Tema 05 - Reações de precipitação e métodos qualitativo de análise de íons

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DESCRIÇÃO
A construção da ideia sobre o equilíbrio em soluções aquosas. Conceitos fundamentais, solubilidade,
fatores que influenciam na solubilidade, produto de solubilidade e análise qualitativa de cátions e ânions.
PROPÓSITO
Obter conhecimento sobre fundamentos conceituais, cálculos, técnicas de análises e aplicações sobre o
equilíbrio em meio aquoso para obter sucesso na análise química, seja qualitativa, seja quantitativa.
PREPARAÇÃO
Antes de iniciar o conteúdo deste tema, tenha em mãos papel, caneta e uma calculadora científica ou
use a calculadora de seu smartphone ou computador e uma tabela de produto de solubilidade (Kps).
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Reconhecer os princípios do equilíbrio de solubilidade e o produto de solubilidade (Kps)
MÓDULO 2
Identificar os fundamentos de análises qualitativas para determinação de cátions
MÓDULO 3
Reconhecer os ânions mais comuns em laboratório e os conceitos de métodos instrumentais para
identificação de íons
INTRODUÇÃO
A Química Analítica é uma área da Química que nos permite identificar e/ou quantificar um analito
presente em uma amostra. Quando queremos apenas identificar os íons presentes, usamos uma
metodologia classificada como qualitativa, e quando precisamos quantificar esses analitos utilizamos
metodologia quantitativa (clássicas ou instrumentais).
Para análises qualitativas, o conhecimento sobre o equilíbrio químico em meio aquoso é importante, pois
permite a separação de compostos em grupos específicos e posterior identificação por meio de reações
específicas para cada íon. Fatores como solubilidade, pH, temperatura e formação de complexos são
importantes nesses ensaios, pois o mecanismo de identificação dos íons é baseado em reações de
precipitação.
Nesta unidade, vamos estudar mais sobre as reações químicas em meio aquoso. Veremos os fatores
que afetam a solubilidade de um precipitado. Também vamos aprender como realizar a análise
sistemática de cátions e métodos de identificação dos principais ânions usados em laboratório, assim
como uma importante técnica espectrofotométrica para identificação de íons.
MÓDULO 1
 Reconhecer os princípios do equilíbrio de solubilidade e o produto de solubilidade (Kps)
SOLUÇÕES E CONCEITO DE SOLUBILIDADE
No universo, as moléculas existem, principalmente, em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Em
qualquer um desses estados, as substâncias geralmente são componentes de soluções.
Chamamos de solução aquosa aquela em que o solvente empregado é a água. Em uma reação
química, representamos um soluto em solução aquosa pelo símbolo subscrito (aq). E é sobre esse tipo
de soluções que trataremos nesse tema.
SOLUÇÕES
Mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nas soluções, as substâncias que estão em
menor quantidade são chamadas de soluto. Aquela que está em maior quantidade é denominada
solvente.
 
Foto: Shutterstock.com
Vamos abordar especificamente as soluções aquosas cujos solutos são sais inorgânicos.
Você já deve ter ouvido falar que a água é o solvente universal. Essa afirmação, em um primeiro
momento, nos leva à ideia de que ela é capaz de dissolver com eficiência qualquer composto. A verdade
é que, apesar de incontáveis substâncias serem altamente solúveis, muitas outras se dissolvem
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moderadamente ou pouquíssimo em água, podendo estas últimas serem consideradas insolúveis. É
nesse contexto que se inserem os conceitos relacionados à solubilidade das substâncias químicas.
 SAIBA MAIS
A solubilidade se refere à quantidade máxima (em mols ou gramas) de um composto químico que pode
ser dissolvida em determinada quantidade de um solvente, a fim de formar uma solução estável, a uma
dada temperatura.
Você pode estar imaginando como esse conceito poder ser aplicado de forma prática. Vamos pensar na
dissolução do cloreto de sódio em água. Sabemos que o coeficiente de solubilidade do NaCl é igual a
35,9 g/100 g de água, a 25 °C (temperatura ambiente). Se adicionarmos 30 g de cloreto de sódio em
100 g de água, ou seja, quantidade abaixo do seu coeficiente de solubilidade, todo o NaCl adicionado
será completamente dissolvido, formando uma mistura homogênea, denominada solução insaturada.
Se a essa solução insaturada continuarmos adicionando NaCl, chegaremos em um ponto no qual
nenhuma molécula mais poderá ser dissolvida. Essa solução é denominada solução saturada. Na
solução saturada, a concentração dissolvida do soluto é igual ao seu coeficiente de solubilidade (35,9 g/
100 g de água).
A adição de mais soluto à solução saturada poderá gerar uma solução supersaturada.
Podemos obter uma solução supersaturada pela dissolução de uma substância em temperatura elevada
(aumenta a solubilidade) e posterior resfriamento. Assim, criamos uma situação instável, em que a
substância dissolvida está presente em uma concentração acima do coeficiente de solubilidade. A figura
a seguir apresenta a formação de soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas.
SOLUÇÃO INSATURADA
Mistura homogênea com quantidade de soluto menor do que a quantidade máxima que pode ser
dissolvida, em determinada quantidade de solvente, a uma temperatura específica.
SOLUÇÃO SATURADA
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javascript:void(0)
javascript:void(0)
Mistura homogênea com a quantidade máxima de soluto dissolvido em uma determina quantidade
de solvente, a uma temperatura específica.
SOLUÇÃO SUPERSATURADA
A solução supersaturada ocorre quando a concentração de uma substância dissolvida é
temporariamente maior do que o coeficiente de solubilidade.
 
Imagem: Hage e Carr (2012, p. 143-144).
 Formação de soluções insaturada, saturada e supersaturada.
Podemos observar que, quando excedemos a quantidade máxima de soluto que se consegue
solubilizar, ocorre a formação de corpo de fundo com excesso de sólido, e a solução é classificada como
saturada com corpo de fundo.
Entre a solução e o corpo de fundo formado é estabelecido um equilíbrio dinâmico, pois à medida que
uma molécula de NaCl se solubiliza no solvente outra retorna ao estado sólido. Chamamos a molécula
que retorna ao estado sólido de precipitado, um sólido insolúvel em solução. A formação de um
precipitado também pode ser obtida pela mistura de duas soluções homogêneas quando apresentam
íons que são constituintes de um sal insolúvel.
VAMOS EXERCITAR O EMPREGO DESSA CLASSIFICAÇÃO?
PRECIPITADO
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Em química analítica, muitas vezes o termo “precipitado” é abreviado por ppt.
 EXEMPLO
Considere o coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio de 35,9 g/100 g de água. Para preparar uma
solução saturada de NaCl qual a quantidade de sal que deverá ser pesada e adicionada a 250 mL de
água?
35,9 g de sal ----- 100 g de água
X g de sal ----- 250 g de água
X = 89,75 g de NaCl
Então, para uma solução saturada, devemos adicionar 89,75 g de NaCl em 250 mL de água.
SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS E NÃO
ELETROLÍTICAS
Dependendo da natureza da substância, o processo de solubilização acontece de maneira diferente.
Alguns compostos, como o NaCl e o HCl, ao se dissolverem em água, sofrem reações de dissociação
ou ionização e liberam íons que se dispersam por toda solução.
 EXEMPLO
Reação de dissociação do NaCl: 
Reação de ionização do HCl: 
Os íons liberados no meio aquoso são solvatados pela água. Nesse processo, os íons positivos são
atraídos pelo lado negativo da molécula de água (o átomo de O) e os íons negativos são atraídos pela
parte positiva da água (o átomo de H), como ilustra a figura.
NaCl(aq) → Na
+
(aq)
+  Cl−
(aq)
HCl(aq) → H
+
(aq)
+ Cl−
(aq)
 
Foto: Shutterstock.com
 Dissociação eletrolítica do NaCl.
 COMENTÁRIO
O processo de solvatação ocorre em soluções iônicas e moleculares e consiste na interação entre um
composto iônico ou polar com o solvente, sem que haja a formação de um novo composto. Nesse
fenômeno, as moléculas de solvente rodeiam as moléculas de soluto, interagindo com elas por meio de
interações intermoleculares.
Em solução aquosa os compostosque se decompõem em íons são denominados eletrólitos. Algumas
moléculas, como a glicose, ao se dissolverem em água, não são decompostas em íons, apenas ficam
dispersas pela solução, devido às interações intermoleculares que estabelecem com as moléculas de
água. Esses compostos são chamados de não eletrólitos.
Em solução aquosa:
os eletrólitos formam soluções eletrolíticas ou iônicas;
os não eletrólitos formam soluções não eletrolíticas ou moleculares.
Os sais inorgânicos são compostos iônicos. Sendo assim, eles formam soluções eletrolíticas e é
esse tipo de solução que vamos enfatizar na abordagem deste tema.
Os eletrólitos podem ser classificados em: fortes e fracos.
Eletrólitos fortes
Ionizam-se completamente em um solvente, como os compostos iônicos solúveis e os ácidos
inorgânicos fortes.

Eletrólitos fracos
Ionizam-se parcialmente, como haletos, cianetos, tiocianatos, amônia, bases orgânicas e ácidos fracos.
 COMENTÁRIO
Em solução, o eletrólito forte conduzirá eletricidade com mais eficiência do que o eletrólito fraco.
É importante ressaltar que a extensão na qual o eletrólito se dissolve não se relaciona diretamente com
sua classificação como forte ou fraco. Um composto pode ser extremamente solúvel em água e ser um
eletrólito fraco. Contudo, um composto iônico pode ser pouco solúvel, porém a quantidade que se
solubiliza é completamente dissociada, sendo classificado como um eletrólito forte.
 EXEMPLO
Para que você possa entender melhor essa diferença, vamos usar como exemplos o ácido acético,
CH3COOH, e o hidróxido de cálcio, Ca(OH)2.
O ácido acético é muito solúvel em água. Isso significa que as moléculas deste composto são facilmente
dissolvidas pela água. Porém, somente algumas poucas moléculas de ácido acético sofrem ionização.
Podemos dizer, então, que o ácido acético é um eletrólito fraco, mas muito solúvel.
O hidróxido de cálcio, contudo, não é muito solúvel em água. Porém, praticamente todo o Ca(OH)2 que
é solubilizado sofre dissociação, formando íons Ca2+ e OH-. Assim, o Ca(OH)2 é um eletrólito forte,
mas pouco solúvel.
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE E PRODUTO DE
SOLUBILIDADE (KPS)
Até agora, nós vimos os conceitos de solubilidade e os fenômenos químicos que levam à solubilização
de compostos iônicos. Vamos conhecer então outros parâmetros químicos que nos permitem conhecer
tanto as características de compostos iônicos quanto a sua solubilidade em água.
Esses parâmetros são particularmente importantes para o estudo qualitativo e quantitativo da
solubilidade de compostos poucos solúveis e estão relacionados às reações de
precipitação/solubilização, bem como ao equilíbrio químico alcançado por elas.
Vamos considerar uma solução saturada de determinado sal. A adição de maiores quantidades do sal a
essa solução leva à formação de precipitado, passando a ser uma mistura heterogênea (fase líquida –
solução saturada e fase sólida – precipitado).
Concomitantemente à precipitação, pequenas quantidades do sólido que é formado são dissolvidas e
seus íons liberados na solução. No momento em que a velocidade de dissolução desse soluto iguala-se
à velocidade de precipitação, um sistema em equilíbrio químico é estabelecido. Esse equilíbrio é
denominado equilíbrio de solubilidade ou equilíbrio de precipitação.
Em um sistema em equilíbrio, podemos aplicar a lei da ação das massas. A reação geral de um
precipitado em equilíbrio com sua solução saturada é expressa como:
Observe que esse é um equilíbrio heterogêneo, visto que o AxBy está na fase sólida, enquanto os íons
Ay+ e Bx- estão dissolvidos. Então, para construirmos a expressão matemática da constante de
equilíbrio, devemos desconsiderar AxBy(s).
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS
Expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio de
qualquer reação química.
 COMENTÁRIO
Lembre-se que espécies no estado sólido ou líquidos puros não integram a expressão da constante de
equilíbrio, pois suas concentrações são constantes.
A expressão da constante de equilíbrio é dada por:
AXBY(s)  ⇋  xA
y+
(aq)  +  yB
x−
(aq)
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A constante de equilíbrio para reações heterogêneas de solubilização/precipitação de compostos iônicos
é denominada constante de equilíbrio de solubilidade, constante do produto de solubilidade ou,
ainda, produto de solubilidade, e é representada pelo símbolo Kps. Essa constante indica quão solúvel
o sólido é em água.
 ATENÇÃO
Como você já deve ter percebido, a constante de equilíbrio da reação de precipitação é escrita de
acordo com as mesmas regras que se aplicam a qualquer expressão de constante de equilíbrio, ou seja,
vamos levar em consideração a multiplicação da concentração dos produtos, cada uma elevada à
potência de seu coeficiente estequiométrico na equação química balanceada. O coeficiente
estequiométrico indica quantas moléculas estão reagindo. Corresponde ao número que vem à esquerda
da fórmula da substância. Quando a reação está balanceada, indica a proporção estequiométrica.
Veja, como exemplo, o equilíbrio de solubilidade do AgCl e a expressão da sua constante de equilíbrio:
 COMENTÁRIO
Em uma solução saturada de qualquer eletrólito, a uma temperatura e pressão constantes, o produto
das concentrações dos íons, elevado aos seus respectivos coeficientes de reação, é constante. Os
produtos de solubilidade foram calculados teoricamente e comprovados em laboratório e seus valores
podem ser encontrados na literatura.
RELAÇÃO ENTRE SOLUBILIDADE (S) E
PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS)
Apesar de se relacionarem diretamente, as definições de solubilidade e o produto de solubilidade são
completamente diferentes e não podem ser confundidas.
SOLUBILIDADE
K = [Ay+]
x
[Bx−]
y
AgCl(S)  ⇌  Ag
+
(aq)
+  Cl−
(aq)
Kps =  [Ag
+].[Cl−]
Como já vimos, a solubilidade é a quantidade necessária de soluto dissolvido para formar uma solução
saturada. A solubilidade de um composto pode ser alterada quando influenciada por diversos fatores,
sobre os quais falaremos mais adiante.

PRODUTO DE SOLUBILIDADE
Já o produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio que se estabelece quando a dissolução
de um sólido iônico, em contato com uma solução saturada de seus íons, alcança o equilíbrio químico.
Como é uma constante, a uma temperatura específica, o valor de Kps não pode ser alterado.
O conhecimento sobre os aspectos qualitativos e quantitativos do equilíbrio de solubilidade são
particularmente úteis no estudo dos compostos iônicos pouco solúveis em meio aquoso, uma vez que
nos permite estimar a solubilidade desses compostos, prever a formação ou não de precipitado em
soluções em que seus íons estão dissolvidos e realizar a separação de diferentes íons presentes em
uma mesma solução. A solubilidade molar e o Kps são os dois parâmetros principais envolvidos nos
cálculos do equilíbrio químico de solubilidade.
A expressão do produto de solubilidade permite o cálculo rápido da solubilidade de compostos
pouco solúveis que se ionizam completamente em água. Utilizamos a letra S para representar a
solubilidade molar (em mol/L) das espécies químicas. Logo, podemos expressar a solubilidade em
termos do produto de solubilidade. Vejamos como esta relação é aplicada:
O equilíbrio de solubilidade para o AgCl é:
Perceba que, nesse equilíbrio, a cada mol de AgCl dissociado, um mol de Ag+ e um mol de Cl- são
formados. A concentração de AgCl que se dissocia até atingir o equilíbrio químico é igual à sua
solubilidade (S), pois é a quantidade necessária para que a solução saturada seja formada. Podemos
dizer, então, que:
Logo:
Nesse caso, se soubermos a solubilidade de AgCl, podemos calcular Kps elevando esse valor ao
quadrado (Kps = S2). Agora, se o Kps é conhecido, e o que nos interessa é conhecer a solubilidade, o
cálculo é feito aplicando esse valor na seguinte relação:
AgCl(S)  ⇌  Ag
+
(aq)
+  Cl−
(aq)
[Ag+
(aq )
]=[Cl−
(aq )
]= S
Kps =  [Ag
+].[Cl−]=(S).(S)= S2 
S2 =  Kps
 ATENÇÃO
A partirdo valor do produto de solubilidade (Kps) podemos determinar a solubilidade molar ou a
concentração molar dos íons presentes em solução. De forma análoga, a partir da solubilidade molar do
composto iônico podemos calcular o seu Kps.
TEORIA NA PRÁTICA
Mas quais informações sobre a solubilidade do composto o Kps é capaz de fornecer?
RESOLUÇÃO
O Kps está relacionado à solubilidade dos compostos e, portanto, em regra geral, quanto maior o
valor de Kps, maior será a solubilidade dos compostos.
Porém, é preciso ficar atento na comparação das solubilidades de dois ou mais compostos por meio dos
valores de Kps. Isso porque:
 Se a proporção estequiométrica dos íons for a mesma, somente o valor de Kps é suficiente para
determinar a ordem de solubilidade, como mostrado nas tabelas a seguir.
 
Tabela 1: Layla Freire
 Compostos iônicos com proporção de 1 cátion: 1 ânion.
 
Tabela 2: Layla Freire
 Compostos iônicos com proporção de 1 cátion: 2 ânion.
 Se a proporção estequiométrica dos íons NÃO for a mesma, a comparação só pode ser feita
pelo valor da solubilidade. Como exemplo, observe as solubilidades dos compostos relacionados na
tabela a seguir.
 
Tabela 3: Layla Freire.
S =  √Kps
 Solubilidade de compostos com diferentes estequiometrias.
Colocando em ordem crescente os Kps dos compostos relacionados na tabela, vemos que:
Contudo, as suas respectivas solubilidades seguem uma ordem diferente:
Solubilidade do AgCl < Solubilidade do Ag2CrO4 < Solubilidade do CaF2
DETERMINAÇÃO DE KPS E DA SOLUBILIDADE
(S)
Veremos, agora, exemplos de equilíbrios de solubilidade, bem como o passo a passo para a
determinação da solubilidade a partir de Kps e do Kps a partir da solubilidade.
 EXEMPLO
Exemplo 1: Determinação da solubilidade do PbI2 (Kps = 9,8 . 10-9)
SOLUÇÃO:
1
2 
3 
4 
1. Estabelecer a equação de ionização para o equilíbrio de solubilidade:
2. Escrever a expressão de Kps:
Kps  do   Ag2 CrO4   <  Kps  do   CaF2   <  Kps  do   AgCl
PbI2 ( s )   ⇌  Pb
2+
(aq)
+  2 I−
(aq)
Kps = [Pb2+]. [I−]
2
3. Analisar a estequiometria do equilíbrio de solubilidade: observe que para 1 mol de PbI2 solubilizado, 1
mol de Pb+2 e 2 mol de I- são formados. Portanto:
4. Substituir na expressão da constante e calcular S:
 EXEMPLO
Exemplo 2: Determinação da solubilidade do Sb2S3 (Kps = 5,0 . 10-51)
SOLUÇÃO:
1 
2 
3 
4 
1. Estabelecer a equação de ionização para o equilíbrio de solubilidade:
2. Escrever a expressão de Kps:
3. Analisar a estequiometria do equilíbrio de solubilidade: observe que para 1 mol de Sb2S3 solubilizado,
2 mol de Sb3+ e 3 mol de S2- são formados. Portanto:
[Pb2+]= S
[I −]= 2 S
Kps =[S]. [2 S]
2
Kps =  4 S3
S =   3√( )Kps
4
S =   3√( )(9,8 . 10
−9)
4
S =   3√(2,35 .  10−9) = 1,4 .  10−3 mol/L
Sb2S3 ( s )   ⇌  2 Sb
3+
(aq)
+  3 S2−
(aq)
Kps = [Sb3+]
2
.  [S2−]3
4. Substituir na expressão da constante e calcular S
 EXEMPLO
Exemplo 3: Sabendo que a solubilidade do AgCl é 1,33 . 10-5, calcule o Kps.
SOLUÇÃO: NESTE CASO, A RESOLUÇÃO É BASTANTE
PARECIDA.
1 
2 
3 
4 
1. Estabelecer a equação de ionização para o equilíbrio de solubilidade:
2. Escrever a expressão de Kps:
3. Analisar a estequiometria do equilíbrio de solubilidade:
[Sb3+]= 2S
[S2−]= 3S
Kps = [2S]
2.  [3S]3
Kps =  108S5
S =   5√( )Kps
108
S =   5√( )
(5,0 . 10−51)
108
S =   5√(4,62 .  10−53) = 3,  4 .  10−11 mol/L
AgCl(S)  ⇌  Ag
+
(aq)
+  Cl−
(aq)
Kps =  [Ag
+].  [Cl−]
[Ag+
(aq )
]=[Cl−
(aq )
]= S
4. Substituir na expressão da constante e calcular Kps:
QUOCIENTE DE REAÇÃO (QPS)
A partir do Kps é possível prever em que concentração ocorrerá a precipitação de um sólido iônico,
quando soluções contendo seus íons são misturadas. Para isso, se faz necessária a comparação entre
os valores do quociente de reação Qps e o Kps, como veremos a seguir.
Se Qps < Kps – solução não saturada (insaturada), não há precipitação
Se Qps < Kps – solução saturada, não há precipitação
Se Qps < Kps – há formação de precipitado.
 COMENTÁRIO
O quociente reacional (Q) é obtido pela substituição das pressões parciais ou concentrações molares
dos produtos e reagentes na expressão da constante de equilíbrio. Diferentemente da constante de
equilíbrio (K), o quociente de reação pode ser calculado em qualquer momento da reação.
EXEMPLO
Haverá precipitação de AgCl (Kps = 1,6 x 10-10) se misturarmos volumes iguais de soluções 0,1 mol/L de
nitrato de prata e cloreto de sódio?
Reação geral: NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)
Reação de precipitação: Ag+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)
No equilíbrio: AgCl(s) ⇋ Ag+(aq) + Cl-(aq) Kps = 1,8 x 10-10
Qps = [Ag+][Cl-] = (0,05) x (0,05) = 2,5 x 10-3
Kps =  [S].  [S]
Kps =   S
2 = (1,33.  10−5)2 = 1,8 .  10−10
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Portanto, como Qps (2,5 x 10-3) > Kps (1,6 x 10-10), podemos afirmar que ocorrerá formação do
precipitado.
FATORES QUE AFETAM A SOLUBILIDADE
O valor da constante de equilíbrio é constante frente a maioria dos fatores. É alterado apenas pela
variação da temperatura. Mas a solubilidade pode ser influenciada por alguns fatores, tais como:
temperatura, pressão, natureza dos compostos e pH.
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA
A solubilidade da maioria dos solutos sólidos em água aumenta à medida que a temperatura da solução
também aumenta. Entretanto, existem exceções à regra, como no caso do Ce2(SO4)3, na qual a
solubilidade decresce com o aumento da temperatura.
 COMENTÁRIO
Quando tratamos de compostos gasosos, a solubilidade em água diminui com o aumento da
temperatura.
Observe na figura a seguir as solubilidades de vários compostos iônicos em água em função da
temperatura.
 
Gráfico: Brady e Humiston (1986, p. 361).
 Curva de solubilidades de compostos iônicos em função da temperatura.
INFLUÊNCIA DA PRESSÃO
Outro fator que altera a solubilidade é a variação da pressão. As solubilidades de sólidos e líquidos não
são tão afetadas quanto a solubilidade dos gases. A solubilidade de um gás em qualquer solvente
aumenta conforme o aumento da pressão sobre o solvente. À medida que a pressão aumenta,
proporcionada pela pressão adicional no pistão, as moléculas dos gases aumentam em solução.
Quando o volume é reduzido pela metade do seu valor original, a pressão do gás aumentaria
aproximadamente duas vezes seu valor original. As moléculas de gás chocam-se na superfície para
entrar na fase de solução; portanto, como resultado, teremos o aumento da solubilidade.
 
Foto: Shutterstock.com
 O efeito da pressão na solubilidade de um gás.
A relação entre a pressão e a solubilidade de um gás é expressa pela lei de Henry.
Onde:
Sg é a solubilidade do gás na fase de solução (expressa como concentração em quantidade de
matéria);
Pg é a pressão parcial do gás sobre a solução;
k é a constante de proporcionalidade conhecida como constante da lei de Henry (diferente para
cada par soluto-solvente).
INFLUÊNCIA DA NATUREZA DOS COMPOSTOS
A solubilidade também depende da natureza e da concentração de espécies químicas presentes na
mistura. O deslocamento do equilíbrio químico de um sistema na presença de excesso de um de seus
componentes é denominado efeito de íon comum.
Quando adicionamos a uma solução saturada de um sal determinada quantidade de outro sal ou ácido
que libere um dos íons já existentes na solução (íon comum), o equilíbrio se desloca a fim de diminuir a
concentração do íon comum adicionado, seguindo o princípio de Le Chatelier.
 SAIBA MAIS
Segundo o princípio de Le Chatelier, quando é perturbado, um sistema em equilíbrio sofre um
deslocamento no sentido da reação que gere a anulação dessa perturbação, ajustando o sistema a um
novo equilíbrio. No caso do aumento da concentração de uma das espécies químicas envolvidas na
reação, o equilíbrio se desloca para o sentido da reação contrário ao que a substância em excesso se
encontra.
Se a uma solução saturada de cloreto de prata (AgCl) adicionarmos cloreto de sódio (NaCl), teremos
como íon comum o íon Cl-. O equilíbrio desolubilidade do AgCl que já estava estabelecido na solução
saturada é deslocado no sentido da formação do AgCl(s) a fim de diminuir o excesso do íon comum
adicionado no meio. Por conseguinte, a solubilidade do cloreto de prata diminui, aumentando a
quantidade de AgCl sólido.
Sg = kPg
O exemplo anterior nos leva a uma análise apenas qualitativa da influência do íon comum na
solubilidade de um composto iônico, com base no princípio de Le Chatelier.
Vamos a uma análise quantitativa deste fenômeno.
A solubilidade do iodato de bário é 7,32 x 10-4 mol/L. Você acha que a solubilidade do iodato de bário
será a mesma se adicionarmos uma solução de nitrato de bário a 0,02 mol/L?
Já sabemos que o íon comum reduz a solubilidade de um precipitado iônico. Agora, vamos verificar
como aplicamos esse efeito nos cálculos da solubilidade. A reação de dissociação do iodato de bário no
equilíbrio é:
Então:
Onde:
Agora temos duas fontes de íons bário: Ba(NO3)2 e Ba(IO3)2. A contribuição do bário proveniente do
nitrato de bário é de 0,02 mol/L, e a contribuição do bário proveniente do iodato é igual à solubilidade.
 
Tabela 4: Layla Freire.
 Dados no equilíbrio
Vamos escrever S em função da concentração dos íons [IO3-] na equação de concentração do bário:
Substituindo o valor da concentração dos íons bário na equação do produto de solubilidade temos:
Podemos fazer uma aproximação para simplificar os cálculos matemáticos.
Sabemos que a solubilidade do iodeto de bário é muito pequena e que é reduzida ainda mais devido ao
excesso de íons bário na solução. Logo, podemos dizer que S é muito menor que 0,02. Por isso:
Sendo assim, a solubilidade é calculada por meio das operações matemáticas a seguir:
Ba(IO3)
2(s)
⇋ Ba2+ + 2 IO3
−
Kps =  [Ba2+][IO−3 ]
2
[Ba2+]=  S
[IO3− ]= 2S
[IO−3 ]= 2 S
[Ba2+]= 0,02 + S
Kps =  (0,02  +  S).  [2S]
2
0, 02  +  S  ≈  0, 02
Kps = 0,02 x[IO−3 ]
2
= 1,57 x 10−9
Outro fator que pode influenciar a solubilidade dos compostos iônicos é a formação de complexos
solúveis. Isso porque os íons metálicos, principalmente os metais de transição que frequentemente
constituem os compostos iônicos, são ácidos de Lewis típicos, capazes de formar compostos de
coordenação com moléculas de água e com outras espécies químicas que apresentam pares de
elétrons não ligados disponíveis para formar ligações covalentes coordenadas (bases de Lewis).
Vejamos como isso acontece na prática.
 EXEMPLO
O íon prata (Ag+) forma um complexo solúvel com a amônia (NH3) e por isso a adição de amônia
aumenta a solubilidade do AgCl. Os dois equilíbrios podem ser representados por uma reação global:
____________________________________________
Reação global: 
A reação de formação do complexo retira íons Ag+ do meio. Com isso, o equilíbrio de
solubilidade do AgCl é deslocado no sentido dos produtos a fim de reestabelecer o equilíbrio. O
resultado é o aumento da solubilidade do AgCl, e a quantidade do reagente na fase sólida sofre
redução.
ATIVIDADE DE REFLEXÃO DISCURSIVA
Mas qualquer substância que tenha par de elétrons isolados pode aumentar a solubilidade do AgCl? E a
NH3 é capaz de aumentar a solubilidade de qualquer composto iônico pouco solúvel que tenha íon
metálico como cátion?
[IO−3 ]
2
= = 7,85 x 10−8
1,57 x 10−9
0,02
[IO−3 ] = √7,85 x 10
−8 = 2,80 x 10−4 mol/L
[IO−3 ]= 2S =  2,80 x 10
−4 mol/L
S =   =  1,4 x 10−4 mol/L 
2,80 x 10−4
2
Solubilidade do Ba(IO−3 )2 = 1,4 x 10
−4 mol/L
AgCl(S)  ⇌  Ag
+
(aq)
+  Cl−
(aq)
Ag+
(aq)
+  2 NH3 (aq)  ⇌  Ag(NH3)
+
2(aq)
AgCl (S ) +  2 NH3 (aq)  ⇌  Ag(NH3)
+
2 (aq )   +  Cl
−
(aq)
Ag(NH3)
+
2
RESPOSTA
Para que aumente a solubilidade de um composto iônico metálico, uma substância doadora de par de
elétrons deve ter mais afinidade com o metal desse composto do que a água, para que possa deslocar as
moléculas de água que estão envolvidas na solvatação do cátion metálico.
 ATENÇÃO
A solubilidade de compostos iônicos metálicos aumenta na presença de substâncias que tenham par de
elétrons isolados e que formem complexos com os seus cátions.
INFLUÊNCIA DO PH
A alteração na concentração de um dos íons H3O+ e OH- do meio pode influenciar na solubilidade de
alguns precipitados. Compostos como sais derivados de ácido fraco e hidróxidos pouco solúveis dos
metais de transição terão sua solubilidade aumentada em pH ácido.
 COMENTÁRIO
A solubilidade de um composto iônico cujo ânion é básico aumenta em pH mais ácido. Quanto maior o
caráter básico que o ânion apresentar, maior a influência do pH sobre a solubilidade do composto.
É o que acontece, por exemplo, com a solubilidade do hidróxido de ferro (III), que aumenta se estiver em
contato em um meio com pH ácido. Isso ocorre devido à reação paralela entre o ânion derivado do
precipitado (OH-) e o íon H3O+. Ou seja, os íons H+ irão reagir com os íons hidroxilas (OH-) e o
javascript:void(0)
equilíbrio deslocará no sentido de dissolução do precipitado, aumentando a solubilidade. Verifique as
reações a seguir.
 
Tabela 5: Layla Freire.
 Variação da solubilidade em função do pH do meio.
 ATENÇÃO
É importante ressaltar que compostos iônicos cujos ânions não têm capacidade de aceitar H+, como o
AgCl, por exemplo, não sofrem influência da variação de pH.
O especialista Luiz Américo fala sobre a resolução de exercícios sobre solubilidade e produto de
solubilidade.:
Fe(OH)
3
⇋   Fe3+ + 3 OH−
H3O
+ + OH− ⇋ 2H2O
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. A REMOÇÃO DE ÍONS PB2+ EM SOLUÇÃO PODE SER EFETUADA PELA
ADIÇÃO DE ÍONS IODATO. O PRECIPITADO FORMADO CORRESPONDE AO
IODATO DE CHUMBO – PB(IO3)2 –, KPS 2,6 . 10-13 A 25 OC. ANALISE AS
AFIRMATIVAS A SEGUIR SOBRE OS FATORES QUE PODEM INFLUENCIAR O
VALOR NUMÉRICO DE KPS. 
 
I. TRABALHANDO A TEMPERATURA DIFERENTE DE 25 OC. 
 
II. INTRODUZINDO MAIS PB(IO3)2 NO SISTEMA A 25 OC. 
 
III. INTRODUZINDO MAIS ÍONS PB2+ OU IO3- NO SISTEMA A 25 OC.
 
ASSINALE A ALTERNATIVA CORRETA.
A) Somente a afirmativa I é correta.
B) Somente a afirmativa II é correta.
C) Somente a afirmativa III é correta.
D) As afirmativas I e II são corretas.
E) As afirmativas II e III são corretas.
2. (UFES - TÉCNICO DE LABORATÓRIO - QUÍMICA – 2016) O GESSO É
COMPOSTO PRINCIPALMENTE POR SULFATO DE CÁLCIO HIDRATADO
(CASO4.2H2O). CONSIDERANDO O PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS) DO
SULFATO DE CÁLCIO IGUAL A 2,4 X 10-5, A CONCENTRAÇÃO DE CA2+ EM UMA
SOLUÇÃO SATURADA COM SULFATO DE CÁLCIO CORRESPONDE A:
A) 4,9 mmol/L.
B) 2,4 mmol/L.
C) 5,8 x 10-10 mmol/L.
D) 1,2 mmol/L.
E) 1,2 x 10-5 mmol/L.
GABARITO
1. A remoção de íons Pb2+ em solução pode ser efetuada pela adição de íons iodato. O
precipitado formado corresponde ao iodato de chumbo – Pb(IO3)2 –, Kps 2,6 . 10-13 a 25 oC.
Analise as afirmativas a seguir sobre os fatores que podem influenciar o valor numérico de Kps. 
 
I. Trabalhando a temperatura diferente de 25 oC. 
 
II. Introduzindo mais Pb(IO3)2 no sistema a 25 oC. 
 
III. Introduzindo mais íons Pb2+ ou IO3- no sistema a 25 oC. 
 
Assinale a alternativa correta.
A alternativa "A " está correta.
 
O produto de solubilidade (Kps) apenas pode ser alterado com a mudança de temperatura.
2. (UFES - Técnico de Laboratório - Química – 2016) O gesso é composto principalmente por
sulfato de cálcio hidratado (CaSO4.2H2O). Considerando o produto de solubilidade (Kps) do
sulfato de cálcio igual a 2,4 x 10-5, a concentração de Ca2+ em uma solução saturada com sulfato
de cálcio corresponde a:
A alternativa "A " está correta.
 
Vamos aplicar a relação à expressão do produto de solubilidade.
MÓDULO 2
 Identificar os fundamentos de análises qualitativas para determinação de cátions
PRECIPITAÇÃO SELETIVA
A precipitação seletiva é uma técnica utilizada quando se deseja separar cátions diferentes em uma
solução pela adição de um ânion que reaja com o cátion e forme um sal pouco solúvel. Diante disso,
deseja-se que a solubilidade dos precipitados formados seja bem distinta para que a separação seja
efetiva.
Para proporcionar a separaçãode compostos em uma amostra, devemos levar em consideração a
quantidade de reagente precipitante a ser adicionado e os valores de Kps dos precipitados formados.
TEORIA NA PRÁTICA
Por exemplo, separação de íons cálcio e íons magnésio de uma amostra de água utilizando o hidróxido
como reagente. Sabe quem vai precipitar primeiro? Lembra como analisamos isso pelo Kps?
RESOLUÇÃO
Os valores de Kps são 5,5 x 10-6 para o hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, e 1,1 x 10-11 para o hidróxido de
magnésio, Mg(OH)2. Os compostos possuem a mesma razão de íons, ou seja, mesmo tipo de
Kps =[Ca2+][SO2−4 ]
2, 4 x 10−5 = (S) (S) 
2, 4 x 10−5 = S2
S = 4, 9 x 10−3  mol /L = 4, 9  mmol /L 
estequiometria, e, nesse caso, podemos analisar os valores de Kps. Quanto maior o valor de Kps, maior
será a solubilidade dos compostos. O hidróxido de cálcio possui Kps maior do que o hidróxido de
magnésio. Logo, o hidróxido de magnésio irá precipitar primeiro.
Se a concentração de cada cátion for conhecida, também é possível calcular, aplicando à expressão
matemática do produto de solubilidade (Kps), a concentração dos íons OH- que será necessária para
que ocorra a precipitação de cada composto.
Suponha que na amostra de água haja 0,015 mol/L de íons Ca2+ e 0,075 mol/L de íons Mg2+. Assim:
Para a precipitação de Ca2+ como hidróxido de cálcio:
RESOLUÇÃO
Para a precipitação do Mg2+ como hidróxido de magnésio:
Outra forma de separar cátions em solução é a precipitação controlada, ou seja, adição de ânion que
forme um composto pouco solúvel com apenas um dos cátions.
Por exemplo, na separação de íons Ba2+ e K+, presentes em uma solução, podemos adicionar uma
solução contendo íons sulfato que formará um precipitado com o bário na forma de BaSO4, enquanto os
íon K+ permanecerão em solução.
Ca(OH)
2
⇋ Ca2+ + 2 OH−
Kps =[Ca2+][OH−]
2
[OH−]
2
=
Kps
[Ca2+ ]
[OH−]= √( )Kps
[Ca2+ ]
[OH−]= √( ) = 0,019mol/L5,5x10
−6
0,015
Mg(OH)
2
⇋   Mg2+ + 2  OH−
Kps =[Mg2+][OH−]
2
[OH−]
2
=
Kps
[Mg2+ ]
[OH−]= √ Kps
[Mg2+ ]
[OH−]= √ = 1,2 x 10−5mol/L1,1x10
−11
0,075
O especialista Luiz Américo fará a resolução de exercícios de precipitação seletiva.:
ESQUEMA CLÁSSICO DE IDENTIFICAÇÃO DE
CÁTIONS
Podemos aplicar a técnica de precipitação controlada para identificar os constituintes de uma solução
contendo íons desconhecidos (solução-problema). A separação e a identificação de cátions ocorrem
pela adição de reagentes específicos que precipitam determinados grupos de cátions, denominados
reagentes de grupo.
Um reagente de grupo deve ter as seguintes características:
precipitar quase que quantitativamente os cátions do grupo e não precipitar os cátions do grupo
posterior;
formar precipitados capazes de dissolver-se em ácidos;
seu excesso no meio reacional não deve impedir a identificação dos íons em solução.
 COMENTÁRIO
Dizemos que uma precipitação é quantitativa quando 99,9% do metal foi precipitado. Podemos também
considerar que houve precipitação quantitativa quando a concentração do cátion após a adição do
reagente precipitante é 1/1.000 da concentração inicial (Cfinal ≤ 0,001 Cinicial).
Em uma análise qualitativa sistemática (ou marcha analítica), os cátions são classificados em cinco
grupos com base na capacidade de formar precipitados estáveis na presença dos reagentes de grupo.
A classificação dos cátions pode variar segundo autores. Aqui vamos utilizar a classificação adotada no
livro Vogel: Química Analítica Quantitativa.
 
Tabela 5: Mendham et al. (2002, p. 213-124).
 Classificação dos cátions em grupos analíticos.
A identificação dos cátions presentes em uma amostra pode ser realizada por via seca (teste de
chama) ou por via úmida (marcha analítica de cátions), sendo este último o mais aplicado.
A identificação por via úmida ocorre por meio da digestão da amostra (dissolução em um meio líquido) e
posterior tratamento com reagentes químicos. Vamos verificar a análise sistemática de cada grupo de
cátions.
A amostra a ser analisada pode conter cátions de um mesmo grupo ou de grupos distintos. Se na
amostra houver a presença de cátions de diferentes grupos, teremos que separar esses íons
inicialmente por grupos (I a V) e em seguida analisar a existência de cátions pertencentes ao mesmo
grupo.
O ESQUEMA A SEGUIR APRESENTA UM ESQUEMA DE
SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS EM GRUPOS.
 
Esquema: Mendham et al. (2002. p. 449).
 Esquema geral de separação de cátions em grupos de I a V.
Para cada grupo obtido, temos uma marcha analítica a ser desempenhada. Vamos verificar como
identificamos alguns elementos dentro de um grupo específico.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO I
Os cátions do grupo I (prata, chumbo e mercúrio I ou mercuroso) formam precipitados na forma de
cloreto insolúvel, de cor branca, em virtude da adição HCl.
Entre os três cátions, o cloreto mercuroso (Hg2Cl2) é o menos solúvel (Kps = 1,43 x 10-18), seguido do
cloreto de prata (AgCl ), que tem Kps = 1,77 x 10-10. O cloreto de chumbo (PbCl2) é ligeiramente solúvel
(Kps = 1,70 x 10-5) em meio aquoso e por isso não conseguimos realizar a sua completa precipitação ao
adicionar o ácido clorídrico.
Por esse motivo, conseguimos precipitar esse cátion quantitativamente, utilizando o ácido sulfúrico como
reagente, junto com os cátions do grupo II.
As reações de precipitação desse grupo são:
Ag+ + Cl− → AgCl(s)
Pb2+ + 2 Cl− → PbCl2(s)
Hg2
2+ + 2 Cl− → Hg2 Cl2(s)
A partir desses precipitados se inicia a análise do grupo I.
ÍONS PB2+
O cloreto de chumbo, PbCl2, é solúvel em meio aquoso com temperatura elevada. Por isso, adiciona-se
água ao precipitado formado pela adição de HCl diluído, e essa mistura é aquecida em banho-maria até
100 °C.
O Pb2+ é solubilizado nessas condições e, em seguida, efetuamos a centrifugação para separar o
sobrenadante, que conterá o cátion Pb2+, e o precipitado residual, que conterá os íons prata e mercúrio
(I) na forma de cloreto.
A este sobrenadante adicionamos uma solução de iodeto de potássio para precipitar o chumbo na forma
de iodeto de chumbo (PbI2 ; Kps = 4,41 x 10-9).
ÍONS HG22+
A partir do precipitado, analisaremos a presença de prata e mercúrio (I). Quando adicionada uma
solução concentrada de hidróxido de amônio, NH4OH, a esse sólido, observamos a formação de um
precipitado negro, que corresponde a uma mistura de mercúrio metálico, Hg(s), e amidocloreto de
mercúrio, Hg(NH2)Cl(s).
O precipitado referente ao AgCl é dissolvido, pois, como vimos anteriormente, na presença de amônia,
os íons Ag+ são recrutados para a formação do complexo diaminoprata (I), [Ag(NH3)2]+. As reações de
formação do precipitado de mercúrio e complexação da prata podem ser observadas a seguir.
ÍONS AG+
Pb2+(aq) +  2 I
−
(aq) → PbI2(s)
Hg2 Cl2(s) + 2 NH3(aq) →   Hg(s)  + NH4(aq)
+ + Hg(NH2)Cl(s) + Cl−(aq)
AgCl(s) + 2 NH3(aq) → [Ag(NH3)
2
]
+
(aq)
+ Cl−(aq)
Para a identificação da prata adicionamos ao sobrenadante, contendo o complexo [Ag(NH3)2]+, ácido
nítrico, e o precipitado reaparece, conforme a reação a seguir.
VEJA A SEGUIR O ESQUEMA DE SEPARAÇÃO E
IDENTIFICAÇÃO DO GRUPO I.
 
Esquema: Mendham et al. (2002. p. 457).
 Marcha analítica do grupo I.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO II
 
Imagem: Smokefoot / Wikimedia Commons / Domínio Público
[Ag(NH3)
2
]
+
(aq)
+ Cl−(aq)  + 2 H
+
(aq) → AgCl(s) + 2 NH4
+
(aq)
 Estrutura química da tioacetamida. (TAA).
Os cátions do grupo II – chumbo, mercúrio (II) ou mercúrico, cobre e arsênio – são obtidos pela
precipitação com tioacetamida (TAA) que forma os seguintes precipitados:
Após a precipitação na forma de sais de sulfeto, podemos proceder com a marcha analítica do grupo II.
ÍONS AS3+
A separação do arsênio é dada pela adição de hidróxido de sódio, NaOH, responsável por solubilizar e
separar esse íon dos outros elementos. A acidificação do meio faz com que haja novamente a
precipitação do As3+ na forma de As2S3.
A identificação do arsênio é feita por meio da reação de dissolução do precipitado com ácido nítrico para
formar o arsenatoe posterior adição de nitrato de prata para a formação de um precipitado castanho
avermelhado de arsenato de prata.
ÍONS HG2+
O íon mércurio (II) será identificado pela permanência de um precipitado preto na presença de ácido
clorídrico, pois os cátions Cu2+ e Pb2+ são solúveis.
ÍON PB2+
Ao sobrenadante, adicionamos ácido sulfúrico para separar e identificar a presença de chumbo,
formando um precipitado branco, conforme reação a seguir.
Pb2+(aq)  + S
2−
(aq) → PbS(s)            Kps = 2, 5 x 10
−27
Hg2+(aq) + S
2−
(aq)  → HgS(s)           Kps = 1, 6 x 10
−52
Cu2+(aq) + S
2−
(aq) → CuS(s)           Kps = 6, 3 x 10
−36
2As3+(aq) +  3S
2−
(aq) → As2 S3(s)   Kps = 2, 1 x 10
−22
3As3+(aq) + 5 HNO3(conc.) + 2 H2O(l) → 3AsO4
3−
(aq) + 5 NO(s) + 9H
+
(aq)
AsO4
3−
(aq) + 3Ag
+
(aq) → 3 Ag3 AsO4(s)
ÍON CU2+
O cobre (II), presente no sobrenadante, é identificado pela reação com o complexo hexacianoferrato (II)
de potássio, formando um precipitado marrom avermelhado de hexacianoferrato (II) de cobre em meio
ácido, conforme reação a seguir.
A MARCHA ANALÍTICA DO GRUPO II PODE SER
OBSERVADA NO ESQUEMA A SEGUIR.
 
Esquema: Mendham et al. (2002. p. 458-469).
 Marcha analítica do grupo II.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO III
Pb2+(aq) +  SO4
2−
(aq) ⇌ PbSO4(s)
2Cu2+(aq) + [Fe(CN)
6
]
4−
(aq)
→ Cu2[Fe(CN)
6
]
(s)
Os elementos do grupo III são subdivididos em IIIA – ferro (III), cromo (III), alumínio – e IIIB – manganês
(II) e zinco.
Na análise sistemática dos cátions do grupo III, os cátions do grupo IIIA são precipitados na forma de
hidróxidos, conforme as reações a seguir, enquanto os cátions do grupo IIIB permanecem solúveis no
sobrenadante. Sobre a análise destes últimos, falaremos adiante.
O precipitado obtido na separação dos grupos é lavado com uma mistura de NH4Cl e água destilada.
Após a lavagem, o precipitado é dissolvido pela adição de HCl diluído.
ÍON FERRO (III)
A precipitação do ferro é realizada pela adição de NaOH até pH alcalino e adição de H2O2 em
aquecimento em banho-maria. A confirmação da presença de ferro é feita pela adição de
hexacianoferrato (III) de potássio que forma um precipitado azul-escuro de Fe4[Fe(CN)6]3.
ÍON ALUMÍNIO
O alumínio é precipitado pela adição solução de hidróxido de amônio à solução que contém o Al3+. Na
análise sistemática do grupo IIIA, ao sobrenadante contendo Al3+ e Cr3+ é adicionada solução de
amônio e se observa a formação de um precipitado branco gelatinoso de hidróxido de alumínio conforme
reação a seguir.
ÍON CROMO (III)
Fe3+(aq) + 3OH
−
(aq) → Fe(OH)3(s)           Kps = 3, 2 x 10
−38
Cr3+(aq) + 3OH
−
(aq) → Cr(OH)
3(s)
          Kps = 6, 3 x 10
−31
Al3+(aq) + 3OH
−
(aq) → Al(OH)
3(s)
          Kps = 1, 0 x 10
−32
Fe2+ + [Fe(CN)
6
]3− → Fe3+ + [Fe(CN)
6
]4−
4     Fe3+ + 3[Fe(CN)
6
]
4−
→ Fe4[Fe(CN)6]3
Al3+(aq) + 3 NH3(aq) + 3H2O → Al(OH)
3(s)
+ 3NH4
+
(aq)
O cromo III que é oxidado a cromato pela adição de hidróxido é identificado pela adição de ácido acético
diluído e de acetato de chumbo. Observa-se, então, a formação de um precipitado amarelo que indica a
presença de cromo III na forma de cromato de chumbo, PbCrO4.
Os cátions do grupo IIIB, que permanecem solúveis no sobrenadante após a adição do hidróxido, são
precipitados na forma de sulfetos mediante a adição de solução de tioacetamida, conforme as reações a
seguir.
Os precipitados são dissolvidos na presença de ácido clorídrico. O ácido sulfídrico é eliminado por
aquecimento.
ÍON MANGANÊS (II)
A adição de NaOH diluído promove a formação de um precipitado de hidróxido de manganês. A
presença do manganês é confirmada pela adição de peróxido de hidrogênio, que promove a formação
de um precipitado marrom, característico do MnO(OH)2. A reação de precipitação do manganês pode
ser observada a seguir.
ÍON ZINCO
Na presença de hidróxido, o zinco permanece em solução por formação de um complexo solúvel,
[Zn(OH)4]2-. O sobrenadante então é tratado com ácido acético e tioacetamida. A presença de zinco é
identificada pela formação de um precipitado branco de sulfeto de zinco.
CrO4
2−
(aq) + Pb(CH3 COO)
2(aq)
→ PbCrO4(aq) + 2 CH3 COO
−(aq)
Zn2+(aq) + S
2−
(aq) → ZnS(s)            Kps = 1, 0 x 10
−23
Mn2+(aq) + S
2−
(aq) → MnS(s)           Kps = 1, 4 x 10
−15
Mn2+(aq) + 2OH
−
(aq) → Mn(OH)
2(s)
Mn(OH)
2(s)
+ H2O2(aq) →   MnO(OH)2(s)
Zn2+(aq) + S
2−
(aq) → ZnS(s)
A IMAGEM A SEGUIR APRESENTA A MARCHA ANALÍTICA
DE ALGUNS ELEMENTOS DOS SUBGRUPOS IIIA E IIIB.
 
Esquema: Mendham et al. (2002, p. 469-480).
 Marcha analítica do grupo III.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO IV
O quarto grupo (bário, cálcio e estrôncio) é obtido pela precipitação de carbonato de bário, carbonato de
estrôncio e carbonato de cálcio por adição de carbonato de amônio, (NH4)2CO3, conforme reações a
seguir.
A mistura de precipitados é tratada com ácido acético até total dissolução. Posteriormente, adiciona-se
acetato de amônio e dicromato de potássio.
ÍON BÁRIO
Ba2+(aq) + CO3
2−
(aq) → BaCO3(s)           Kps = 8, 1 x 10
−9
Ca2+(aq) + CO3
2−
(aq) → CaCO3(s)           Kps = 4, 9 x 10
−9
Sr2+(aq) + CO3
2−
(aq) → SrCO3(s)              Kps = 1, 6 x 10
−9
O precipitado amarelo formado pela adição do dicromato de potássio corresponde ao BaCrO4 e
identifica a presença de bário.
Os íons Ca2+ e Sr2+ presentes no sobrenadante são novamente precipitados, com a adição de NH4OH
e (NH4)2CO3 na forma de carbonato para eliminação dos íons cromato presentes em solução.
O precipitado é novamente dissolvido com ácido acético e tratado com sulfato de amônio em
aquecimento e posterior repouso da solução.
ÍON ESTRÔNCIO
A formação de um precipitado branco, SrSO4, com a adição de sulfato de amônio indica a presença de
Sr2+, conforme a reação a seguir.
ÍON CÁLCIO
O cálcio é identificado pela adição de hidróxido de amônio em pH alcalino e (NH4)2C2O4. A formação de
um precipitado branco referente ao Ca(C2O4) indica a presença dos íons cálcio na solução.
O ESQUEMA A SEGUIR APRESENTA A MARCHA ANALÍTICA
DE ALGUNS ELEMENTOS DO GRUPO IV.
Ba2+(aq) +  CrO4
2−
(aq) → BaCrO4(s)
Sr2+(aq) + SO4
2−
(aq) → SrSO4(s)
Ca2+(aq) + C2O4
2−
(aq) → Ca(C2O4)
(s)
 
Esquema: Mendham et al. (2002, p. 480-485).
 Marcha analítica do grupo IV.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO V
O grupo V é composto pelos cátions de sódio, magnésio e potássio e não apresenta reagente específico
para a precipitação dos cátions.
Outro fator importante é que os íons que compõem esse grupo quase não formam substâncias
insolúveis.
Para a investigação da presença dos cátions desse grupo, a solução-problema é dividida em três partes
iguais para a realização de testes específicos para cada cátion.
ÍON MAGNÉSIO
O íon magnésio é identificado pela reação com o reagente p-nitrobenzeno-azo-resorcinol (magneson) na
presença de hidróxido de sódio. A formação de uma laca azul indica a presença de Mg2+. Essa reação
depende da adsorção do corante magneson sobre o Mg(OH)2.
ÍON POTÁSSIO
O íon potássio é identificado pela adição de uma solução de hexanitrocobaltato (III) de sódio,
Na3[Co(NO2)6]. A reação forma um precipitado amarelo de hexanitrocobaltato (III) de potássio.
A reação pode ser observada a seguir.
ÍON SÓDIO
Os íons sódio são identificados pela reação com acetato de uranilo e magnésio. A reação promove a
formação de um precipitado amarelo, cristalino de acetato de uranilo, magnésio e sódio.
O ESQUEMA A SEGUIR APRESENTA A MARCHA ANALÍTICA
DE ALGUNS ELEMENTOS DO GRUPO V.
 
Esquema: Mendham et al. (2002, p. 485).
 Marcha analítica do grupo V.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
3     K+(aq) + [Co(NO2)
6
]
3−
(aq)
→ K3[Co(NO2)
6
]
(s)
Na+(aq) +  Mg
2+
(aq) +  3 UO2
2+
(aq) +  9 CH3 COO
−
(aq) →   NaMg(UO2)
3
(CH3 COO)
9(s)
1. A PARTIR DOS CONHECIMENTOS SOBRE ANÁLISE SISTEMÁTICA DE
CÁTIONS, AVALIE AS AFIRMATIVAS A SEGUIR. 
 
I– A ANÁLISE QUÍMICA QUALITATIVA BUSCA CONHECER SOMENTE A
PRESENÇA OU AUSÊNCIA DE DETERMINADO ANALITO. 
 
II– A ANÁLISE DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS REQUERINSTRUMENTOS E
EQUIPAMENTOS SOFISTICADOS. 
 
III– OS CÁTIONS SÃO AGRUPADOS EM TRÊS GRUPOS, SENDO O GRUPO III
SUBDIVIDIDO EM IIIA E IIIB. 
 
IV– A ANÁLISE DE CÁTIONS ENVOLVE A SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO
ATRAVÉS DO USO DE REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO. 
 
ASSINALE A ALTERNATIVA CORRETA.
A) I e II.
B) I e III.
C) II e IV.
D) II e III.
E) I e IV.
2. (FUNCAB - SEDAM - RO – 2014) UMA SOLUÇÃO CONTÉM ÍONS AQUI
DESIGNADOS POR: X2+, Y3+ E Z2+ EM IGUAL CONCENTRAÇÃO 0,01 MOL.L-1.
QUANDO ÍONS HIDROXILA SÃO ADICIONADOS LENTAMENTE À SOLUÇÃO,
FORMAM-SE HIDRÓXIDOS INSOLÚVEIS DESSES CÁTIONS QUE PRECIPITAM
SELETIVAMENTE. À ORDEM DE PRECIPITAÇÃO DOS HIDRÓXIDOS ESTÁ
INDICADA NA ALTERNATIVA: DADO KPS: X(OH)2 = 4,0 X 10-20; Y(OH)3= 2,7 X 10-
34 E Z(OH)2 = 1,6 X 10-11:
A) X(OH)2, Z(OH)2 e Y(OH)3.
B) Z(OH)2, Y(OH)3 e X(OH)2.
C) X(OH)2, Y(OH)3 e Z(OH)2.
D) Z(OH)2, X(OH)2 e Y(OH)3.
E) Y(OH)3, X(OH)2 e Z(OH)2.
GABARITO
1. A partir dos conhecimentos sobre análise sistemática de cátions, avalie as afirmativas a seguir. 
 
I– A análise química qualitativa busca conhecer somente a presença ou ausência de determinado
analito. 
 
II– A análise de identificação de cátions requer instrumentos e equipamentos sofisticados. 
 
III– Os cátions são agrupados em três grupos, sendo o grupo III subdividido em IIIA e IIIB. 
 
IV– A análise de cátions envolve a separação e identificação através do uso de reações de
precipitação. 
 
Assinale a alternativa correta.
A alternativa "E " está correta.
 
A identificação de cátions requer o uso de vidrarias e equipamentos simples. Por exemplo, tudo de
ensaio, pipetas, bastão de vidro, placa de aquecimento para banho-maria. Os cátions são divididos em
cinco grupos.
2. (FUNCAB - SEDAM - RO – 2014) Uma solução contém íons aqui designados por: X2+, Y3+ e Z2+
em igual concentração 0,01 mol.L-1. Quando íons hidroxila são adicionados lentamente à
solução, formam-se hidróxidos insolúveis desses cátions que precipitam seletivamente. À ordem
de precipitação dos hidróxidos está indicada na alternativa: Dado Kps: X(OH)2 = 4,0 x 10-20;
Y(OH)3= 2,7 x 10-34 e Z(OH)2 = 1,6 x 10-11:
A alternativa "E " está correta.
 
Vamos calcular a concentração de hidróxidos para cada composto precipitado.
Kps =[X2+][OH−]
2
⟹[OH−]= √ = 2,0 x 10−9 mol/L4,0 x 10
−20
0,01
Kps =[Y 3+][OH−]
3
⟹[OH−]= 3√ = 6,5 x 10−10 mol/L2,7 x 10
−34
0,01
MÓDULO 3
 Reconhecer os ânions mais comuns em laboratório e os conceitos de métodos instrumentais
para identificação de íons
ANÁLISE QUALITATIVA DE ÂNIONS
Vamos estudar, neste módulo, a identificação dos principais ânions utilizados em laboratório. Para a
segregação e identificação de ânions presentes em uma amostra não existe uma sistemática, ou seja,
não existe uma marcha analítica. Então como iremos analisar os ânions?
A identificação dos ânions é feita por meio do tratamento da amostra com reagentes que irão promover
a precipitação deles.
 
Foto: Shutterstock.com
 Imagem Ilustrativa.
SÃO DOZE OS ÂNIONS MAIS INVESTIGADOS NO
LABORATÓRIO:
Kps =[Z2+][OH−]
2
⟹[OH−]= √ = 4,0 x 10−5 mol/L1,6 x 10
−11
0,01
cloreto (Cl-) brometo (Br-) iodeto (l-)
fluoreto (F-) sulfato (SO42-) nitrato (NO3-)
nitrito (NO2-) carbonato (CO32-) fosfato (PO43-)
sulfito (SO32-) cromato (CrO42-) sulfeto (S2-)
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
A amostra contendo um ou mais analitos para investigação, em geral, passa por uma série de testes
preliminares. Os testes preliminares apenas indicam a presença ou ausência de alguns íons por meio da
cor da amostra, sua solubilidade em água e valor de pH. As informações que esses testes fornecem
muitas vezes são suficientes para indicar ou eliminar a presença de alguns ânions que deverão passar
por testes específicos. O quadro a seguir apresenta alguns testes preliminares.
Teste
preliminar
Método Resultado
Solubilidade
da amostra
Adicionar uma pequena quantidade
de amostra sólida em um tubo de
ensaio e adicionar água. Agitar e
aquecer.
Se alguma substância não se
dissolver, isso indica a presença de
SrSO4, PbSO4, BaSO4, AgCl,
BaCO3, entre outras
pH da
amostra
Determinar o pH utilizando uma fita
de pH universal.
pH < 2,0 indica a presença de
HSO4- ou ácidos livres
pH > 2,0 indica a presença de
íons CO32-, S2- ou PO43-
Tratamento
com H2SO4
concentrado
Adicionar, com muito cuidado,
H2SO4 concentrado na amostra.
CO32- → CO2(g): incolor e
inodoro
NO2- → NO(g): incolor – torna-
se marrom em contato com o ar
NO2- → NO2(g): marrom, odor
picante
F- → H2F2: incolor, corrói o
vidro
I- → I2(g): violeta
Br- → Br2(g): marrom
CI- → CI2(g): incolor, odor
picante
CH3COO- → CH3COOH:
incolor, odor de vinagre
* Os sulfatos, boratos e fosfatos não
apresentam evidências de reação.
Quadro: Testes preliminares para identificação de ânions. Extraída de Baccan et al. (1988, p. 236-238).
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Após a realização dos testes preliminares podemos realizar os testes específicos para confirmar a
ausência ou presença do analito.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON CLORETO
A identificação pode ser feita a partir da precipitação de cloreto de prata utilizando o reagente nitrato de
prata como agente precipitante, em meio ácido.
A amostra deve ser acidificada com uma solução de HNO3 6,0 M e em seguida o reagente precipitante
AgNO3 0,2 M é adicionado.
O aparecimento de um precipitado na cor branca e floculento pode indicar a presença de íons cloreto.
Para confirmar a sua presença, devemos centrifugar e adicionar ao precipitado uma solução de NH3 6,0
M até total dissolução.
Voltamos a adicionar uma solução de HNO3 6,0 M e, se observarmos novamente o precipitado branco,
confirmamos a presença de íon Cl- na amostra.
Devemos lembrar que os íons brometo e iodeto são interferentes dessa análise. As reações para a
análise de cloreto são apresentadas a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON CARBONATO
O íon carbonato é identificado pela adição de uma solução de cloreto de bário que promoverá a
precipitação de um sólido branco de carbonato de bário.
Nesse teste somente os carbonatos reagem – os bicarbonatos não.
A reação pode ser confirmada pela dissolução do precipitado em um ácido mineral. As reações para a
análise de carbonato são apresentadas a seguir.
ÁCIDO MINERAL
Cl−(aq) + Ag
+
(aq) → AgCl(s)
AgCl(s) + 2 NH3(aq) → [Ag(NH3)
2
]
+
(aq)
+ Cl−(aq)
[Ag(NH3)
2
]
+
(aq)
+ 2Cl−(aq) + 2H
+
(aq) → AgCl(s) + 4NH4
+
(aq)
Ba2+(aq) + CO3
2−
(aq) → BaCO3(s)
BaCO3(s) + 2H
+
(aq) → Ba
2+
(aq) + CO2(g) + H2O(l)
javascript:void(0)
O ácido mineral ou inorgânico é um derivado de um composto inorgânico, ou seja, não possui
átomos de carbono. Por exemplo: HCl, HNO3 e H2SO4.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON SULFITO
O íon sulfito pode ser identificado pela adição de uma solução de cloreto de bário que forma um
precipitado branco de sulfito de bário.
Esse precipitado se dissolve na presença de HCl diluído, liberando dióxido de enxofre. As reações para
a análise de sulfito são apresentadas a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FLUORETO
Para a identificação do íon fluoreto podemos utilizar o cloreto de cálcio como agente precipitante.
A reação promoverá o surgimento de um precipitado branco e viscoso de fluoreto de cálcio. Este é
insolúvel em ácido acético e ligeiramente solúvel em ácido clorídrico diluído.
A formação do fluoreto de cálcio pode ser observada na reação a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON NITRITO
O nitrito pode ser analisado pela adição de uma solução de iodeto de potássio, seguida de acidificação
com ácido acético que resulta na liberação de iodo, o qual pode ser identificado pela cor azul, produzida
com pasta de amido.
Ba2+(aq) + SO3
2−
(aq) → BaSO3(s)
BaSO3(s) + 2H
+
(aq) → Ba
2+
(aq) + SO2(g) + H2O(l)
2 F−(aq) + Ca
2+
(aq) → CaF2(s)
2 NO2
−
(aq) + 2 I
−
(aq) + 2 CH3 COOH(aq) → I2 + 2 NO(g) + 2 CH3 COO
−
(aq) + 2H2O(l)
 
Foto: Shutterstock.com
 Foto ilustrativa de solução aquosa de bromo poucoconcentrada em tubo de ensaio.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON BROMETO
O íon brometo deverá ser identificado pela reação de oxidação utilizando o dióxido de manganês em
ácido sulfúrico concentrado.
A reação promove o desprendimento de vapores de bromo de cor marrom avermelhada. O bromo pode
ser reconhecido pelo forte e irritante cheiro e branqueamento do papel de tornassol.
A reação de identificação dos íons brometo pode ser observada a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON IODETO
O ânion iodeto é identificado pelo aparecimento do iodeto molecular formado na fase orgânica da
reação. A amostra deverá ser acidificada com ácido sulfúrico. Em seguida, são adicionados cristais de
NaNO3 e CCl4.
A presença do iodo se dá pela formação da cor violeta na fase orgânica.
São íons interferentes nessa análise o cromato e o sulfeto.
2 Br−(aq) + MnO2(s) + 2 H2 SO4(aq) → Br2(g) + Mn
2+
(aq) + 2 SO4
2−
(aq) + 2 H2O(l)
 
Foto: Shutterstock.com
 Foto ilustrativa do iodo evaporando, fazendo com que 
vapores violetas subam da fusão.
A reação de identificação é mostrada a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON NITRATO
Para a identificação dos íons nitrato vamos acidificar a amostra com ácido sulfúrico concentrado e fio de
cobre.
Após o aquecimento, ocorrerá a liberação de vapores de NO2 de cor marrom avermelhada, e a solução
adquire uma cor azul devido à formação de íons Cu2+.
A reação a seguir corresponde à análise de nitrato.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON SULFATO
2  HNO2(aq) + 2 I
−
(aq) + 2 H
+
(aq) → 2  NO(g) + I2(CCl 4) + 2 H2O(l)
2  NO3−(aq) + 4 H2 SO4(aq) + 3  Cu(s) → 3 Cu
2+
(aq) + 2  NO(g) + 4 SO4
2−
(aq) + 4 H2O(l)
2  NO(g) + 2O2(g) → 2 NO2(g)  
Os íons sulfato podem ser identificados pelo ensaio de precipitação do sal sulfato de bário de cor
branca.
Para esse ensaio acidificaremos a amostra com solução de HCl diluído e adicionaremos solução de
BaCl2.
A seguir a reação de identificação de sulfatos.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FOSFATO
Para a identificação dos íons fosfato realizaremos a reação de precipitação de um sólido amarelo
brilhante referente ao (NH4)3[P(Mo3O10)4](s).
A amostra deverá ser acidificada com uma solução concentrada de ácido nítrico e levada ao
aquecimento.
Em seguida adicionaremos solução de molibdato de amônia.
A reação pode ser observada a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON CROMATO
Identificam-se os íons cromato pela precipitação de um sólido amarelo-pálido de cromato de bário que é
insolúvel em água e em ácido acético, mas que é solúvel em ácidos minerais diluídos. A reação de
precipitação se dá pela adição de cloreto de bário.
Tal reação pode ser observada a seguir.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON SULFETO
O íon sulfeto deverá ser identificado por meio da reação de formação de um precipitado negro no papel
de filtro.
A amostra deverá ser acidificada com ácido sulfúrico e em seguida homogeneizada.
Ba2+(aq) + SO4
2−
(aq) → BaSO4(s)
HPO4
2−
(aq) + 3NH4
+
(aq) + 12 MoO4
2−
(aq) + 23H
+
(aq) → (NH4)
3
[P(Mo3 O10)
4
]
(s)
+ 12 H2O(l)
Ba2+(aq) + CrO4
2−
(aq) → BaCrO4(s)
Um pedaço de papel de filtro umedecido com uma solução de acetato de chumbo deverá ser
posicionado na boca do tubo de ensaio.
A reação pode ser observada a seguir.
 ATENÇÃO
Para cada ânion podemos encontrar mais de um teste específico na literatura. Devemos sempre estar
atentos aos íons que são interferentes em outras análises. Um exemplo é a identificação dos íons
cloretos que podem ter como interferentes os íons brometo e iodeto.
MÉTODOS INSTRUMENTAIS DE ANÁLISE DE
ÍONS
Existem muitas técnicas que podem ser aplicadas na determinação de cátions e ânions. A escolha do
método dependerá das características da amostra e dos recursos disponíveis.
Vamos focar no estudo de métodos espectroscópicos baseados na medida da quantidade de radiação
produzida ou absorvida pelas moléculas ou por espécies atômicas de interesse.
ESPECTROSCOPIA UV-VISÍVEL
A técnica analítica é baseada na medida da intensidade de radiação absorvida pelo analito, quando um
feixe de luz atravessa a amostra. A interação da luz oferece muitas possibilidades para a execução de
medidas tanto qualitativas como quantitativas.
 ATENÇÃO
Quando utilizamos a técnica para identificar uma amostra ou quantificar os analitos nela presente,
chamamos de análise espectroquímica. Quando aplicamos na obtenção de um espectro denominamos
S2−(aq) + 2 H
+
(aq) → H2S(g)
H2S(g) + Pb
2+
(aq) ⇌ PbS(s)
de espectrometria.
A luz visível faz parte do espectro eletromagnético. Em uma extremidade do espectro encontram-se os
raios gama e na outra, as ondas de rádio. A parte que nossos olhos veem é muito pequena e vai de
400 nm a 750 nm. Os instrumentos de análise normalmente abrangem medidas contidas no ultravioleta
(400 nm a 180 nm).
A FIGURA A SEGUIR APRESENTA O ESPECTRO
ELETROMAGNÉTICO.
 
Foto: Shutterstock.com
 Espectro eletromagnético.
A quantização da luz se dá a partir da movimentação dos elétrons pelos níveis de energia. Ao absorver
luz, o elétron de um átomo que se encontra no estado fundamental passa de um nível fundamental de
energia para um nível superior de energia ((estado excitado)) .
Um feixe de luz de intensidade passa pela amostra que se encontra dentro de uma cubeta. Uma
parte da luz é absorvida e, portanto, um feixe de luz de intensidade menor ultrapassa a cubeta e
chega ao detector do instrumento. A intensidade de radiação que é absorvida é proporcional à
concentração da espécie em solução, fato que matematicamente é evidenciado pela lei de Lambert-
Beer.
Onde:
I0
I
A = log = ℇbcI0
I
A= absorbância
I0= intensidade que incide na amostra
I= intensidade que ultrapassa a amostra
ɛ= absortividade molar
b= distância percorrida pela radiação, caminho óptico
c= concentração do analito na amostra
As técnicas instrumentais são normalmente aplicadas quando desejamos determinar a concentração
de um analito presente na amostra. Entretanto, podemos aplicar em determinações qualitativas.
Na espectrofotometria UV-visível ((UV-vis)) podemos reconhecer a presença de uma espécie química
pela presença de absorção em determinado comprimento de onda ou pela comparação de espectros
UV-vis.
Muitos compostos inorgânicos absorvem radiação ultravioleta e/ou visível. Os espectros desses
compostos apresentam bandas de absorção largas que normalmente se sobrepõem.
Os elementos da primeira série de transição são os mais coloridos.
A absorção desses compostos envolve a transição de elétrons dos orbitais d preenchidos e não
preenchidos.
O comprimento de onda no qual ocorre a absorção irá depender do número atômico, do estado de
oxidação do metal e do ligante ao qual ele está ligado.
 EXEMPLO
Podemos analisar o espectro UV-vis de amostras que contêm cromo e determinar se o cromo presente
está na forma oxidada Cr6+ ou Cr3+.
O espectro do Cr6+ apresenta duas bandas largas e de elevada intensidade. A primeira banda aparece
em aproximadamente 380 nm e a segunda, em aproximadamente 570 nm.
Já o espectro obtido para o Cr3+ apresenta uma banda de baixa intensidade em aproximadamente 570
nm.
Importante ressaltar que esses comprimentos de onda podem ser deslocados de acordo com o ligante
ao qual o metal está ligado.
Tanto cátions como ânions podem ser determinados por métodos colorimétricos. A escolha do
procedimento colorimétrico para a determinação de uma substância dependerá da concentração do
analito. E, nesse caso, o método colorimétrico é acurado a baixas concentrações. Porém, em
concentrações elevadas, necessita-se de diluição.
Uma análise colorimétrica deve ter reações específicas para determinada substância. Devemos utilizar
compostos formadores de complexos.
No método descrito, devemos ter uma proporcionalidade entre a cor e a concentração. É importante
que a intensidade da cor aumente linearmente com a concentração da substância que está sendo
analisada. A estabilidade da cor produzida deve ser suficiente a ponto de permitir a leitura da
absorbância. A reação colorida deve ser muito sensível, principalmentequando a quantidade do analito
for muito pequena.
Íons Reagente Comprimento de Onda
NH4+ Reagente de Nessler 400 – 425 nm
As3+ Molibdato de amônio 840 nm
Cr3+ 1,5-difenilcarbazida 365 – 370 nm
Ti4+ Peróxido de hidrogênio 3% 410 nm
Cl- Cloranilato de mercúrio II 530 nm
PO43- Azul de molibdênio 820-830 nm
SO42- 2,5-dicloro-3,6-p-benzoquinona 530 nm
Quadro: Análise colorimétrica de cátions e ânions. Extraída de Vogel et al. (2002, p. 369).
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Métodos colorimétrico são passíveis de interferentes e caso a amostra apresente um interferente o
mesmo deverá ser removido ou complexado antes da adição do reagente que promoverá a coloração da
reação.
O especialista Luiz Américo faz a resolução de exercícios sobre quantificação de cátions por
espectrofotometria UV-vis.
ESPECTROSCOPIA ATÔMICA
Também pode ser empregada na determinação qualitativa ou quantitativa de elementos químicos. As
espécies atômicas ou íons elementares (por exemplo, Fe+ e Al+) são determinadas em meio gasoso por
meio do processo de atomização. A eficiência dessa etapa define a precisão e exatidão do método.
javascript:void(0)
ATOMIZAÇÃO
Processo no qual o analito é convertido em átomos ou íons elementares em fase gasosa.
Alguns métodos podem ser aplicados na atomização da amostra. São eles:
plasmas acoplados individualmente;
chama;
eletrotérmica;
plasma de corrente contínua;
arco elétrico;
centelha elétrica.
Nos átomos ou íons em fase gasosa existem apenas transições eletrônicas. Logo, os espectros não são
definidos com bandas e sim por um número limitado de linhas espectrais estreitas, que podem ser de
absorção ou emissão.
A figura a seguir apresenta o espectro de absorção do átomo de hidrogênio.
 
Foto: Shutterstock.com
 Espectro de absorção do átomo de hidrogênio.
Quando os átomos do analito são excitados por uma energia externa na forma de calor ou energia
elétrica o espectro obtido será de emissão. Essa energia pode ser proveniente de um plasma, uma
chama ou um laser de potência que leva os átomos de um estado fundamental (baixa energia) para
um estado excitado (elevada energia) momentaneamente.
No espectro de absorção atômica, a energia é incidida sobre o vapor do analito. Quando essa energia
possuir comprimento de onda específico para o analito, ela será absorvida pelos átomos e promoverá a
excitação. Quanto mais elétrons externos, mais linhas espectrais aparecerão no espectro de emissão e
absorção. Cada elemento químico possuirá uma linha espectral em comprimento de onda específico.
 EXEMPLO
O sódio apresentará linhas estreitas em aproximadamente 330 nm, o potássio em 404 nm e o cálcio em
423 nm.
A ionização em chamas leva à produção de uma mistura de átomos, íons e elétrons no meio que é
altamente aquecido (> 3.000 K). O equilíbrio entre essas espécies depende:
da temperatura da chama;
da concentração do analito; e
da concentração dos elétrons produzidos na ionização.
 EXEMPLO
Na atomização do bário teremos o seguinte equilíbrio:
Nesse caso, dois espectros de emissão ou absorção aparecem. Um espectro correspondente ao átomo
e outro ao íon.
A técnica mais empregada na espectrometria atômica é a espectrometria de absorção atômica (EAA)
devido a sua efetividade, simplicidade e baixo custo. Essa técnica apresenta um desvio instrumental da
lei de Beer, ou seja, desvio resultante do método empregado para efetuar as medidas de absorbância.
Esse desvio ocorre com frequência quando a radiação policromática é empregada na medida da
absorbância. A lei de Beer se aplica estritamente quando as medidas são efetuadas com a radiação
monocromática.
Vamos supor que um feixe de radiação seja constituído de dois comprimentos de onda, λ’ e λ”, e que a
lei se aplique a cada comprimento de onda. O efeito da radiação monocromática na lei de Beer pode
ser observado nas equações a seguir.
e
A medida de absorbância feita com a radiação composta pelos dois comprimentos de onda será:
Caso as absortividades molares sejam iguais, a lei de Beer é obedecida. Se for diferente a relação entre
a Am e a concentração, não será linear.
Devemos escolher o comprimento de onda para a medida espectrofotométrica em uma região onde a
absortividade do analito seja essencialmente constante. Geralmente, quanto melhor o instrumento for,
menos provável a ocorrência de desvios da lei de Beer devido à radiação policromática.
Os instrumentos de EAA são normalmente equipados por:
um monocromador ultravioleta/visível de grade;
uma lâmpada de cátodo oco;
Ba ⇌ Ba+ + e−
A′ = log = ℇ'bc
I ′
0
I ′
A′′ = log = ℇ′′bc
I ′′0
I ′′
Am = log( )
I '0+I
′′
0
I '+I ′′
chama;
um espelho;
um detector; e
um processador.
A resposta, sob a forma de absorbância, é calculada a partir do logaritmo da razão entre os
componentes de referência e da amostra.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (FAUEL – 2016) O CONHECIMENTO DA ABSORÇÃO DE LUZ PELA MATÉRIA É
A FORMA MAIS USUAL DE DETERMINAR A CONCENTRAÇÃO DE COMPOSTOS
PRESENTES EM SOLUÇÃO. A MAIORIA DOS MÉTODOS UTILIZADOS EM
BIOQUÍMICA CLÍNICA ENVOLVE A DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA
DE COMPOSTOS CORADOS. A ESPECTROFOTOMETRIA É UMA DAS TÉCNICAS
ANALÍTICAS VASTAMENTE UTILIZADAS EM LABORATÓRIOS DE ANÁLISES
CLÍNICAS. EM RELAÇÃO À LEI DE LAMBERT BEER, ASSINALE A ALTERNATIVA
INCORRETA.
A) A fração da luz incidente absorvida por uma solução em dado comprimento de onda está relacionada
com a espessura da camada absorvente e a concentração das espécies que absorvem a luz.
B) A lei de Lambert-Beer assume que a luz incidente é um feixe paralelo e monocromático e que as
moléculas do solvente e do soluto estão orientadas ao acaso, onde I é a intensidade da luz transmitida e
I0 é a intensidade da luz incidente.
C) O coeficiente de absorção molar varia com a natureza do composto absorvente, com o solvente e
com o comprimento de onda e também com o pH da solução.
D) A concentração da solução é obtida por cálculos que relacionam a absorbância com a concentração
de um analito padrão.
E) e) O feixe de luz cromático atravessa um meio opaco e heterogêneo, e a camada desse meio
absorve igual à fração de luz que atravessa, independentemente, da intensidade da luz que incidia.
Onde I é a intensidade da luz incidente e I0 é a intensidade da luz transmitida.
2. (CCC IFCE - IF-CE - 2011) A LUZ MONOCROMÁTICA OU POLICROMÁTICA, AO
ATINGIR UM MEIO HOMOGÊNEO, REFLETE-SE EM DUAS PARTES. UMA É
ABSORVIDA E A OUTRA É TRANSMITIDA. DOIS CIENTISTAS, DE FORMA
DISTINTA, ESTUDARAM ESSES EFEITOS, SENDO QUE BEER ESTUDOU O
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO DO CONSTITUINTE COLORIDO DA SOLUÇÃO
SOBRE A TRANSMISSÃO E A ABSORÇÃO, ENQUANTO LAMBERT
DESENVOLVEU A RELAÇÃO ENTRE ESPESSURA DA CAMADA E A
TRANSMISSÃO. A LEI FUNDAMENTAL PARA A ESPECTROFOTOMETRIA É
CONHECIDA COMO LEI DE LAMBERT-BEER, UTILIZADA PARA O CÁLCULO DA
ABSORBÂNCIA. A ABSORBÂNCIA, EXPRESSA EM TERMOS DE
TRANSMITÂNCIA, É CALCULADA PELA FÓRMULA:
A) A = -ln T
B) A = ln T
C) A = -log T
D) A = -10T
E) A = 10T
GABARITO
1. (FAUEL – 2016) O conhecimento da absorção de luz pela matéria é a forma mais usual de
determinar a concentração de compostos presentes em solução. A maioria dos métodos
utilizados em bioquímica clínica envolve a determinação espectrofotométrica de compostos
corados. A espectrofotometria é uma das técnicas analíticas vastamente utilizadas em
laboratórios de análises clínicas. Em relação à lei de Lambert Beer, assinale a alternativa
INCORRETA.
A alternativa "E " está correta.
 
A luz atravessa um meio translúcido. Soluções opacas devem ser filtradas ou tratadas. I0 = é a
intensidade que incide na amostra e I = é a intensidade que ultrapassa a amostra.
2. (CCC IFCE - IF-CE - 2011) A luz monocromática ou policromática, ao atingir um meio
homogêneo, reflete-se em duas partes. Uma é absorvida e a outra é transmitida. Dois cientistas,
de forma distinta, estudaram esses efeitos, sendo que Beer estudou o efeito da concentração do
constituinte coloridoda solução sobre a transmissão e a absorção, enquanto Lambert
desenvolveu a relação entre espessura da camada e a transmissão. A lei fundamental para a
espectrofotometria é conhecida como lei de Lambert-Beer, utilizada para o cálculo da
absorbância. A absorbância, expressa em termos de transmitância, é calculada pela fórmula:
A alternativa "C " está correta.
 
A transmitância é expressa por
T = I/I0
se a absorbância é
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Estudamos sobre a solubilidade e os fatores que afetam a solubilidade de um composto. A solubilidade
está diretamente relacionada com o produto de solubilidade e pode ser afetada pela alteração da
temperatura – normalmente, aumenta com a temperatura. A pressão afeta somente a solubilidade dos
gases.
A análise qualitativa tem por objetivo a identificação de espécies químicas em uma amostra. A
identificação de um analito, seja um cátion ou ânion, consiste na separação por meio de reação de
precipitação.
O reagente que promove a precipitação chama-se reagente de grupo. Somente os cátions possuem
reagentes de grupos e são classificados em grupos de I a V. Somente o grupo V não possui reagente
específico de precipitação. Os ânions não apresentam reagentes específicos que possam determinar a
classificação em grupos. Então, não temos uma análise sistemática para identificar os ânions.
Por fim, vimos que os íons podem ser identificados por métodos de espectrofotometria UV-visível e
absorção atômica (EAA).
A = log = − logT
I0
I
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
BACCAN, N. et al. Introdução à semimicroanálise qualitativa. 2. ed. Campinas: Unicamp, 1988.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. Química, a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson
Prentice Hall, 2005.
DIAS, S. L. P. et al. Química analítica: teoria e prática essenciais. Porto Alegre: Bookman, 2016.
FORTE, C. M. S.; PACHECO, L. C. M.; QUEIROZ, Z. F. Química analítica. 2. ed. Fortaleza: Editora
UECE, 2019. v. I.
HAGE, D. S.; CARR, J. D. Química analítica e análise quantitativa. 1. ed. São Paulo: Pearson, 2012.
JONES, L.; ATKINS, W. Princípios de química. 5. ed. Bookman, 2012.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química e reações químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v. 2.
MENDHAM, J. et al. Vogel: análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
SKOOG, D. A. et al. Fundamentos de química analítica. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.
VOGEL, A. I. et al. Análise química qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre JOU, 1981.
VOGEL, A. I. et al. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
EXPLORE+
Conheça um pouco mais sobre análise qualitativa de íons com o artigo Química analítica básica: o papel
da química analítica clássica na formação do químico, de João Carlos de Andrade e Terezinha Ribeiro
Alvim.
Conheça um pouco mais sobre análise instrumental de íons com o artigo Integração de técnicas
analíticas e proposta de experimentos para cursos de graduação em análise instrumental: uso de
espectrômetro de absorção atômica para medidas de absorção molecular, de GOMES, Marcos et al.
CONTEUDISTA
Layla Fernanda Alves Freire
 CURRÍCULO LATTES
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