um método muito usado para mudar a composição química de precipitados. Como a 
queima do Fe(HCO2)3 . nH2O a 850 °C por uma hora, gerando o Fe2O3 e a queima do Mg(NH4)PO4 . 6H2O 
a 1.110 °C gera o MgP2O7.
Na análise gravimétrica, uma substância é aquecida e sua massa é medida em função da temperatura. 
CO2CaO2C CO2CaO2C
. H2O
OH OHHO HO
Salicilato de cálcio monoidratado
Carbonato de cálcioÓxido de cálcio
~200 ºC
~300 ºC
~500 ºC~700 ºC
O
O
Ca
O
CaCO3CaO
Figura 42 – Decomposição do salicilato de cálcio em quatro etapas 
0
20
40
60
80
100
200 400 600 800 1000
Temperatura (ºC)
Pe
rd
a 
de
 m
as
sa
 (%
)
CaC7O3H4
CaCO3
CaO
CaC14H10O6
CaC14H10O6 . H2O
Figura 43 – Curva termogravimétrica do salicilato de cálcio
6.4 Análise gravimétrica por combustão
Uma maneira importante de análise gravimétrica foi a análise por combustão, muito utilizada 
para determinar o teor de carbono e hidrogênio em compostos orgânicos queimados com excesso de 
oxigênio, como podemos observar na figura a seguir. Em vez de pesar os produtos de combustão, os 
instrumentos modernos utilizam, para determinação dos produtos formados, a condutividade térmica, 
a absorção no infravermelho ou coulometria (HARRIS, 2008).
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QUÍMICA ANALÍTICA
Saída 
de O2
Entrada de O2
Amostra em uma 
navícula de Pt
P4O10
ou Mg(ClO4)2
P4O10
+ NaOH/amianto 
(tubo de proteção)
NaOH 
em amianto
Forno elétrico
Catalisadores
Combustor
Figura 44 – Análise elementar por combustão
Na análise gravimétrica por combustão, o produto é queimado parcialmente, passando através de 
um catalisador, que pode ser uma tela de MnO2, PbO2, CuO ou Pt, em temperaturas altas o suficiente 
para ocorrer a combustão completa da amostra em CO2 e H2O. Os produtos de combustão passam por 
um recipiente contendo pentóxido de fósforo, que absorve água, e em seguida passam por um tubo em 
U contendo aminato e NaOH, que absorve o dióxido de carbono. O aumento da massa em cada um dos 
tubos em U indica a quantidade de hidrogênio e de carbono, respectivamente, presentes na amostrainicial. Ainda existe um terceiro tubo em U contendo uma mistura de pentóxido de fósforo e aminato e 
NaOH, para evitar a entrada do ar atmosférico no sistema (HARRIS, 2008).
Na figura a seguir podemos observar um instrumento usado para determinar os teores de carbono, 
hidrogênio, nitrogênio e enxofre, simultaneamente, presentes na amostra. 
Hélio
Oxigênio Amostrador automático
Saída
Detector de 
condutividade térmica
Estação de 
tratamento 
de dados
Cromatógrafo a gás
Amostra encapsulada
850ºC
1050ºC
Cadinho de 
cerâmica
Catalisador 
de redução 
constituído
por Cu, e 
purgador de O2
Catalisador 
de oxidação 
constituído 
por WO3
N2 CO2 SO2H2O
Figura 45 – Esquema de um equipamento de análise elementar
Pesamos 2 mg de amostra, que são colocados dentro de uma cápsula de estanho e selada. 
O analisador é varrido com gás hélio, previamente tratado para remoção de oxigênio, dióxido de carbono 
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Unidade II
e água. Inicialmente, um volume de oxigênio medido em excesso é introduzido no fluxo de hélio. 
Em seguida, a cápsula de amostra é colocada dentro de um cadinho de porcelana pré-aquecido, no qual 
a cápsula funde e a amostra é oxidada rapidamente.
C, H, N, S CO2(g) + H2O (g) + N2 + SO2(g) +SO3(g)
Os produtos passam pelo catalisador de trióxido de tungstênio, quente o suficiente para completar 
a combustão do carbono a dióxido de carbono. Na região seguinte, o cobre metálico, a 850 °C, converte 
o SO2 em SO3 e retira o excesso de O2: 
Cu + SO3 
850 °C
 SO2 + CuO(s)
Cu + ½ O2 
850 °C
 CuO(S)
A mistura de dióxido de carbono, água, gás nitrogênio e dióxido de enxofre é separada por 
cromatografia gasosa, como podemos observar na figura a seguir e a concentração de cada produto é 
estabelecida pelo detector de condutividade térmica. 
Re
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os
ta
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o 
de
te
ct
or
1m/v
0 180 360
Tempo (s)
540 720
N2 CO2 SO2H2O
Figura 46 – Cromatograma de análise elementar
A figura a seguir mostra um analisador de C, H, N e S que utiliza absorbância na região do infravermelho 
para determinar teores de dióxido de carbono, dióxido de enxofre e água, e a condutividade térmica 
para determinar o teor de gás nitrogênio.
Um dos avanços mais importantes na análise elementar é a combustão espontânea, que produz uma 
curta explosão de produtos gasosos, ao invés de uma evolução lenta dos produtos por vários minutos. 
Essa característica é importante, pois a análise cromatográfica exige que a amostra seja injetada de 
uma vez só. Se isso não for feito, a banda de injeção se torna tão ampla que os produtos não podem 
ser separados.
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QUÍMICA ANALÍTICA
Figura 47 – Analisador de combustão usando absorbância no infravermelho
Na combustão instantânea, a amostra encapsulada em estanho cai diretamente dentro de um forno 
pré-aquecido, logo depois de ter começado a passar um fluxo da mistura de oxigênio 50% em volume 
/ He 50% em volume, como podemos ver na figura a seguir. O estanho da cápsula funde a 235 °C 
e é oxidado instantaneamente a óxido de estanho, liberando 594 kJ/mol e aquecendo a amostra a 
1.700-1.800 °C. Colocando a amostra antes da adição de muito oxigênio, a decomposição da amostra 
ocorre antes da oxidação, que inibe a formação de óxidos de nitrogênio (HARRIS, 2008).
120
Tempo (s)
90 60 30 0
Combustão 
instantânea
Entrada da 
amostra
Início
N2 eluído
O2 injetado
Figura 48 – Sequência de eventos na combustão espontânea
Os analisadores que determinam C, H e N, mas não determinam S, usam catalisadores que são bem 
mais otimizados que o processo de oxidação. O catalisador de oxidação é o óxido de cromo III. O gás 
passa por óxido de cobalto, revestido por prata, aquecido, para absorver os halogênios e o enxofre. 
Uma coluna de cobre quente retira o excesso de oxigênio.
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Unidade II
A análise de oxigênio exige uma estratégia diferente. A amostra é decomposta termicamente, em 
ausência total de qualquer adição de oxigênio. Os produtos gasosos passam por carbono niquelado 
a 1.075 °C, de forma a converter o oxigênio proveniente da amostra em monóxido de carbono (CO). 
Os outros produtos resultantes da reação incluem o gás nitrogênio, o gás hidrogênio, o metano 
e halogenetos de hidrogênio. Os produtos ácidos são absorvidos em NaOH e os gases restantes são 
separados e determinados por cromatografia gasosa com um detector de condutividade térmica.
Para compostos halogenados, a combustão gera HX (X = halogênio), N2, H2O e CO2. O HX é retido 
na solução aquosa e titulado com íons prata em um coulômetro. Esse instrumento conta os elétrons 
gerados durante a reação com HX (HARRIS, 2008).
Na tabela a seguir podemos observar os resultados de cinco análises consecutivas de 
acetanilida pura em dois instrumentos comerciais diferentes. Os analistas geralmente consideram 
um resultado dentro de ±0,3 da porcentagem teórica de um elemento como uma boa evidência 
de que o composto tem a fórmula esperada. Para o nitrogênio da acetanilida, ±0,3 corresponde a 
um erro relativo de 0,3/10,36 = 3%, um valor que não é difícil de se alcançar. Para o carbono, ±0,3 
corresponde a um erro relativo de 0,3/71,09 = 0,4%, um valor que não é tão fácil. O desvio padrão 
no teor de carbono no instrumento 1 é 0,41/71,17 = 0,6% e no instrumento 2 é de 1,1/71,22 = 1,5%.
Compostos de silício, podem ser analisados por combustão com flúor elementar (F2), em um vaso de 
níquel, produzindo SiF4 volátil e produtos fluoretados de todos os elementos da tabela periódica, exceto 
Kr, Ar, Ne, He, N, O. Todos os produtos de combustão, presentes em maiores ou menores quantidades, 
podem ser então determinados por espectrometria de massa. O nitrogênio presente no SiN3 e alguns 
outros nitretos metálicos podem ser analisados por aquecimento a 3.000 °C em uma atmosfera inerte 
para liberar gás nitrogênio, o qual é determinado por condutividade térmica em um equipamento 
semelhante ao da figura anterior.
Tabela 8 – C, H, N em acetanilida
Elemento Valor teórico (% em mssa) Instrumento 1 Instrumento 2
C 71,09 71,17 ± 0,41 71,22 ± 1,1
H 6,71 6,76 ± 0,12 6,84 ± 0,10
N 10,36 10,34 ± 0,08 10,33 ± 0,13
Fonte: Harris (2008, p. 702).
6.5 Aplicações dos métodos gravimétricos
Os métodos gravimétricos foram desenvolvidos para a maioria dos íons inorgânicos e para as espécies 
neutras, como água, dióxido de carbono, dióxido de enxofre e iodo. Uma grande variedade de compostos 
orgânicos também pode ser determinada por análise gravimétrica. Podemos citar como exemplos a 
lactose em derivados do leite, fenolftaleína em laxantes, salicilatos em preparações farmacêuticas, 
nicotina em pesticidas, benzaldeídos em extrato de amêndoas e colesterol em cereais. Os métodos 
gravimétricos são um dos métodos analíticos mais usados (SKOOG et al., 2009).
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QUÍMICA ANALÍTICA
Os métodos gravimétricos não requerem curva de calibração, pois os resultados podem ser calculados 
diretamente a partir dos dados experimentais e massas atômicas. Dessa forma, quando apenas uma ou 
duas amostras devem ser analisadas, um procedimento gravimétrico pode ser o método escolhido, uma 
vez que ele necessita de menos tempo e esforço do que um procedimento que precise de padrõese 
curva de calibração (SKOOG et al., 2009).
Os agentes precipitantes inorgânicos mais usuais estão listados no quadro a seguir. Esses reagentes 
geram sais pouco solúveis, ou óxidos hidratados, com a amostra. Notamos que existem algumas entradas 
para cada reagente e poucos reagentes inorgânicos seletivos.
Quadro 4 – Agentes precipitantes inorgânicos
Agente precipitante Elemento precipitado
NH3 (aq) Be (BeO), Al (Al2O3), Se (Se2O3), Cr (Cr2O3), Fe (Fe2O3), Ga (Ga2O3), In (In2O3)
H2S
Cu (CuO), Zn (ZnO ou ZnSO4), Ge (GeO2), As (As2O3 ou As2O5), Mo (MoO3), Sn (SnO2), Sb 
(Sb2O3 ou Sb2O5), Bi (Bi2S3)
(NH4)2S Hg (HgS), Co (Co3O4)
(NH4)2HPO4 Mg (Mg2P2O7), Al (AlPO4), Mn (Mn2P2O7), Zr (Zr2P2O7), Cd (Cd2P2O7), Bi (BiPO4)
H2SO4 Li, Mn, Sr,Cd, Pb, Ba (todos com sulfatos)
H2PtCl6 K (K2PtCl6 ou Pt), Rb (Rb2PtCl6), Cs (Cs2PtCl6)
H2C2O4 Ca (CaO), Sr (SrO), Th (ThO2)
(NH4)2MoO4 Cd (CdMoO4), Pb (PbMoO4)
HCl Ag (AgCl), Hg (Hg2Cl2) Na ( como NaCl do álcool butílico), Si (SiO2)
AgNO3 Cl (AgCl), Br (AgBr), T (AgT)
(NH4)2CO3 Bi (Bi2O3)
NH4SCN Cu [Cu2(SCN)2]
NaHCO3 Ru, Os, Ir (precipitados como óxidos hidratados: reduzidos com H2 ao estado metálico)
HNO3 Sn (SnO2)
H5IO6 Hg [Hg(IO6)2]
NaCl, Pb(NO3)2 F (PbClF)
BaCl2 SO4
2- (BaSO4)
MgCl2, NH4Cl PO4
3- (MgP2O7)
O negrito indica o método preferido de análise gravimétrica para o elemento ou íon. O precipitado pesado está indicado 
entre parênteses. O sublinhado mostra o método mais confiável
Fonte: Skoog et al. (2009, p. 313).
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Unidade II
O quadro a seguir apresenta alguns reagentes que transformam a amostra na sua forma elementar 
para pesagem.
Quadro 5 – Agentes redutores empregados em métodos gravimétricos
Agente redutor Analito
SO2 Se, Au
SO2 + H2NOH Te
H2NOH Se
H2C2O4 Au
H2 Re, Ir
HCOOH Pt
NaNO2 Au
SnCl2 Hg,
Redução eletrolítica Co, Ni, Cu, Zn, Ag, In, Sn, Sb, Cd, Re, Bi
Fonte: Skoog et al. (2009, p. 314).
Os agentes precipitantes orgânicos ainda vêm sendo desenvolvidos para determinação em análise 
gravimétrica de espécies inorgânicas. Vários destes reagentes são muito mais seletivos em suas reações 
que a maioria dos reagentes inorgânicos listados (SKOOG et al., 2009).
Existem dois tipos de reagentes orgânicos. Um que forma produtos não iônicos pouco solúveis, 
chamados compostos de coordenação, outro que gera produtos nos quais há formação de uma ligação 
iônica entre um composto inorgânico e o reagente.
Os reagentes orgânicos que formam produtos de coordenação são muito pouco solúveis e contêm 
pelo menos dois grupos funcionais. Cada um deles é capaz de se ligar a um cátion, dando um par de 
elétrons. Os grupos funcionais estão localizados nas moléculas de maneira que o anel de cinco ou seis 
membros resulte da reação. Os reagentes que geram compostos desse tipo são chamados de agentes 
quelantes e seus produtos são denominados quelatos (SKOOG et al., 2009).Os quelatos são compostos 
organometálicos nos quais o metal é parte de um ou mais anéis com cinco ou seis membros. O quelato 
mostrado aqui é o heme, que é uma parte da hemoglobina, a molécula transportadora do oxigênio 
no sangue humano. Observe os quatro anéis de seis membros que são formados com Fe2+. Podemos 
observar o quelato na figura a seguir.
Figura 49 – Quelato
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QUÍMICA ANALÍTICA
Os quelatos metálicos são apolares e, por isso, possuem pouca solubilidade em água, mas alta 
solubilidade em solventes orgânicos. Em geral, essas substâncias possuem baixa densidade e são muitas 
vezes facilmente desidratadas a baixas temperaturas. Dois reagentes quelantes amplamente utilizados 
serão descritos a seguir (SKOOG et al., 2009).
8-Hidroxiquinolina (Oxina)
Cerca de duas dúzias de cátions geram quelatos pouco solúveis com a 8-hidroxiquinolina. A estrutura 
do 8-hidroxiquinolato de magnésio é típica desses quelatos, como podemos observar na figura a seguir.
A solubilidade dos 8-hidroxiquinolatos metálicos varia muito dependendo do cátion e são 
dependentes do pH, pois a 8-hidroxiquinolina está sempre desprotonada durante as reações de quelação. 
Mas podemos conseguir um alto grau de seletividade na utilização da 8-hidroxiquinolina através do 
controle de pH (SKOOG et al., 2009).
Figura 50 – Complexo de magnésio com a 8-hidroxiquinolina
Dimetilglioxima
A dimetilglioxima é um reagente precipitante inorgânico de especificidade sem paralelo. 
Somente o níquel II é precipitado a partir de uma solução fracamente básica. A reação é 
apresentada na figura a seguir.
Figura 51 
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Unidade II
Este precipitado é tão volumoso que somente pequenas quantidades de níquel podem ser 
manipuladas convenientemente. O sólido também apresenta uma tendência enorme de se aderir às 
paredes do frasco à medida que é filtrado e lavado. O precipitado é seco a 110 °C e tem a composição 
indicada na reação anterior.
Quando a dimetilglioxima é adicionada a uma solução levemente alcalina de Ni2+ aquoso (que pode 
ser observada na próxima figura), um precipitado vermelho brilhante de Ni(C4H7N2O2)2 é gerado, como 
mostrado no béquer à direita (SKOOG et al., 2009).
Figura 52 – Precipitado do complexo dimetilglioxima e níquel II
Tetrafenilborato de sódio
O tetrafenilborato de sódio (C6H5)4B
-Na+ é um exemplo de um agente precipitante orgânico que 
forma precipitados na forma de sais. Em soluções resfriadas de ácidos minerais, é um precipitante quase 
específico para íons amônio e potássio. Os precipitados têm composições estequiométricas e contêm 
um mol de íon potássio ou amônio para cada mol do íon tetrafenilborato. Essas substâncias iônicas 
são filtradas facilmente e podem ser secas a massa constante e temperaturas entre 105 °C e 120 °C. 
Somente mercúrio II, rubídio de um tratamento preliminar e césio interferem e precisam ser removidos 
por meio de um tratamento preliminar. Podemos observar a estrutura do tetrafenilborato de sódio na 
figura a seguir (SKOOG et al., 2009).
Figura 53 – Tetrafenilborato de sódio
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QUÍMICA ANALÍTICA
Muitos reagentes provocam reações seletivas com determinados grupos funcionais e assim podem 
ser usados para determinação de muitos compostos contendo esses grupos. A seguir, podemos observar 
uma lista de agentes gravimétricos para grupos funcionais. Várias reações apresentadas também podem 
ser utilizadas para determinações volumétricas e espectrofotométricas (SKOOG et al., 2009).
Tabela 9 – Métodos gravimétricos para grupos funcionais orgânicos
Gurpo funcional Base do método Reação e produto pesado
Carbonila Massa do precipitado com 2,4-dinitrofenil hidrazina
RCHO + H2NNHC6H3(NO2)2 R-CH=NNC6H3(NO2)2 (s) + 
H2O (RCOR’ reage de forma similar)
Carbonila aromática
Massa de CO2 formada a 
230 ºC 
em quinolina; CO2 destilado, 
absorvido e pesado
ArCHO 
230ºC
CaCO3
 Ar + CO2(g)
Metoxila e etoxila
Massa de AgI formada após 
destilação e decomposição do 
CH3I ou C2H5I
ROCH3 + HI ROH + CH3I
RCOOCH3 + HI RCOOH + CH3I
ROC2H5 + HI ROH + C2H5I
CH3I + Ag + H2O AgI + CH3OH
Nitro aromática Perda de massa de Sn RNO2 + 3/2 Sn(s) +6H
+ RNH2 + 3/2 Sn
4+ + 2H2O 
Azo Perda de massa de Cu RN=NR’ + 2Cu(s) + 4H+ R’NH2 + 2 Cu
2+
Fosfato Massado sal de Ba ROPO(OH)2+Ba
2+ ROPO(O2)Ba(s) + 2H
+
Ácido sulfâmico Massa de BaSO4 após a oxidação com HNO2
RNHSO3H + HNO2 + Ba
2+ ROH + BaSO4(s) + N2 + 2H
+
Ácido sulfínico Massa de Fe2O3 após calcinação do sulfinato de ferro III
3ROSOH + Fe3+ (ROSO)3Fe(s) + 3H
+
(ROSO)3Fe + O2 CO2 + H2O + SO2 + Fe2O3 (s) 
Fonte: Skoog et al. (2009, p. 315).
6.6 Gravimetria de volatilização
Os dois métodos gravimétricos mais comuns baseados na volatilização são aqueles para determinação 
de água e dióxido de carbono. 
A água é destilada quantitativamente a partir de muitos materiais por aquecimento. Na determinação 
direta, o vapor é coletado em qualquer um dos sólidos secantes e sua massa é estimada a partir da massa 
ganha pelo secante. O método indireto, no qual a quantidade de água é estimada a partir da massa da amostra 
durante o aquecimento, é menos preciso, visto que requer a certeza de que a água é o único componente 
volátil. Essa afirmação, muitas vezes, é injustificada, pois o aquecimento de muitas substâncias resulta em 
sua decomposição e, em consequência, teremos variação de massa não relacionada com a presença da água. 
Apesar disso, o método indireto tem tido amplo uso na determinação de água em itens comerciais. Podemos 
adquirir um instrumento semiautomático de determinação de umidade em grãos de cereais, por exemplo. 
Esse instrumento consiste de uma balança de plataforma na qual uma amostra de 10 g é aquecida com uma 
lâmpada infravermelha. A umidade percentual é medida diretamente (SKOOG et al., 2009).
Podemos citar como exemplo um procedimento gravimétrico envolvendo a volatilização de dióxido 
de carbono e a determinação da quantidade de bicarbonato de sódio presente em comprimidos 
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Unidade II
antiácidos. Desta forma, uma massa da amostra de comprimidos finamente triturados é tratada com 
ácido sulfúrico diluído para converter o bicarbonato de sódio em dióxido de carbono.
 NaHCO3(aq) + H2SO4(aq) CO2(g) + H2O(l) + NaHSO4(aq)
Como podemos observar na figura a seguir, essa reação ocorre em um frasco conectado a um tubo 
de absorção previamente pesado contendo o absorvente ascarite II, o qual consiste em NaOH absorvido 
em silicato não fibroso. Este material retém o CO2 por meio da reação:
 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
Nitrogênio
Vapor de água e CO2 CO2
CaSO4NaoH em silicato
não fibroso (Ascarite)
CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O
Mistura reacional contendo 
bicarbonato e ácido sulfúrico
Tubo de secagem contendo 
CaSO4 (Drierita)
Figura 54 – Aparato para volatilização gravimétrica
O tubo de absorção também requer um secante antes dele, para reter o vapor de água formado 
pela reação. 
Os sulfetos e sulfitos também podem ser determinados por volatilização. O sulfeto de hidrogênio ou 
dióxido de enxofre presentes na amostra após o tratamento com o ácido é coletado em um absorvente 
adequado. O método clássico de determinação de carbono e hidrogênio em compostos orgânicos é o 
procedimento de volatilização gravimétrica no qual os compostos formados na combustão (CO2 e H2O) 
são coletados de maneira seletiva em absorventes previamente pesados. O aumento da massa serve 
como parâmetro analítico (SKOOG et al., 2009).
 Lembrete
O métodos gravimétricos possuem vantagens como: serem baratos, 
e geralmente são empregados para calibrar ou validar análises de rotina 
feitas com instrumentos.
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QUÍMICA ANALÍTICA
6.7 Métodos eletrogravimétricos
A deposição eletrolítica tem sido empregada há mais de cem anos na determinação gravimétrica 
de metais. Na maioria das aplicações, o metal é depositado em um cátodo de platina pesado 
previamente e o aumento de massa é calculado. Alguns métodos empregam a deposição anódica, 
a determinação de chumbo como dióxido de chumbo em platina ou cloreto como cloreto de prata 
em prata (SKOOG et al., 2009).
Existem dois tipos de métodos eletrogravimétricos. Em um deles não é exercido qualquer controle no 
potencial do eletrodo de trabalho e o potencial de célula aplicado é mantido em um nível mais ou menos 
constante, o que fornece uma corrente alta o suficiente para completar a eletrólise em um intervalo de tempo 
razoável. O segundo tipo é o método de potencial controlado ou método potenciostático (SKOOG et al., 2009).
Os procedimentos eletrolíticos nos quais nenhum esforço é realizado no sentido de controlar o 
potencial de eletrodo de trabalho utilizam equipamentos simples e de baixo custo e precisam de pouca 
atenção do operador. Nesses procedimentos, o potencial aplicado à célula é mantido em um nível mais 
ou menos constante durante a eletrólise (SKOOG et al., 2009).
Como podemos observar na figura a seguir, o equipamento para eletrodeposição analítica sem 
controle do potencial do cátodo consiste em uma célula adequada e uma bateria de corrente contínua 
de 6 a 12 V. A voltagem aplicada à célula é controlada por um resistor variável (R). Um medidor de 
corrente e um voltímetro indicam a corrente aproximada e a tensão aplicada. Para realizar uma eletrólise 
analítica com esse sistema, a tensão aplicada é ajustada com o potenciômetro R para fornecer uma 
corrente de vários décimos de ampere. Então, a voltagem é mantida próxima do nível inicial até que se 
considere completa a deposição.
Medidor de 
corrente
Cátodo de 
rede de Pt
Béquer 
alto Ânodo de Pt
Motor
Voltímetro
6 a 12 V cc R
A
V
Figura 55 – Equipamento de eletrodeposição de metais sem controle do potencial do cátodo
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Unidade II
A figura mostra uma célula típica para a deposição de um metal em um eletrodo sólido. Geralmente, 
o eletrodo de trabalho tem uma área grande o suficiente no formato de uma rede cilíndrica de platina 
de 2 ou 3 cm de diâmetro e cerca de 6 cm de comprimento. Os cátodos na forma de redes de platina e de 
várias ligas também têm sido usados. O ânodo toma a forma de uma barra de agitação sólida de platina 
que se localiza dentro do cátodo e é conectada a ele por meio do circuito externo (SKOOG et al., 2009).
Um metal depositado eletroliticamente deve ser fortemente aderente, denso e uniforme, podendo 
ser lavado, seco e pesado sem perda mecânica ou por reação com o ar atmosférico. Bons depósitos 
metálicos são finamente granulados e têm brilho metálico. Precipitados esponjosos, na forma de pó 
ou flocos, são frequentemente menos puros e menos aderentes que depósitos finalmente granulados. 
Baixas densidades de corrente formam os melhores depósitos, geralmente menores que 0,1 mA . cm-1. 
Uma agitação suave geralmente melhora a qualidade do depósito. Os efeitos da temperatura são 
imprevisíveis e precisam ser determinados empiricamente.
Normalmente, quando os metais são depositados a partir de soluções de complexos metálicos, 
eles formam filmes mais uniformes e aderentes do que quando depositados a partir de íons simples. 
Complexos de cianeto e amônia geralmente fornecem os melhores depósitos. As razões para esse efeito 
não são óbvias (SKOOG et al., 2009).
A eletrólise, sob um potencial de célula constante, limita-se à separação dos cátions facilmente reduzíveis 
daqueles que são difíceis de serem reduzidos, como o íon nitrato e o íon hidrogênio. A razão para esta limitação 
é apresentada na figura a seguir, na qual podemos observar as variações de corrente, a queda de potencial 
Ôhmico (IR) e o potencial do cátodo durante a eletrólise que ocorre na célula mostrada