Determinação gravimétrica de cálcio em calcário - grupo 4

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Universidade Federal Rural do Rio de 
Janeiro 
 
Instituto de Química 
Departamento de Química Analítica 
IC 610 – QUÍMICA ANALÍTICA II 
Turma T0 
 
Determinação gravimétrica de 
cálcio em calcário 
 
Elizielma de Jesus Fernandes – 20190042939 
Henzo Moura Carvalho Cruz – 20200002890 
Isabella Gonçalves de Medeiros Carvalho - 2016200446 
Julia Moreira Martins – 2016025237 
Larissa Paula Nascimento Oliveira – 20190028250 
Lunna Mirelle dos Anjos Santos – 20190074549 
Mariane Ferreira de Freitas – 20190044414 
2021 - I 
 
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1.INTRODUÇÃO 
1.1. Cálcio 
O cálcio é um metal alcalino terroso de baixa dureza que pertence à família 
2A na tabela periódica. Seu símbolo é o Ca, número atômico 20 a massa atômica 
40u. Ele tem uma cor branco prateado e em estado puro pode ser altamente 
reativo dificultando o seu encontro, porém em contato com o ar atmosférico 
forma o óxido de cálcio (CaO) também conhecido como cal. A cal possui grande 
importância para a indústria de construção civil, pois é matéria-prima para a 
fabricação de cerâmicas utilizadas como piso e de argamassa, fundamental para 
a instalação de diferentes tipos de piso. Quando o cálcio é retirado do calcário, 
é componente do cimento do tipo Portland. Já quando é extraído da gipsita serve 
para a fabricação de gesso, que nada mais é que a substância cozida em baixa 
temperatura. Ele também é encontrado nos ossos dos animais, laticínios e 
dissolvidos em águas subterrâneas. 
1.2. O que é calcário? 
Calcário é uma a rocha de origem sedimentar constituída 
dominantemente de carbonato de cálcio (CaCO3) podendo, em razão da 
estrutura e/ou aparição de outros compostos, receber denominações variadas. 
Calcário é um dos bens minerais de maior gama de utilização na indústria e o 
terceiro mineral mais abundante além de ser muito útil e versátil. 
A grande parte das rochas de precipitação química é de natureza 
carbonatada. A água meteórica não é pura, mas sim uma solução diluída 
de ácido carbónico. Este é um ácido fraco subsequente da combinação da água 
com o dióxido de carbono presente na atmosfera. As águas pluviais sendo 
ácidas reagem com os calcários, gerando hidrogenocarbonato de cálcio, solúvel 
na água. Por intercorrências de pressão e temperatura, o hidrogenocarbonato 
de cálcio fica instável e precipita na forma de carbonato de cálcio, 
liberando dióxido de carbono, sendo desta forma a maioria das rochas calcárias. 
O calcário pode ser encontrado com muitas características e impurezas 
diferentes. Suas individualidades mudam nas diferentes partes do mundo e 
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profundidades de mina, e habitualmente se devem ao modo como a rocha foi 
gerada. Impurezas são comuns e podem ser um problema dependendo da 
aplicação do calcário. 
A incorporação de calcário no solo chama-se calagem. Além de corrigir a 
acidez do solo, a calagem fornece os macronutrientes cálcio (CaO) e magnésio 
(MgO), neutraliza o efeito fitotóxico do alumínio e do manganês e potencializa o 
efeito dos fertilizantes. A calagem resulta em maior produtividade e 
competitividade. 
Existem também as classificações de calcário, que são: Dolomítico, 
Calcítico e Margas. Elas ocorrem de acordo com a porcentagem de teor de óxido 
de magnésio (Dolomítico) e óxido de cálcio (Calcítico) presente nele. No caso do 
calcário dolomítico, a quantidade de MgO é acima de 12% e a de CaO é de 25% 
a 32%. Assim, é o mais recomendado para a prática de calagem. O calcário 
calcítico contém até 5% de MgO e 45% a 55% de CaO. Marga já é um tipo que 
contém argila, ela tem uma mistura das anteriores com minerais argilosos. 
1.3. Gravimetria 
A gravimetria é um método de análise quantitativa que se baseia na 
determinação de massa de um composto puro ao qual o analito está 
quimicamente relacionado. Engloba uma variedade de técnicas, onde a maioria 
envolve a transformação do elemento ou radical a ser determinado num 
composto puro e estável e de estequiometria definida, cuja massa é utilizada 
para determinar a quantidade do analito original. As principais vantagens da 
análise gravimétrica têm operações unitárias de fácil execução e utiliza 
equipamentos simples. Entretanto, as desvantagens são: tempo muito longo 
para sua execução e sujeito a uma série de erros acumulativos. 
Na gravimetria por precipitação, o analito é convertido a um precipitado 
pouco solúvel. Então esse precipitado é filtrado, lavado para a remoção de 
impurezas, convertido a um produto de composição conhecida por meio de um 
tratamento térmico adequado e pesado. A formação dos precipitados é um 
processo cinético, e o controle da velocidade de formação e de outras condições, 
em certa extensão, permite conduzir a precipitação de maneira a separar a fase 
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sólida desejada com as melhores características físicas possíveis, essa 
precipitação é chamada de precipitação lenta, já que demora mais para surgir o 
precipitado na solução. O tamanho de sua partícula pode ser influenciado por 
variáveis experimentais como: solubilidade do precipitado, temperatura, 
concentração do reagente e agitação. O tamanho das partículas é uma 
característica muito importante, pois dele depende em grande parte, a qualidade 
do precipitado quanto a filtrabilidade. 
A precipitação a partir de uma solução homogênea é uma técnica na qual 
um agente precipitante é gerado em uma solução contendo o analito por 
intermédio de uma reação química lenta. Os excessos localizados do reagente 
não ocorrem porque o agente precipitante é gerado gradativa e 
homogeneamente na solução e reage imediatamente com o analito. Como 
resultado, a supersaturação relativa é mantida baixa durante toda a precipitação. 
Em geral, os precipitados formados homogeneamente, tanto coloidais quanto 
cristalinos, são mais adequados para as análises que os sólidos formados pela 
adição direta de um reagente precipitante. Os sólidos formados por meio de 
precipitação a partir de uma solução homogênea são geralmente mais puros e 
mais fáceis de serem filtrados que os precipitados gerados por meio da adição 
direta do reagente à solução do analito. 
2. ETAPAS ANALÍTICAS 
2.1. Procedimento para determinação gravimétrica 
No procedimento da análise gravimétrica de cálcio, deve-se observar as 
etapas sucessivas que compõem este tipo de análise: 
 Preparação da amostra: Pesar o carbonato de cálcio (CaCO3) e em um 
béquer, diluir e solubilizar a mostra adicionando os reagentes (HCl, água 
destilada, vermelho de metila, oxalato de amônio 4%, hidróxido de 
amônio). 
 Precipitação: A precipitação é um dos processos de separação de fases, 
onde o elemento a ser dosado é separado da solução através da 
formação de um precipitado. 
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 Filtração: A filtração é o processo de separação do precipitado do meio 
em que se processou a sua formação. A filtração é feita através de um 
funil analítico apoiado na argola com um papel filtro. 
 Lavagem: Após a filtração, o precipitado deve ser submetido a um 
processo de lavagem, através do qual se remove os íons de cloreto ainda 
presentes. Para esse experimento será utilizado o agente precipitante 
oxalato de amônio 0,1% por meio de uma precipitação homogênea, ou 
seja, adicionando pequenas porções do agente a solução adquirida da 
amostra. 
 Secagem: É feita para tirar a umidade e também impurezas da amostra, 
pode ser feito através do forno em altas temperaturas, em estufas de 
secagem ou até mesmo dessecadores. 
 Calcinação: A Calcinação é feita através de um procedimento 
endotérmico afim de remover compostos voláteis na amostra, podendo 
também oxidar a matéria orgânica, melhorar a condutividade elétrica, 
alterar a estrutura cristalina de determinadas substâncias, produzir 
óxidos, realizar decomposição térmica e remover impurezas desejadas. 
 Pesagem: Após feito todos os procedimentos anteriores são feitos a 
pesagem através de uma balança analítica para determinar a massa final. 
Pose ser feita pordiferença onde se compara o peso inicial da amostra 
com o peso final, calculando assim a diferença. 
 Cálculos: Cálculos feitos depois de todo o experimento para descobrir 
informações desejadas. 
2.2. Princípio e Aplicação 
O cálcio é precipitado sob a forma de oxalato de cálcio, CaC2O4 ∙ H2O, 
tratando de uma solução em ácido clorídrico, a quente, por oxalato de amônio, e 
lentamente neutralizando com solução amônia aquosa: 
Ca2+ + C2O42- + H2O → CaC2O4 ∙ H2O 
O precipitado é lavado com a solução diluída de oxalato de amônio e, 
então, pesado numa das seguintes formas: 
A. CaC2O4 ∙ H2O: Para isto o precipitado é seco à 100-105°C durante 1-2 
horas. Este método não é recomendado para obter precisão, porque, 
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entre outros, o oxalato tem natureza higroscópica e tem dificuldade em se 
remover e a temperatura pouco elevada, o oxalato de amônio fica co-
precipitado. Os resultados são geralmente 0,5-1 porcento altos. 
B. CaCO3: Por aquecimento a 475-525°C em forno elétrico de mufla. Este 
é o melhor método pois o carbonato não é higroscópico. 
 CaC2O4 → CaCO3 + CO 
C. CaO: Calcinando à 1200°C. Este método é amplamente utilizado, porém 
o óxido de cálcio que resulta não só tem peso molecular relativamente 
pequeno, como é higroscópico e deve-se tomar precauções para impedir 
a absorção de umidade (e dióxido de carbono). 
 CaCO3 → CaO + CO2 
A solubilidade do oxalato de cálcio mono-hidratado é 0,0067 g ∙ dm-3 à 
25°C e 0,0140 g ∙ dm-3 à 95°C. A solubilidade é menor em soluções neutras 
contendo concentrações moderadas de oxalato de amônio, devido ao efeito íon 
comum, portando é empregado uma solução diluída de oxalato de amônio como 
solução de lavagem na determinação gravimétrica. O oxalato de cálcio, sendo 
um sal de ácido fraco, tem solubilidade crescente quando aumenta a 
concentração de íon de hidrogênio da solução, por causa da remoção de íons 
oxalato para formar íon hidrogenoxalatos e ácido oxálico: 
CaC2O4(s)  Ca2+ + C2O42- 
C2O42+ + H+  HC2O4 – 
HC2O4 – + H+  H2C2O4 
Os cálculos mostram que a precipitação é quantitativa em pH = 4 ou maior. 
Partindo-se de soluções frias, neutras ou amoniacais, forma-se um precipitado 
muito finamente dividido, difícil de se filtrar. Bons resultados são obtidos por 
adição de oxalato de amônio a uma solução ácida quente do sal de cálcio (mais 
ou menos oxalato de cálcio poderá precipitar, dependendo do pH da solução), 
para finalmente neutralizar-se com uma solução de amônia aquosa. O 
precipitado que assim se forma, depois de uma digestão durante cerca de uma 
hora, consiste em cristais relativamente grandes, que são facilmente filtráveis. 
Os melhores resultados são obtidos na precipitação de solução homogênea, 
pelo método da hidrólise da ureia. 
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Nesta determinação, todos os metais (e.g., cobre, chumbo e zinco) que 
formem oxalatos pouco solúveis deverão estar ausentes. O problema que 
frequentemente se apresenta na prática é a precipitação do cálcio na presença 
de magnésio e de metais alcalinos. A quantidade de metais alcalinos que 
precipita é usualmente pequena; na presença de grandes quantidades de sódio, 
é aconselhável fazer-se um reprecipitação. O magnésio pode co-precipitar em 
extensão considerável, mas esta pode ser significativamente reduzida se não se 
ferver a solução e se não se deixar o precipitado repousar longamente em 
contato com a solução, antes da filtração. Usando-se um grande excesso de 
oxalato de amônio, o magnésio é mantido em solução sob a forma de um sal 
complexo com o íon oxalato, ainda mais, o oxalato de magnésio forma soluções 
supersaturadas bastante estáveis. Se a razão das concentrações de magnésio 
para cálcio for extremamente grande, torna-se, geralmente, necessária uma 
segunda precipitação. 
Como já foi destacado, o cálcio, quando precipitado sob a forma de 
oxalato, é preferivelmente pesado sob a forma de carbonato ou de óxido. A teoria 
da decomposição do oxalato de cálcio tem interesse, neste contexto. A 
decomposição do oxalato em carbonato é rápida em torno de 475°C. A 
temperaturas mais elevadas, a dissociação do carbonato de cálcio. (CaCO3  
CaO + CO2), passa a ter um papel importante. A qualquer temperatura, uma 
mistura de CaCO3, CaO e CO, está em equilíbrio, sob uma dada pressão de 
dióxido de carbono, se a pressão parcial do dióxido de carbono na atmosfera 
próxima for maior do que a pressão de equilíbrio para a temperatura reinante, a 
reação acima prossegue da direita para a esquerda, chegando, finalmente, à 
conversão completa do óxido em carbonato. Em outras palavras, o carbonato de 
cálcio não pode se decompor em óxido enquanto a pressão do dióxido de 
carbono na atmosfera vizinha for maior do que a pressão de equilíbrio do sistema 
CaCO3-CaO- CO2, à temperatura do aquecimento. 
Para pesar o oxalato de cálcio sob a forma de carbonato de cálcio é 
necessário controlar temperatura rigorosa, isso pode ser feito com o uso de um 
forno elétrico mufla, provido de pirômetro e termômetro adequados. Se um 
destes equipamentos estiver disponível esse método será o preferível: o oxalato 
deve ser filtrado em cadinho filtrante de Gooch (preferivelmente de sílica) ou de 
porcelana. Acima de 882°C, o cabornato de cálcio é completamente decomposto 
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em óxido, mas a menos que o dióxido de carbono seja removido por difusão, 
convecção etc. A pesagem sob a forma de óxido de cálcio deve ser feita através 
de uma filtração após a lavagem com oxalato de amônio de 0,1-0,2% fria, até 
que o precipitado fique livre de íon de cloreto. Deve-se transferir o precipitado 
úmido para um cadinho previamente calcinado e pesado. Deve-se colocar ele no 
forno para que para que haja secagem do precipitado. Para o resfriamento à 
temperatura ambiente, antes de pesada, o cadinho deverá ser conservado em 
um dessecador e deverá ser pesado imediatamente após o seu resfriamento. 
Após isso basta calcular o teor de cálcio e óxido de cálcio na amostra. 
3. MATERIAIS E EQUIPAMENTOS 
3.1. Reagentes Utilizados: 
Solução ácido clorídrico 1:1 (15mL) 
Água destilada (210mL) 
Solução de oxalato de amônio 4% (50mL) 
Solução de oxalato de amônio 0,1% 
Solução de hidróxido de amônio 1:1 (100mL) 
Solução de nitrato de prata 0,1 mol L-1 
Solução de ácido nítrico 2 mol L-1 
Solução de vermelho de metila 0,1% 
Amostra de CaCO3 (0,5003 g) 
3.2. Materiais Utilizados: 
Funil Analítico 
Papel Filtro (Porosidade Média) 
Béquer (600mL) 
Pipeta Pasteur 
Espátula 
Balança analítica 
Dessecador 
Cadinho 
Forno 
Mufla 
 
4. ROTEIRO: 
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I. Pesar uma amostra de CaCO3 em uma balança analítica; 
II. Diluir a amostra em um béquer de 600mL com 10mL de água destilada e 
15mL de ácido clorídrico diluído 1:1; 
Equação do processo: 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2 (aq) + H2O(l) + CO2 (aq) 
III. Aquecer a solução até que o sólido esteja dissolvido e ferva brandamente 
durante vários minutos fazendo assim a eliminação do CO2; 
IV. Diluir a solução em 200mL de água destilada; 
V. Adicionar 4 gotas do indicador vermelho de metila com a pipeta de pasteur 
e aquecer novamente a solução; 
VI. Aqueça até a fervura; 
VII. Adicionar lentamente 50mL de solução já aquecida de oxalato de amônio 
4% mais, aproximadamente 100 mL de solução de hidróxido de amônio 
1:1 até identificar a coloração amarelada, indicando uma solução básica 
(faixa do pH do vermelho de metila – ácido: pH < 4,4 (vermelho); base pH 
> 6,2 (amarelo)); 
VIII. Deixar em repouso por aproximadamente 30 minutos para identificar a 
precipitação ocorrida; 
 
Equação da precipitação: 
CaCl2(aq) + (NH4)2C2O4(aq) → 2 NH4Cl(aq) + CaC2O4(s) 
IX. Preparar um funil de papel de porosidade média e filtrar a solução em um 
filtro analítico; 
X. Lavar o precipitado com pequenas porções de solução de oxalato de 
amônio 0,1% para retirar os íons de cloreto que ainda estavam presentes; 
XI. Preparar e pesarum cadinho; 
XII. Colocar no forno com o precipitado em aproximadamente à 1000°C por 
15 minutos; 
XIII. Retirar o cadinho da mufla e deixar resfriar por 30 minutos no dessecador; 
XIV. Pesar o cadinho obtendo por diferença do peso inicial do cadinho o peso 
do precipitado desejado; 
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OBS:O papel de filtro utilizado anteriormente e foi colocado no cadinho, o mesmo 
foi levado até a mufla para calcinação do precipitado. 
5. CÁLCULOS 
Exemplo: Determinação de cálcio em calcário 
O cálcio de uma amostra de 0,5003 g de calcário foi precipitado com o oxalato 
de amônio e após ser calcinado obteve-se um resíduo que pesou 0,2830 g. 
Calcule o teor de Ca e de CaO na amostra. 
Dados: 
m da amostra = 0,5003 g 
m CaO = 0,2830 g 
MM Ca = 40,078 g/mol 
MM CaO = 56,077 g/mol 
Reação: 
CaCO3(s) + 2HCl(aq) → CaCl2 (aq) + H2O(l) + CO2 (aq) 
CaCl2(aq) + (NH4)2C2O4(aq) → 2 NH4Cl(aq) + CaC2O4(s) 
CaC2O4 
∆
→ CaO + CO + CO2 
Passo 1: Cálculo da massa de Ca 
1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎 − − − − 1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂 
𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑎 − − − − 𝑚 𝐶𝑎𝑂 
40,078 𝑔 − − − − 56,077 𝑔 
𝑚 𝐶𝑎 − − − − 0,2830 𝑔 
𝑚 𝐶𝑎 = 0,2023 𝑔 
Passo 2: Cálculo da % de Ca na amostra 
𝑚 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 − − − − 100% 
𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑎 − − − − %𝐶𝑎 
0,5003 − − − − 100% 
0,2023 − − − − %𝐶𝑎 
%𝐶𝑎 = 40,4% 
 
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Passo 3: Cálculo da porcentagem de CaO 
𝑚 𝑑𝑜 𝑟𝑒𝑠í𝑑𝑢𝑜 
𝑚 𝑑𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎
 = %CaO 
0,2830
0,5003
× 100 = 56,6% 
 
Passo 4: Cálculo da porcentagem de carbonato de cálcio na amostra 
𝐶𝑎𝐶𝑂3 ≡ 𝐶𝑎𝑂 𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3 = 100,086 𝑔 
100,086 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3 − − − − 56,077 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂 
𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝑛𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 − − − − 0,2830 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝑂 
𝑚 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂3 𝑛𝑎 𝑎𝑚𝑜𝑠𝑡𝑟𝑎 = 0,5051 𝑔 
 
Amostra: 0,5003 𝑔 − − − − 100% 
0,5051 𝑔 − − − − %𝐶𝑎𝐶𝑂3 
%𝐶𝑎𝐶𝑂3 = 101% 
𝐸 = [ 
(101 – 100)
100
 ] × 100 = 1% 
6.REFERÊNCIAS 
 
 Quimica Analítica Elementar, 3 ed. Edgard Blucher, 2003, 324 p. 2- A. I. 
 Vogel, Análise Química Quantitativa. 6 ed. Rio de Janeiro: LTC-Livros; 
 Técnicos e Científicos, 2002. 488 p. 7; 
 D. C., Harris, Análise Química Quantitativa. 8 ed. Rio de Janeiro: LTC-
Livros Técnicos e Científicos, 2012. 918 p; 
 D. A., Skoog, D. N. West, Fundamentos de Química Analítica. Editoria 
Cengage Learning, 2005; 
 Kotz, J. C., Treichel, Jr. P. Química e Reações Químicas, 4ed. Rio de 
Janeiro: LTCLivros Técnicos e Científicos, 2002;