QUIMICA ANALITICA I

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 Profª Soraya Saadeh / Profª Valeria Franchi 
 
APOSTILA 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA I 
 
PRÁTICAS DE LABORATÓRIO AMBIENTAL I 
 
PARTE I 
 
Cursos Técnicos de Química e de Meio Ambiente 
 
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INTRODUÇÃO 
 O Homem: Matéria e Energia 
 
Homem  curiosidade natural  explorar e investigar o ambiente que o cerca. 
 
 
. Exemplos de exploração e melhoria de vida: 
 
• Fogo: luz e calor 
• Água líquida: mover uma roda etc. 
• Vapor d’água: movimentar máquinas etc. 
• Vento: movimentar o moinho, barcos a vela etc. 
 
 Curiosidade natural 
 
 
 
Sistematizar os conhecimentos adquiridos 
 
 
 
 analisar explicar comparar relacionar prever 
 
 
 
 Conhecimento científico dos fatos. 
 
 
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• ATIVIDADE (1) 
Observe a figura e cite as matérias e as energias presentes na mesma. 
 
 
 
 
O UNIVERSO É CONSTITUÍDO DE MATÉRIA E DE ENERGIA. 
 
. Matéria 
 
Uma bola, lápis, caderno, alimentos, a lua, as estrelas, o vento, a brisa etc., 
possuem massa, pois se você colocar algumas destas coisas em uma balança, perceberá 
que todas elas possuem uma quantidade de massa. 
Todas possuem características comuns: ocupam lugar no espaço e têm massa. 
 
 
Tudo que ocupa lugar no espaço e tem massa é matéria 
 
 
. Energia 
 
O calor, a luz (do Sol, de estrelas ou de lâmpadas), são formas de energia. 
Todas as substâncias que formam os materiais, vivos ou não vivos, são formas diferentes 
de matéria. 
 
 
 
 
 
 
 
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. Matéria e energia 
 
Todos os seres vivos são feitos de matéria e precisam de energia para que seu 
organismo funcione. 
 
Alimento  Energia  Funções vitais 
 
Em nossas atividades cotidianas precisamos de vários tipos de matéria e energia. 
 
Matéria  Materiais (corpo)  Utensílios, ferramentas (objetos)  Funcionar 
 
 
 energia energia energia 
 
 
 
 
• ATIVIDADE (2) 
Observe a figura abaixo e cite 05 corpos (materiais), 05 objetos (utensílios) e 02 tipos de 
energia presentes na mesma. 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIDADE I 
MATÉRIA 
 
* Características comuns da matéria: 
 
• Massa 
• Volume 
 
* Propriedades gerais 
 
• Inércia: é a propriedade da matéria de resistir a qualquer variação de seu estado de 
repouso ou de movimento 
• Peso: é a força de atração gravitacional que a Terra exerce sobre um corpo 
Obs.: Peso (p) e massa (m) de um corpo não são a mesma coisa, o peso de um corpo 
depende do valor local da aceleração da gravidade (g) e a massa é a quantidade de 
matéria, além de ser uma propriedade exclusiva do corpo, não depende do local onde é 
medida. (p = m . g) 
 Um objeto na Lua, na Terra e no Espaço possui a mesma massa, mas possui peso muito 
diferente. A ação da força de atração gravitacional da Lua é bem menor, equivalente a 1/6 
da força gravitacional da Terra. E no espaço a aceleração da gravidade é quase inexistente. 
• Impenetrabilidade: dois corpos não podem ocupar o mesmo lugar no espaço ao mesmo 
tempo 
• Divisibilidade: desde que a matéria não sofra um fenômeno químico, ela pode ser 
dividida inúmeras vezes sem alterar suas características. 
• Compressibilidade: o volume ocupado por certa porção de substância na fase gasosa 
pode diminuir se ela for submetida à ação de forças externas. 
• Elasticidade: se um material na fase sólida for esticado ou comprimido pela ação de 
forças externas, sem que suas estruturas sejam rompidas, ele voltará a sua forma original. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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* Propriedades específicas 
 
 A utilização de um determinado material na produção de objetos depende do 
estado físico do material e das propriedades características deste, sendo essas chamadas 
propriedades específicas. Objetos são formados por diferentes espécies da matéria 
chamadas de substâncias químicas. 
As diferentes espécies de matéria possuem propriedades que as identificam e diferenciam 
que são as propriedades específicas da matéria. São divididas em: 
 
• Físicas: são certos valores encontrados experimentalmente no comportamento de cada 
material quando submetido a determinadas condições de temperatura e pressão, como 
por exemplo, a densidade, os pontos de fusão e de ebulição e a solubilidade. 
• Ponto de Fusão (P.F.): temperatura na qual uma determinada espécie de matéria passa 
do estado sólido para o estado líquido, sob determinada pressão. 
• Ponto de Ebulição (P.E.): temperatura na qual uma determinada espécie de matéria 
passa do estado líquido para o gasoso, sob determinada pressão. 
Exemplo: pode-se saber o estado físico da espécie, conhecendo-se a temperatura ambiente 
e a pressão em que ela se encontra, por meio dos pontos de fusão e ebulição. 
• Densidade: é a relação entre a massa (m), em g, e o volume (V), em mL ou cm3, ocupado 
pelo corpo. 
d = m / V 
A densidade de um corpo depende da quantidade de massa e do volume ocupado 
por este. 
Se você comparar 1 kg de chumbo e 1 kg de algodão, apesar das massas serem 
iguais, perceberá que o volume ocupado pelo algodão é muito maior porque a densidade 
do algodão é muito menor. 
Para uma substância, em diferentes estados físicos e com massas iguais, o estado 
sólido é em geral mais denso que o líquido e este mais denso que o gasoso. 
Isso acontece porque do estado sólido para o estado gasoso as forças de atração 
entre as partículas que formam a substância diminuem, consequentemente, o volume 
aumenta e a densidade diminui. Conclusão maior volume, para uma mesma massa de um 
mesmo material, densidade menor. 
 
 
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• Empuxo: Todo corpo imerso total ou parcialmente em um líquido, recebe uma força 
vertical, de baixo para cima, igual ao peso da porção de líquido deslocada pelo corpo 
Mergulhando um ovo cozido em um copo com água, o ovo ficará no fundo do copo. Se 
adicionarmos sal de cozinha até saturar a solução, o ovo flutuará. 
Quanto maior a densidade do líquido maior o empuxo. 
• Maleabilidade: propriedade que alguns materiais possuem de ser transformado em 
lâmina. 
• Ductibilidade: propriedade que alguns materiais possuem de ser transformados em fios, 
por exemplo, o ouro, que pode ser transformado em joias delicadas e o cobre para 
produção de fios. 
• Condutividade elétrica: em geral os metais são bons condutores de energia elétrica e 
calor. Por serem bons condutores de calor, os metais, como por exemplo, o alumínio, o 
cobre, o ferro e o aço são usados na produção de utensílios domésticos, como panelas, 
canecas, etc. 
• Dureza: propriedade de alguns materiais de oferecer resistência ao risco (desgaste). 
 
 
* Propriedades organolépticas 
 
 São aquelas que são perceptíveis por meio dos órgãos dos sentidos. 
 
• Cor: alguns materiais possuem cor, isto é, são coloridos, como o ouro, enxofre, iodo. 
Outros não possuem cor, isto é, são incolores, como água, álcool, éter, etc. 
• Sabor: através do paladar percebemos o sabor característico de alguns materiais como o 
sal de cozinha, limão, vinagre, leite de magnésia. As substâncias com sabor são chamadas 
sápidas; outras não possuem sabor, como a água e a parafina e são chamadas insípidas. 
• Odor: através do olfato percebemos que alguns materiais possuem odor, como o 
enxofre, álcool, gasolina, éter e são denominadas, odoríferas; outras, como a água, ouro e 
sal de cozinha não possuem odor e são denominadas inodoras. 
• Funcionais: algumas propriedades da matéria que se encontram entre as propriedades 
organolépticas e as químicas. São aquelas apresentadas por determinados grupos de 
materiaisidentificados por desempenharem alguma função em comum. 
Dentre as várias propriedades funcionais podemos destacar a acidez, a basicidade ou 
alcalinidade e a salinidade. 
 
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• Químicas: são as propriedades que determinam o tipo de fenômeno químico que cada 
material específico é capaz de sofrer. 
 
• ATIVIDADE (3) 
Para pensar: Quando se mergulha uma toalha de banho, em um tanque cheio de água, 
saem bolhas. Como se explica este fenômeno? 
 
• ATIVIDADE (4) 
 
Preencha a última coluna da tabela com os estados físicos de cada material na temperatura 
ambiente de 25°C e pressão de 1 atm. 
 
Material P.F. (°C) P.E. (°C) Estado físico a 25°C 
Ferro 1535 2885 
Água 0 100 
Oxigênio -218 -183 
 
 
• ATIVIDADE (5) 
O que é mais leve (menos denso), o ar quente ou o ar frio? 
 
 
• ATIVIDADE (6) 
 
Pesquise por que o gelo, sendo água no estado sólido, flutua na água líquida? 
• ATIVIDADE (7) 
 
O que é necessário para que um corpo flutue na água? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 ESTADOS FÍSICOS OU ESTADOS DE AGREGAÇÃO DA MATÉRIA 
 
 
Em função das forças de coesão das partículas que formam a matéria ela pode se 
apresentar em diferentes formas, que são denominados Estados Físicos da Matéria. A 
água, por exemplos, pode se apresentar em três formas diferentes, sólida, líquida e gasosa. 
 
Sólido 
• Apresenta forma e volume constantes. 
• Forma um arranjo definido com forças de atração intensas entre as partículas. 
• Espaçamento entre as partículas é muito pequeno. 
 
Líquido 
• Apresenta volume constante e forma variável. 
• Forma um arranjo não definido pois as forças de atração existentes entre as 
partículas não são intensas. 
• Há um razoável espaçamento entre as partículas. 
 
Gasoso 
• Apresenta forma e volume variáveis. 
• Forma um arranjo não definido pois as forças de atração existentes entre as 
partículas são muito fracas deixando-as praticamente livres para se movimentarem 
de maneira desordenada. 
• Há muito espaçamento entre as partículas. 
 
 
 
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• Mudanças de estado físico da matéria 
 
A pressão e a temperatura influem no estado físico da matéria. 
As mudanças de um estado físico para outro recebem denominações específicas: 
 
 
 
 
Características das Mudanças de Estado Físico da Matéria 
 
 
Na fusão, vaporização e sublimação de uma substância há recebimento de calor, 
isto é, há aumento da temperatura, e ou diminuição da pressão. 
 
Na solidificação, condensação e ressublimação há perda de calor, isto é, há 
diminuição da temperatura, e ou aumento da pressão. 
 
A vaporização, conforme a maneira de se processar, recebe denominação 
particular: evaporação, ebulição e calefação. 
Nos locais onde não existe estação de tratamento de água, podemos ferver a água 
para eliminar bactérias. Para isso precisamos fornecer calor a água e essa passa do estado 
líquido para o estado de vapor. Essa mudança do estado líquido para o estado de vapor de 
forma não espontânea, tumultuada e com formação de bolhas denomina-se ebulição. A 
ebulição acontece em todo o líquido. 
Se borrifarmos água líquida em uma panela ou em uma chapa de alumínio bem aquecida, a 
água passará imediatamente para o estado de vapor. A mudança do estado líquido para o 
gasoso rapidamente e a uma temperatura superior a do ponto de ebulição do líquido 
denomina-se calefação. 
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• ATIVIDADE (8) 
 
Sabe-se que bolinhas de naftalina (nome comercial do naftaleno), usada para evitar 
baratas, à temperatura ambiente, tem suas massas diminuídas, terminando por 
desaparecer sem deixar resíduos. Como este fenômeno pode ser explicado? Como se 
denomina? 
 
• ATIVIDADE (9) 
 
Tente explicar o que ocorre na figura a seguir. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIDADE II 
FENÔMENOS 
 
Os fenômenos ou transformações podem ser considerados: 
 
Físico 
 
Sempre que a matéria sofre uma transformação qualquer que não modifica sua 
composição, dizemos que ocorre um fenômeno físico. Exemplos: um papel rasgado, uma 
lata de alumínio amassada, um fio de cobre que sofre passagem de corrente elétrica, 
pulverização de uma rocha, dissolução de sal de cozinha em água, adoçar um suco, 
métodos de separação de misturas (filtração, destilação etc.). 
 
Químico 
 
Sempre que a matéria se transforma de modo a alterar completamente sua 
composição, ou seja, a matéria deixa de ser o que era e passa a ser outra coisa totalmente 
diferente, dizemos que ocorre um fenômeno químico. Exemplos: a queima de uma árvore, 
o azedamento do leite, a queima do gás de cozinha, o enferrujamento de um prego, o 
cozimento do arroz, dissolução do “sonrisal” em água. 
 
Nuclear 
 
São aqueles que ocorrem com modificação do núcleo do átomo. 
 
92 U 235 + 0 n 1  56 Ba 141 + 36 Kr 92 + 3 0 n 1 + energia 
(Bomba Atômica de Hiroshima – Little Boy – 06/08/45) 
 
Exotérmico 
 
O fenômeno ocorre com liberação de energia. A matéria que resulta de uma 
transformação exotérmica é mais estável que aquela que lhe deu origem pois ocorreu 
perda de energia (energia final é menor que a inicial). Exemplo: a queima do gás de 
cozinha. 
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Endotérmico 
 
O fenômeno ocorre com absorção de energia. A matéria que resulta de uma 
transformação endotérmica é mais instável que aquela que lhe deu origem, pois, ocorreu 
ganho de energia (energia final é maior que a inicial). 
Exemplo: derretimento de um cubo de gelo em água líquida. 
 
Exercícios 
 
(1) O gelo seco é o gás carbônico no estado sólido, este passa para o estado gasoso sem 
deixar resíduos. Que mudança de estado ocorre com o gelo seco? 
 
(2) É considerada matéria: 
 ( ) o luar ( ) a música ( ) o ar ( ) o brilho do sol ( ) a sombra de uma pessoa 
 
(3) É considerada energia: 
 ( ) o luar ( ) a música ( ) o ar ( ) o brilho do sol ( ) a sombra de uma pessoa 
 
(4) Por que os balões, que são constituídos de papel, cola, combustível e pavio, sendo mais 
densos que o ar atmosférico, sobem? 
 
(5) Os itens a b e c devem ser respondidos analisando-se o gráfico a seguir, que mostra a 
variação da massa das substâncias A, B e água, em função da variação do volume à 
temperatura constante. 
 
 
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(6) Para determinação da densidade de uma substância são necessários a medida da 
quantidade de massa e o volume ocupado por esta quantidade de massa. Qual a densidade 
do ferro, sabendo-se que uma lâmina de ferro de 5 cm de comprimento, 2 cm de largura e 
1 cm de espessura, tem uma massa de 78,6 g? 
 
(7) Uma substância é um sólido cristalino, funde a 318°C, é branco, inodoro, tem sabor 
cáustico adstringente (sabor semelhante ao percebido quando se come banana verde), tem 
densidade 2,13 g/mL a temperatura ambiente, conduz corrente elétrica no estado fundido 
e em solução aquosa. Dentre as propriedades acima quais você utilizaria para identificação 
da soda cáustica? 
 
(8) O éter possui P.F.= -116°C e P.E.= 34°C;a água possui P.F.= 0°C e P.E.= 100°C.à pressão 
de uma atmosfera (ao nível do mar). Em qual estado físico se encontram o éter e a água 
em São Paulo, onde a temperatura ambiente é 25°C e no Deserto da Arábia, onde a 
temperatura ambiente é 50°C ? 
 
(9) Indique no texto a seguir se as palavras sublinhas são exemplos de matéria, corpo ou 
objeto. 
“Antes da 2ª Guerra Mundial, os americanos fabricavam pára-quedas com fios de 
seda produzidos no Japão. A seda é relativamente frágil e, por isso, apresenta um alto risco 
para este tipo de uso; além disso, com a guerra, o fornecimento de seda para os 
americanos foi cortado. Esses problemas levaram os americanosa desenvolver o náilon, 
que, além de substituir a seda com grande vantagem na fabricação de pára-quedas, é 
muito utilizado atualmente na fabricação de roupas e sapatos, engrenagens, garrafas e 
linhas de pesca, dentre outros”. 
 
(10) Classifique os fenômenos relacionados a seguir em físicos e químicos, indicando 
também se são exotérmicos ou endotérmicos. 
a. Margarina derretendo com o calor de uma chama. 
b. Massa de pão crescendo antes de ir ao forno. 
c. Iogurte sendo resfriado no congelador. 
d. Organismo humano processando a margarina ingerida no café da manhã. 
 
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(11) Julgue as afirmações a seguir em verdadeira (V) ou falsa (F) referentes à mudança de 
fase da matéria. 
a. A fase gasosa é aquela na qual a matéria possui volume próprio e forma variável. 
b. É possível mudar a fase de agregação de uma placa de ferro de sólida para líquida. 
c. A fase sólida é aquela na qual a matéria possui volume próprio e forma própria. 
d. Não é possível mudar a fase de agregação do ar atmosférico de gasosa para líquida. 
e. A fase líquida é aquela na qual a matéria possui volume variável e forma própria. 
 
(12) Sistemas na fase gasosa, em relação a sistemas na fase sólida, são: 
a) mais estáveis b) mais organizados c) menos estáveis d) mais frios 
 
(13) Exemplifica um processo endotérmico: 
a. A queima da parafina de uma vela. 
b. A dissolução do ácido sulfúrico concentrado na água líquida. 
c. A combustão do álcool hidratado em motores de automóveis. 
d. A vaporização da água de uma piscina pela ação da luz solar. 
e. A formação de um iceberg a partir da água do mar. 
 
(14) Indique a afirmação correta: 
a. Na passagem da fase sólida para a fase líquida há absorção de calor. 
b. Combustões de compostos orgânicos são fenômenos endotérmicos. 
c. A mudança da fase líquida para a fase gasosa é um fenômeno exotérmico. 
 
(15) São considerados fenômenos físicos: 
a. Respiração de um animal. 
b. Corte das arvores de uma floresta 
c. Exposição à luz de uma película fotográfica. 
d. Fotossíntese de uma planta. 
e. Desertificação do solo 
 
 
 
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(16) Entre as transformações citadas a seguir, aquela que não representa ocorrência de um 
fenômeno químico é: 
a. O cozimento de um ovo. 
b. A queima do carvão. 
c. O amadurecimento de uma fruta. 
d. O azedamento do leite. 
e. A formação do orvalho. 
 
(17) Qual das alternativas abaixo corresponde a um fenômeno químico? 
a. Evaporação da água. 
b. Fusão de uma lâmina de prata. 
c. Atração de uma agulha por um ímã. 
d. Derretimento de um cubo de gelo em água. 
e. Efeitos da chuva ácida nas plantas. 
 
(18) Escolha as afirmações que correspondem a um fenômeno químico: 
a. A combustão de álcool ou de gasolina nos motores dos automóveis. 
b. A precipitação de chuvas. 
c. A queima do gás de cozinha. 
d. A formação de gelo dentro de um refrigerador. 
e. A formação de ferrugem sobre uma peça de ferro deixada ao relento. 
f. A respiração animal. 
 
(19) As seguintes mudanças de cor são evidências de fenômenos químicos em todos os 
casos, exceto: 
a. O “Bombril” úmido passa, com o tempo, de acinzentando para avermelhado. 
b. O filamento de uma lâmpada acesa passa de cinza para amarelo-esbranquiçado. 
c. Uma fotografia colorida exposta ao sol desbota. 
d. Água sanitária descora uma calça jeans. 
e. Uma banana cortada escurece com o passar do tempo. 
 
 
 
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(20) Assinale as alternativas corretas. 
 
a. Divisibilidade é o que garante que duas porções de matéria não podem ocupar o mesmo 
lugar no espaço. 
b. A impenetrabilidade é uma propriedade que depende dos materiais que são postos em 
contato; por exemplo, o óleo e a água são impenetráveis, já a água e o álcool penetram um 
no outro em qualquer proporção. 
c. A compressibilidade é uma propriedade da matéria que se torna mais perceptível na fase 
gasosa. 
d. Algumas espécies de matéria, como o látex, possuem uma elasticidade bastante 
acentuada. 
e. A inércia garante que a matéria irá permanecer eternamente em repouso ou em 
movimento, sem nunca modificar sua situação original. 
 
(21) Um material possui sempre as mesmas propriedades organolépticas ou elas podem 
variar conforme as condições de temperatura e pressão? 
 
(22) Quais são as propriedades comuns mais relacionadas ao texto dos itens abaixo? 
a. Para obter ouro 18 quilates é preciso fundir 75% de ouro, 12,5% de prata e 12,5% de 
cobre. 
b. Se deixarmos uma panela de água fervendo no fogo, o líquido acabará secando no 
recipiente e o vapor formado se espalhará por todo o ambiente. 
c. Nos cilindros de oxigênio utilizados pelos mergulhadores, o gás, encontra-se 
comprimido. 
d. Uma mola de ferro presa ao teto distende-se quando tem de suportar um peso 
qualquer. 
e. A mola de ferro tende a permanecer distendida na mesma posição até que o peso seja 
retirado. 
 
 
 
 
 
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(23) Indique, dentre os 5 sentidos, o que mais se relaciona aos itens abaixo: 
a. O fel é um líquido esverdeado e viscoso segregado pelo fígado e que tem a fama de ser 
amargo. 
b. Uma característica dos metais é que a maioria deles possui um bonito brilho prateado, 
com exceção do ouro e do cobre. 
c. A “essência de carne podre” é tão potente que, para uma pessoa sentir seu cheiro, basta 
uma quantidade igual a 400 bilionésimos de grama. 
d. O estrondo provocado pela explosão de uma bomba atômica muitas vezes pode ser 
ouvido num raio de 20 Km. 
e. O diamante bruto é áspero e opaco; torna-se extremamente brilhante e liso ao ser 
lapidado. 
 
(24) “O hidróxido de magnésio possui alta basicidade, é solúvel em água e possui sabor 
adstringente. É empregado na medicina como laxante vendido em farmácias com o nome 
leite de magnésia”. 
Quais os tipos de propriedades do hidróxido de magnésio que estão, respectivamente, 
relacionados no texto? 
a. Funcional, química e física. 
b. Geral, química e organoléptica. 
c. Geral, física e química. 
d. Organoléptica, física e química. 
e. Funcional, física e organoléptica. 
 
(25) O ácido nítrico é um líquido transparente, incolor, tóxico e corrosivo. O ácido sulfúrico 
é um líquido incolor, oleoso e muito corrosivo. O contato desses ácidos com a pele provoca 
a destruição dos tecidos. A palavra sublinhada refere-se a uma propriedade desses ácidos. 
Que tipo de propriedade é essa? 
a. Geral b. Funcional c. Física d. Química e. Organoléptica 
 
(26) O permanganato de potássio é um sal que apresenta forma de cristais de cor púrpuro-
escuro, de sabor doce e adstringente. As partes em destaque do texto referem-se a 
propriedade: 
a. Geral b. Funcional c. Organoléptica d. Física e. Química 
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UNIDADE III 
SUBSTÂNCIAS E MISTURAS 
 
Quando o material possui todas as propriedades definidas, bem determinadas e 
invariáveis nas mesmas condições de temperatura e pressão, esse material é uma 
substância. 
Uma substância pode ser classificada como: 
• Simples: formada por um único tipo de elemento químico. Exemplos: oxigênio, O2, 
enxofre, S, iodo, I2 etc. 
• Composta: formada por dois ou mais elementos químicos. Exemplos: água, H2O, ácido 
clorídrico, HCl, hidróxido de sódio, NaOH etc. 
Cada substância é identificada por um conjunto de propriedades físicas, químicas, 
organolépticas e funcionais próprias. Não existem duas substâncias com todas as 
propriedades iguais. 
Quando o material não possui todas as propriedades bem definidas e bem 
determinadas ou quando as propriedades de um material variam mesmo que as condições 
de temperatura e pressão sejam mantidas, dizemos que esse material é uma mistura. 
Uma mistura pode ser: 
• Homogênea: apresentaapenas uma fase, ou seja, apresenta aspecto uniforme mesmo 
ao ser analisado em um ultramicroscópio e possui propriedades específicas constantes em 
toda a sua extensão. Exemplos: água mineral, ar atmosférico, água com pouco sal, ligas 
metálicas etc. 
• Heterogênea: apresenta mais que uma fase. Exemplos: água e óleo, ar com poeira, 
granito, areia e serragem etc. 
Podemos analisar ainda um sistema (aquilo que está em estudo) em: 
• Homogêneo: possui uma única fase, ou seja, monofásico. Exemplos: água líquida, 
amônia gasosa, ferro sólido etc. 
• Heterogêneo: possui mais de uma fase; nesse caso pode ser bifásico, trifásico, 
tetrafásico ou até polifásico. Exemplos: água sólida e água líquida, dióxido de carbono 
sólido e gasoso, granito etc. 
 
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Quadro Resumo 
 
 
Exercícios 
 
(1) Como podemos fazer para classificar um material desconhecido como substância ou 
mistura? Explique. 
 
(2) Como um material homogêneo pode ser diferenciado de um heterogêneo? 
 
(3) Analise a afirmação “Uma única substância sempre constituirá um sistema monofásico”. 
Explique. 
 
(4) Complete a tabela a seguir 
 
Sistema Nº 
de 
fases 
Sistema 
(homogêneo ou heterogêneo) 
Nº 
de 
componentes 
Água com gás 
Água mineral sem gás 
Vinagre 
Ar atmosférico sem partículas de 
poeira 
 
Água e acetona 
Ouro sólido e ouro líquido 
Água líquida, vapor d’água 
Água líquida, água sólida, óleo e areia 
Água, álcool e granito 
 
 
 
 
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(5) Um sistema constituído de três gases é: 
 
a) monofásico b) polifásico c) heterogêneo d) pode ser monofásico, bifásico ou 
trifásico 
 
(6) O número de fases num sistema constituído de areia, pouco sal, pouco açúcar, água e 
gasolina é: 
 
a) 02 b) 03 c) 04 d) 05 e) 06 
 
(7) Um sistema onde os componentes são apenas água na fase líquida e 3 cubos de gelo, é 
do tipo: 
 
a) heterogêneo b) homogêneo c) heterogêneo com 01 fase d) heterogêneo com 03 fases 
 
(8) Em um sistema fechado que contém água líquida, cloreto de sódio dissolvido, cloreto 
de sódio não dissolvido, 2 cubos de gelo e os gases nitrogênio e oxigênio não dissolvidos na 
água líquida existem: 
 
a. 4 fases e 4 componentes. 
b. 3 fases e 3 componentes. 
c. 4 fases e 3 componentes. 
d. 3 fases e 4 componentes. 
e. 2 fases e 5 componentes. 
 
(9) Assinale a alternativa que indica uma mistura heterogênea e uma homogênea, 
respectivamente. 
 
a. água e gelo; água mineral. 
b. água turva; água mineral. 
c. água e gelo; água com pouco sal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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UNIDADE IV 
MUDANÇAS DE FASE 
 
Relembrando os estados físicos, ou estados de agregação, da matéria temos que: 
 
Toda substância, ao sofrer uma alteração em seu estado de agregação, mantém a 
temperatura constante durante a alteração, desde que a pressão também se mantenha 
constante, mas a energia das partículas é alterada. 
 
• Gráficos: Mudança de fase 
 
Substância: 
 
Sempre que uma substância muda de fase de agregação, a temperatura permanece 
constante enquanto a mudança se processa, desde que a pressão também seja mantida constante. 
Pode-se observar os gráficos de aquecimento e resfriamento de uma amostra de água a pressão de 
1 atm. 
 
 
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No gráfico de aquecimento de uma massa de água temos: 
 
t0: o aquecimento tem início. Apenas a fase sólida está presente. 
t1: início da mudança de fase (fusão). 
No intervalo de t1 até t2 coexistem as fases sólida e líquida. A temperatura em t1 e em t2 é a 
mesma e é chamado ponto de fusão ou temperatura de fusão. No caso da água a 
temperatura de fusão é 0ºC. 
t2: final da mudança de fase (fusão). 
Após t2 e antes de t3 o sistema aquece novamente e apenas a fase líquida está presente. 
t3: início da mudança de fase (vaporização) 
No intervalo de t3 até t4 coexistem as fases líquida e gasosa. A temperatura em t3 e em t4 é 
a mesma e é chamado ponto de ebulição ou temperatura de ebulição. No caso da água a 
temperatura de ebulição é 100ºC. 
t4: final da mudança de fase (vaporização) 
Após t4 o sistema aquece novamente e apenas a fase gasosa está presente. 
 
 
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• ATIVIDADE (10) 
 
Seguindo a explicação dada sobre o gráfico de aquecimento de uma massa de água 
a pressão de 1 atm, explique, da mesma forma, o que ocorre nos tempos t0, t1, t2, t3 e t4 e 
nos intervalos de tempo t1 - t2 e t3 - t4 no gráfico de resfriamento de uma massa de água a 
pressão de 1 atm. 
 
 
Mistura homogênea simples: 
 
Quando uma mistura homogênea comum muda de fase de agregação, a 
temperatura varia durante todo o tempo, resultando num gráfico de mudança de fase em 
função do tempo, sem nenhum patamar, ou seja, nenhum ponto de fusão e de ebulição. O 
que podemos observar é um intervalo, ∆T entre os tempos t1 e t2, durante o qual ocorre a 
fusão e um outro intervalo, ∆T entre os tempos t3 e t4, durante o qual ocorre a ebulição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mistura homogênea eutética: 
 
São misturas com composição definida que possuem ponto de fusão ou 
solidificação constante, enquanto a temperatura de ebulição ou condensação varia com o 
tempo. 
 Um exemplo de mistura eutética é a solda, uma liga metálica formada por 63% de 
estanho e 37% de chumbo. Observe que não é uma mistura em qualquer proporção de 
estanho e de chumbo que forma uma mistura eutética, tem que ser exatamente 63% e 
37%. 
 
 
 
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Isso também ocorre com a liga metálica vinda da mistura de 40% de cádmio e 60% 
de bismuto, o seu ponto de fusão é fixo em 140ºC sob pressão de 1 atm. É interessante 
notar que o ponto de fusão de cada uma dessas substâncias isoladamente é diferente 
desse valor. O ponto de fusão do cádmio é igual a 320,9 ºC e do bismuto é de 271,3ºC. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mistura homogênea azeotrópica: 
 
São misturas com composição definida que possuem ponto de ebulição ou 
condensação constante, enquanto a temperatura de fusão ou solidificação varia com o 
tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Um exemplo é a mistura de 96% de álcool etílico e 4% de água (porcentagem em 
volume), cujo ponto de ebulição é de exatamente 78,2ºC ao nível do mar; mas, possui 
ponto de fusão variável. Os pontos de ebulição dessas substâncias isoladamente são: álcool 
= 78,4ºC, água = 100ºC. 
 
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• ATIVIDADE (11) 
 
 
Faça um esboço do gráfico de resfriamento para cada uma das misturas: mistura 
homogênea simples, eutética e azeotrópica. 
 
 
*Mistura Homogênea simples 
 
 
 
 
 
 
*Mistura Eutética 
 
 
 
 
 
 
__________________________________________________________________________ 
*Mistura Azeotrópica 
 
 
 
 
 
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Exercícios 
 
(1) Considere a tabela a seguir, onde estão relacionados os pontos de fusão e de ebulição 
de algumas substâncias sob pressão de 1 atm. 
 
Substância Oxigênio Fenol Pentano 
Fusão (°C) -218,4 43,0 -130,0 
Ebulição (°C) -183,0 182,0 36,1 
 
Qual a fase de agregação dessas substâncias à temperatura ambiente (25ºC)? 
 
(2) Uma amostra de água a – 20ºC é tirada de um congelador e colocada num forno a 
150ºC. Considere que a temperatura da amostra varie lentamente com o tempo e que seja 
idêntica em todos os seus pontos. A pressão ambiente é 1 atm. 
 
Esquematize um gráfico mostrando como a temperatura da amostra varia com o tempo. 
Indique o que ocorreem cada região do gráfico. 
 
(3) Na tabela a seguir estão listados valores de temperatura em função do tempo, obtidos 
experimentalmente para o aquecimento de uma substância X. Inicialmente, X está na fase 
sólida. 
 
Tempo(min) 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 
T (°C) 20 30 40 50 60 70 80 80 80 80 90 100 110 120 
 
a. Faça o gráfico da temperatura em função do tempo para o aquecimento do material X. 
b. Identifique, no gráfico, a região que corresponde às mudanças de fases. 
 
(4) Na tabela a seguir estão listados os valores genéricos da temperatura em função do 
tempo, relacionados ao resfriamento de um material fictício A, que estava inicialmente na 
fase gasosa. 
 
Tempo 
(min) 
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 
T (ºC) 120 100 85 70 70 70 55 40 30 24 10 5 -10 -20 
 
a. Faça o gráfico da temperatura em função do tempo para o resfriamento do material A. 
b. Identifique, no gráfico, a região que corresponde à mudança de fase de gasosa para 
líquida. 
 
 
 
 
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(5) O gráfico a seguir representa a variação de temperatura observada no aquecimento de 
uma determinada substância: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Relacione as colunas com informações a respeito do gráfico em questão: 
 
 
(6) O gráfico a seguir representa a curva de resfriamento da água pura à pressão constante 
de 1 atm. 
 
Julgue se são verdadeiras (V) ou falsas (F) as afirmações a seguir: 
 
a. O fenômeno que ocorre na região B da curva é a solidificação e há duas fases em 
equilíbrio. 
b. Na região C da curva, há somente a fase sólida. 
c. Nas regiões B e D da curva, a temperatura permanece constante. 
d. Na região D da curva, coexistem as fases sólida e líquida. 
 
 
Coluna 1: 
 
a. Faixa de temperatura em que a substância permanece sólida; 
b. Faixa de temperatura em que a substância permanece 
totalmente líquida; 
c. Temperatura de ebulição; 
d. Temperatura de fusão; 
e. Tempo que a fusão demora; 
f. Tempo em que a substância permanece líquida. 
Coluna 2: 
 
( ) 10 minutos. 
( ) 20 ºC. 
( ) Entre 10 a 20 ºC. 
( ) 20 minutos. 
( ) Entre 20 a 40 ºC. 
( ) 40ºC. 
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(7) Uma substância sólida é aquecida continuamente. O gráfico a seguir mostra a variação da 
temperatura (ordenada) com o tempo (abscissa): 
 
 
 
 
 
 
 
 
O ponto de fusão, o ponto de ebulição e o tempo durante o qual a substância permanece 
no estado líquido são, respectivamente: 
 
a) 150°C, 65°C e 5min 
b) 65°C, 150°C e 25min 
c) 150°C, 65°C e 25min 
d) 65°C, 150°C e 5min 
e) 65°C, 150°C e 10min 
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(8) Dado o diagrama de aquecimento de um material: 
 
A alternativa correta é: 
 
a. o diagrama representa o resfriamento de uma substância pura. 
b. a temperatura no tempo zero representa o aquecimento de um líquido. 
c. 210°C é a temperatura de fusão do material. 
d. a transformação de X para Y é um fenômeno químico. 
e. 80°C é a temperatura de fusão do material. 
 
 
 
 
 
 
(9) Com relação às propriedades da matéria e às mudanças de fase das substâncias e das 
misturas, é correto afirmar: 
 
a. Um líquido homogêneo que apresenta ponto de ebulição constante é, necessariamente, 
uma substância. 
b. Cor, odor e sabor são propriedades químicas. 
c. Em relação à temperatura de fusão, as misturas eutéticas comportam-se como 
substâncias. 
d. As substâncias, durante a mudança de fase, mantêm a temperatura constante e a 
pressão variável. 
e. As propriedades químicas também são usadas como critério na classificação de um 
material como substância ou mistura. 
 
 
(10) Sobre os fenômenos: 
 
I. Uma pedra de naftalina deixada no armário. 
II. Uma vasilha com água deixada no freezer. 
III. Uma vasilha com água deixada ao sol. 
IV. O derretimento de um pedaço de chumbo quando aquecido. 
 
 
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Nesses fatos estão relacionados respectivamente: 
 
a. Sublimação, solidificação, evaporação, fusão. 
b. Sublimação, sublimação, evaporação, solidificação. 
c. Fusão, sublimação, evaporação, solidificação. 
d. Evaporação, solidificação, fusão, sublimação. 
e. Evaporação, sublimação, fusão, solidificação. 
 
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UNIDADE V 
MÉTODOS DE SEPARAÇÃO 
OU 
FRACIONAMENTO DE MISTURAS 
 
Métodos de separação ou fracionamento de misturas 
 
São conjunto de processos físicos que visam separar os componentes de uma 
mistura sem alterá-los. 
 
Esquema simplificado: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
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• Alguns métodos de separação para misturas heterogêneas 
 
Filtração: 
 
A separação se faz através de uma superfície porosa chamada filtro; o componente 
sólido ficará retido sobre a sua superfície, separando-se assim do líquido ou do gasoso que 
atravessa. A filtração pode ser simples ou sob pressão reduzida. 
 
 
 
Filtração à vácuo ou sob pressão reduzida: 
A filtração pode ser acelerada pela rarefação do ar, abaixo do filtro. Nas filtrações sob 
pressão reduzida, usa-se funil com fundo de porcelana porosa (funil de Büchner). 
 
Decantação: 
 
Deixa-se a mistura em repouso até que o componente sólido tenha se depositado 
completamente (sedimentação). Remove-se em seguida, o líquido, entornando-se 
cuidadosamente o frasco, ou com auxílio de um sifão (sifonação). 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
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Para acelerar a sedimentação do sólido, pode-se recorrer à centrifugação, como 
ocorre de rotina na realização de exames de sangue, e separação dos componentes do 
leite. 
 
 
 
A decantação é muito utilizada para separar líquidos imiscíveis, ou seja, líquidos que 
não se misturam. Para isso, coloca-se a mistura a ser separada em um funil de separação 
(ou funil de decantação ou funil de bromo). Quando a superfície de separação das camadas 
líquidas estiver bem nítida, abre-se a torneira e deixa-se escoar o líquido da camada 
inferior (maior densidade), conforme o desenho: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Dissolução Fracionada ou Extração: 
Trata-se a mistura com um líquido que dissolva apenas um dos componentes. 
Posteriormente, por filtração, separa-se o componente não-dissolvido; por evaporação (ou 
destilação) da solução, separa-se o componente dissolvido no líquido. Veja o exemplo a 
seguir: 
 
 
Sublimação: 
 
 Só pode ser aplicada quando uma das fases sublima com facilidade. É empregada 
na purificação do iodo e do naftaleno. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Flotação: 
 
Trata-se a mistura com um líquido de densidade intermediária em relação às dos 
componentes. O componente menos denso que o líquido flutuará, separando-se assim do 
componente mais denso, que se depositará. O líquido empregado não deve, contudo, 
dissolver os componentes. Também é denominado de sedimentação fracionada. Veja o 
exemplo: 
 
 
 
35 
 
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Separação magnética: 
 
Só pode ser usada quando um dos componentes é atraído por um imã. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Catação: 
 
Método artesanal de separação de sólidos. Exemplo: através da catação, se separa 
os feijões bons dos ruins, antes de cozinhá-los. 
 
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• ATIVIDADE (12) 
 
Cite alguns métodos de separação envolvendo misturas heterogêneas que você 
utiliza no seu dia e nem percebe. 
 
 
 
• Alguns métodos de separação para misturas homogêneas 
 
Evaporação ou Cristalização: 
 
Consiste na evaporação do solvente e consequente cristalização dos sais outrora 
diluídos. Exemplos: salinas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Destilação simples: 
 
Para a separação dos componentes das misturas homogêneas sólido-líquido, 
recorre-se comumentea destilação simples. O princípio do processo consiste em aquecer a 
mistura até a ebulição; com isso o componente líquido separa-se do sistema sob a forma 
de vapor, que a seguir é resfriado, condensando-se, e o líquido é recolhido em outro 
recipiente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
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• ATIVIDADE (13) 
 
Qual a diferença entre evaporação e destilação simples? 
 
Destilação fracionada: 
 
Para a separação dos componentes das misturas homogêneas líquido-líquido, 
recorre-se comumente à destilação fracionada. Aquecendo-se a mistura em um balão de 
destilação, os líquidos destilam-se na ordem crescente de seus pontos de ebulição e 
podem ser separados. O petróleo é separado em suas frações por destilação fracionada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Os componentes que formam o petróleo, os componentes de uma mistura de 
álcool, acetona e água (por exemplo), também podem ser separados por destilação 
fracionada. O que diferencia a aparelhagem da destilação simples é a adição da coluna de 
fracionamento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Cromatografia: 
 
Processo físico-químico de separação de misturas, mais especificamente, de sólidos 
ou líquidos em uma solução (mistura homogênea de duas ou mais substâncias). Esse 
processo fundamenta-se no fato das substâncias presentes na mistura terem diferentes 
propriedades e composições, assim, a interação delas com as duas fases imiscíveis (fase 
estacionária e fase móvel) será diferente também. 
Ou seja, a velocidade com que uma migra será maior e a da outra será menor. 
 
Estas duas fases mencionadas são caracterizadas da seguinte forma: 
 
Fase estacionária: fase fixa onde a substância que está sendo separada ou identificada fixa-
se na superfície de outro material. Por exemplo, um papel de filtro. 
 
Fase móvel: nesta fase as substâncias que queremos isolar são “arrastadas” por um 
solvente fluido, que pode ser líquido ou gasoso. Por exemplo, vapor do álcool etílico. 
 
Esse processo é muito utilizado na Química para identificar substâncias orgânicas 
presentes nas plantas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
cromatógrafo (gasoso) 
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• ATIVIDADE (14) 
 
Cite alguns métodos de separação envolvendo misturas homogêneas que você utiliza no 
seu dia e nem percebe. 
 
 
• ATIVIDADE (15) 
 
Pesquise e dê o nome de cada vidraria ou aparelhagem presentes na figura a seguir. Utilize 
a numeração, de 1 a 20, dada na figura. 
 
Aparelhagem laboratorial que pode ser utilizada para separar misturas 
 
 
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Exercícios 
 
(1) Os processos de dissolução fracionada e sedimentação fracionada são indicados para separar 
misturas homogêneas ou heterogêneas? De que tipo? 
 
(2) Um copo contém uma mistura de água, acetona, cloreto de sódio e cloreto de prata. A 
água, a acetona e o cloreto de sódio estão numa mesma fase líquida, enquanto o cloreto 
de prata encontra-se na fase sólida. Descreva, por meio de um esquema, como podemos 
realizar, em um laboratório de química, a separação dessa mistura. 
 
(3) Descreva a sequência de etapas do processo de separação, as operações e o material 
empregado para separar a seguinte mistura: areia, sal de cozinha e limalha de ferro. 
 
(4) Constituem materiais adequados para a montagem de um aparelho de destilação: 
 
a. Balão volumétrico, condensador e Kitassato. 
b.Erlenmeyer, termômetro e pipeta. 
c. Balão de fundo redondo, bureta e béquer. 
d. Balão de saída lateral, termômetro e condensador. 
e. Bureta, condensador e bagueta. 
 
(5) Para realizar uma destilação simples, podemos dispensar: 
 
a. balão de destilação 
b. termômetro 
c. erlenmeyer 
d. condensador 
e. funil analítico 
 
(6) O funil de decantação pode ser utilizado para separar: 
 
a. Mistura homogênea de líquido com sólido. 
b. Mistura heterogênea de sólido com sólido. 
c. Mistura heterogênea de líquido com líquido. 
d. Mistura homogênea de líquido com líquido. 
e. Mistura homogênea de sólido com sólido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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(7) Num acampamento, todo sal de cozinha é derrubado na areia. As pessoas recuperaram 
o sal realizando, sucessivamente: 
 
a. Dissolução, filtração e evaporação. 
b. Fusão, decantação e sublimação. 
c. Liquefação, filtração e vaporização. 
d. Adição de água, destilação. 
e. Diluição, sedimentação e vaporização. 
 
 
(8) A filtração a vácuo é utilizada quando se deseja: 
 
a. Acelerar o processo de filtração. 
b. Melhor qualidade do filtrado 
c. Separar componentes sólidos de diferentes tamanhos. 
d. Separar componentes líquidos imiscíveis de uma mistura. 
e. Separar componentes de uma mistura de líquidos miscíveis. 
 
(9) Os sistemas água-óleo e água-areia podem ser separados, respectivamente por: 
 
 _____________________________________________________________________ 
 
(10) De uma mistura heterogênea de dois líquidos imiscíveis e de densidades diferentes 
podem-se obter os líquidos por: 
 
a. sublimação b. decantação c. filtração d. destilação e. centrifugação 
 
(11) Nas salinas, o processo físico que separa a água do sal é: ___________________. 
 
(12) Assinale, respectivamente, dentre as opções, os métodos 1 e 2 que representam a 
sequência mais viável para separar os componentes desse sistema. 
 
 
 
 
 Método 1 
 
 
 
 
 Método 2 
 
 
 
a. Filtração simples e centrifugação. 
b. Decantação e destilação simples. 
c. Destilação simples e decantação. 
d. Decantação e centrifugação. 
e. Centrifugação e decantação. 
Gasolina + cloreto de sódio 
Água + cloreto de sódio Gasolina 
Água Cloreto de sódio 
42 
 
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(13) Para separar os componentes de uma mistura, foi realizada a seguinte seqüência de 
operações: 
 Aquecimento 
 
 
 
 Adição de água e filtração 
 
 
 
 Evaporação 
Esse procedimento é recomendado para a seguinte mistura: 
 
a. Areia, açúcar e sal. 
b. Carvão, areia e açúcar. 
c. Ferro, enxofre e álcool. 
d. Enxofre, gasolina e ferro. 
e. Iodo, sal de cozinha e areia. 
 
 
14) Qual dos métodos de separação seguintes se baseia na diferença de densidade? 
 
a. decantação 
b. destilação fracionada 
c. peneiração 
d. cristalização 
e. sublimação 
 
 
15) Foram acondicionados, acidentalmente, em um único recipiente, areia, sal de cozinha, 
água e óleo de soja. Para separar adequadamente cada componente dessa mistura, devem 
ser feitas as seguintes operações: 
 
a. Destilação simples seguida de decantação e centrifugação. 
b. Decantação seguida de catação e filtração. 
c. Destilação simples seguida de centrifugação e sifonação. 
d. Filtração seguida de decantação. 
e. Filtração seguida de decantação e destilação simples. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
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(16) A maioria das substâncias é encontrada na natureza sob a forma de misturas, tais 
como: rochas, solo, gases da atmosfera, água do mar, minerais, alimentos, água dos rios, 
etc. A separação de uma substância pode ocorrer, dependendo das características da 
mistura, de diferentes maneiras. Assim sendo, assinale as afirmativas corretas: 
 
a. A separação da água dos rios, lagos e mares, na formação da chuva, ocorre por 
destilação natural. 
b. A separação do resíduo ( pó de café ) da solução de café é feita por filtração. 
c. A separação do sal de cozinha da água do mar é feita por evaporação. 
d. A separação da coalhada do leite é feita por decantação. 
e. A retirada de uma mancha de gordura de uma roupa, usando sabão, é feita por filtração. 
f. A separaçãodos gases de bebidas gaseificadas ocorre por evaporação. 
 
(17) Para um químico, ao desenvolver uma análise, é importante verificar se o sistema com 
o qual está trabalhando é uma substância pura ou uma mistura. Dependendo do tipo de 
mistura, podemos separar seus componentes por diferentes processos. Assinale a 
alternativa que apresenta o método correto de separação de uma mistura. 
a. Uma mistura homogênea pode ser separada através de decantação. 
b. A mistura álcool e água pode ser separada por filtração simples. 
c. A mistura heterogênea entre gases pode ser separada por decantação. 
d. Podemos afirmar que, ao separarmos as fases sólidas e líquida de uma mistura 
heterogênea, elas serão formadas por substâncias puras. 
e. O método mais empregado para a separação de misturas homogêneas sólido-líquido é a 
destilação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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(18) Faça a associação correta entre as colunas, relacionando a(s) técnica(s) que deve(m) 
ser empregada(s) para separar os componentes de cada mistura a fim de obter todos os 
componentes: 
 
Coluna I: 
 
(1) Óleo + água 
 
(2) Álcool + éter 
 
(3) Sal + água 
 
(4) Limalhas de ferro + areia 
 
(5) Areia + cascalho 
 
(6) Ar atmosférico 
 
(7) Sal de cozinha + iodeto de chumbo 
(insolúvel em água) + água 
 
(8) Óleo + água + sal 
 
(9) Tinta preta 
 
Coluna II: 
 
a) Evaporação 
 
b) Filtração 
 
c) Destilação simples 
 
d) Decantação 
 
e) Destilação fracionada 
 
f) Levigação 
 
g) Decantação e destilação 
 
h) Liquefação 
 
i) Separação magnética 
 
j) Análise cromatográfica ou cromatografia 
 
k) Peneiração ou tamisação 
 
l) Adsorção 
 
(19) Uma das etapas do funcionamento do aspirador de pó, utilizado na limpeza doméstica, 
é a: 
 
a. filtração. b. decantação.c. sedimentação. d. centrifugação. e. sifonação 
 
(20) Visando eliminar da água o clorofórmio e outras moléculas orgânicas, o tratamento 
adequado é a: 
 
a. filtração, com uso de filtros de carvão ativo 
b. fluoretação, pela adição de fluoreto de sódio 
c. coagulação, pela adição de sulfato de alumínio. d. correção do pH, pela adição de 
carbonato de sódio 
e. floculação, em tanques de concreto com a água em movimento 
 
 
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 Profª Soraya Saadeh / Profª Valeria Franchi 
(21) Entre as substâncias usadas para o tratamento de água está o sulfato de alumínio que, 
em meio alcalino, forma partículas em suspensão na água, às quais as impurezas presentes 
no meio se aderem. 
O método de separação comumente usado para retirar o sulfato de alumínio com as 
impurezas aderidas é a: 
 
a. flotação. b. levigação. c. ventilação. d. peneiração. e. centrifugação. 
 
22) O mercúrio, um metal líquido, é utilizado pelos garimpeiros para extrair ouro. Nesse 
caso, o mercúrio forma com o ouro, uma mistura líquida homogênea, que pode ser 
separada facilmente da areia e da água. Infelizmente, esse processo causa muitos danos ao 
meio ambiente. O uso do mercúrio contamina o solo, as águas, o ar atmosférico e os 
próprios garimpeiros. 
 
A separação do ouro é feita sob aquecimento, isso só é possível porque: 
a. o ouro é mais volátil que o mercúrio. 
b. o ouro é mais denso que o mercúrio. 
c. o ponto de ebulição do mercúrio é maior que o do ouro. 
d. o ouro dissolve-se no mercúrio. 
e. o mercúrio funde-se a uma temperatura menor que o ouro. 
 
23) Na perfuração de uma jazida petrolífera, a pressão dos gases faz com que o petróleo 
jorre para fora. Ao reduzir-se à pressão, o petróleo bruto para de jorrar e tem de ser 
bombeado. Devido às impurezas que o petróleo bruto contém, ele é submetido a dois 
processos mecânicos de purificação antes do refino: separá-lo da água salgada e separá-lo 
de impurezas sólidas, como areia e argila. Esses processos mecânicos de purificação são, 
respectivamente: 
a. decantação e filtração 
b. decantação e destilação fracionada 
c. filtração e destilação fracionada 
d. filtração e decantação 
e. destilação fracionada e decantação 
 
24) Associe as atividades do cotidiano abaixo com as técnicas de laboratório apresentadas 
a seguir: • Preparar cafezinho com café solúvel ; • Preparar chá de saquinho ; • Coar um 
suco de laranja 
 
1. Filtração 2. Solubilização 3. Extração 4. Destilação 
 
A sequência correta é: 
a. 2, 3 e 1. b. 4, 2 e 3. c. 3, 4 e 1. d. 1, 3 e 2. e. 2, 2 e 4. 
46 
 
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UNIDADE VI 
O ESTUDO DAS SOLUÇÕES 
 
Soluções são misturas homogêneas de duas ou mais substâncias onde estão presentes o soluto 
e o solvente. 
Uma solução é formada por: 
• Soluto: substância a ser dissolvida; 
• Solvente: substância que efetua a dissolução. 
Podemos dizer, ainda, que uma solução pode ser: 
• aquosa: utiliza água como solvente; 
• diluída: contém uma pequena quantidade de soluto; 
• concentrada: contém uma quantidade razoável de soluto. 
 
São três os tipos de soluções: 
 
Solução Soluto Solvente Exemplo 
Sólida 
Sólido Sólido Liga metálica Cu – Ni 
Líquido Sólido Hg em Cu (amálgama de cobre) 
Gasoso Sólido H2 dissolvido em Ni 
Líquida 
Sólido Líquido NaCl em H2O 
Líquido líquido Álcool em H2O 
Gasoso Líquido CO2 dissolvido em H2O 
Gasosa 
Sólido Gasoso Poeira no ar atmosférico 
Líquido Gasoso Água no ar atmosférico 
Gasoso Gasoso Ar atmosférico 
 
Concentração de soluções 
 
É toda e qualquer forma de expressar a proporção existente entre a quantidade do soluto e a 
quantidade do solvente ou solução. 
Em situações domésticas usamos as palavras “forte” e “fraca” para descrever a concentração, 
por exemplo, de uma xícara de chá ou de café. 
Em química, são utilizados os termos concentrado ou diluído para falar a respeito da quantidade de 
soluto presente na solução. 
 
• diluído: significa que apenas uma pequena quantidade de soluto é dissolvida; 
• concentrado: significa que uma porção grande de soluto está presente na solução. 
 
 
 
47 
 
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As soluções concentradas: 
 
• Contêm muito soluto em relação ao solvente. Exemplo: 300g de sal para 1L de água. 
 
As soluções diluídas: 
• Contêm pouco soluto em relação ao solvente. Exemplo: 1g de sal para 1L de água. 
 
Formas de expressar a concentração das soluções 
 
Concentração de uma solução = 
totaldematerialQuantidade
eressetededecomponenQuantidade int
 
 
Ou seja, 
 
Concentração de uma solução = 
)( solventesolutodesoluçãoQuantidade
desolutoQuantidade

 
 
As concentrações podem ser expressas em: 
 
• densidade (g/mL) 
• título 
• porcentagem (%): 
o massa por volume (g/100mL); 
o massa por massa (g/100 g); 
o volume por volume (mL/100mL) 
 
• gramas por litro (g/L) 
• partes por milhão (ppm), p.ex: mg/L 
• partes por bilhão (ppb), p. ex: µg/L 
• mol por litro (mol/L) 
• normalidade (N) 
 
 
 
48 
 
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Prefixos 
 
Em muitos casos, a unidade básica pode ser demasiado pequena ou demasiado grande e, para 
evitar o uso de muitos zeros nas escalas, deve ser utilizado o prefixo métrico apropriado. Os de uso 
mais comum estão listados a seguir: 
 
 
PREFIXO SÍMBOLO FATOR MULTIPLICATIVO 
mega M 106 
quilo k 103 
PREFIXO SÍMBOLO FATOR MULTIPLICATIVO 
mili m 10-3 
micro  10-6 
nano n 10-9 
pico p 10-12 
 
. Por exemplo: 0,001 g = 10-3 g = 1 mg = 1000 μg. 
 
 
 Transformações de unidades 
 
 
 
CONCENTRAÇÃO EM PORCENTAGEM 
 
Às vezes, a concentração aparece expressa como %, mas, nesse caso, é necessário especificar o estado 
físico do que se mede. 
 
Por exemplo: 
 
2% (m/m ou p/p) ácido acético = 2 g ácido acético em 100 g água. 
2% (m/v ou p/v) ácido acético = 2 g ácido acético em 100 mL água. 
2% (v/v) ácido acético = 2 mL ácido acético em 100 mL água. 
 
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Por convenção (m/v ou p/v) ou (v/v) podem ser omitidos para soluções aquosas abaixo de 1%. 
 
CONCENTRAÇÃO COMUM (C) EM g/L 
 
 
É o quociente entre a massa do soluto e o volume da solução. 
 
Ex.: Preparar uma solução aquosa5 g/L de cloreto de sódio (NaCl): 
 
 
Exercício resolvido: 
 
Qual a massa de cloreto de alumínio (AlCl3) necessária para preparar 150 mL de uma solução aquosa 
de concentração igual a 50 g/L? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
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CONCENTRAÇÃO EM mol/L ou CONCENTRAÇÃO MOLAR ou MOLARIDADE (M) 
 
 
É o quociente entre o número de mols do soluto e o volume da solução em litros (M = mol/L ou mol L-
1) 
 
 
 
Podemos também escrever como: 
 
 
 
Exercício resolvido: 
Qual a massa de soluto necessária para preparar 1 litro de uma solução 0,5 mol/L de NaOH? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
m
soluto
 = 20 g 
V
solução
 = 1 L 
51 
 
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CONCENTRAÇÃO EXPRESSA EM PARTES POR MILHÃO (ppm), POR BILHÃO (ppb) E POR TRILHÃO (ppt) 
 
Existem casos em que a quantidade de soluto é extremamente pequena, como, por exemplo, a 
concentração dos poluentes existentes no ar, na terra e na água. Nessas situações, costuma-se usar a 
unidade partes por milhão, que é representada pela abreviação ppm. 
A concentração em ppm indica quantas partes do soluto existem em um milhão (106) de partes 
da solução (em volume ou em massa). 
Assim, uma solução de 20 ppm contém 20 gramas do soluto em 1 milhão de gramas da solução. 
A relação matemática para a determinação do ppm pode ser dada por: 
 
solução de partes 1.000.000
1
1
utopartedesol
ppm 
 
1.000.000 = 106 
 
Algumas unidades de concentração que equivalem à relação 1 ppm são: 
 
Massa por massa 1ppm = 1g / 1t 1ppm = 1mg / 1kg 1ppm = 1µg / 1g 
Volume por volume 1ppm = 1L / 1000m3 1ppm = 1mL / 1m3 1ppm = 1mL / 1000L 
Massa por volume 1ppm = 1g / 1000L 1ppm = 1mg / 1L 1ppm = 1µg / 1mL 
 
 
52 
 
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Há casos também em que a solução encontra-se ainda mais diluída e que é necessário 
expressar a concentração em partes por bilhão (ppb) e em partes por trilhão (ppt). O raciocínio para o 
trabalho com esses é o mesmo que no caso do ppm. 
 
 
 
 1.000.000.000 = 109 1.000.000.000.000 = 1012 
 
Exercícios resolvidos 
 
(1) A propanona pura, C3H6O, é um líquido volátil, incolor, inflamável, moderadamente tóxico, de sabor 
adocicado e cheiro agradável. Um ser humano comum pode perceber o cheiro da propanona diluída 
no ar na concentração mínima de 1,6 ppm. A análise de uma amostra do ar de determinado ambiente 
revelou que existe 0,00015% em volume de propanona. Uma pessoa, ao entrar no ambiente, irá 
perceber o odor da propanona? Justifique por meio de cálculos. 
 
Aplicando na fórmula matemática do ppm citada no texto, temos: 
1,6 ppm de C3H6O = _1,6 mL de C3H6O__ 
 1 000 000 mL de ar 
 
Visto que 1000 mL é igual a 1 L e que 1000 L é 1 m3, relacionamos que: 
1 000 000 mL = 1 m3 
 
Por isso, podemos substituir esse valor na expressão: 
1,6 ppm de C3H6O = 1,6 mL de C3H6O 
 1 m3 de ar 
Isso nos leva a concluir que cada m3 de ar contém 1,6 mL de C3H6O. Agora passamos a concentração 
para porcentagem da seguinte forma: 
 
1,6 parte de C3H6O ------------- 1 000 000 partes de ar 
x ------------------------------------ 100 partes de ar 
x = 1,6 . 100 → x = __1,6__ 
 1 000 000 10 000 
 
x = 0,00016% de C3H6O no ar, em volume. 
 
Como esse valor de 0,00016% está acima da porcentagem de 0,00015% citada no problema, então um ser 
humano não perceberá o odor da propanona (acetona). 
 
 
 
 
53 
 
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(2) De acordo com a padronização internacional, a água potável não pode conter mais do que 5,0 . 10-4 
mg de mercúrio (Hg) por grama de água. Como essa quantidade máxima permitida de Hg pode ser 
expressa em ppm? 
 
ppm = massa do soluto em mg 
 massa do solvente em kg 
 
Então: 
ppm = 5,0 . 10-4 mg = 5,0 . 10-1 mg/kg = 5,0 . 10-1 ppm = 0,5 ppm 
 
 
CONCENTRAÇÃO NORMAL OU NORMALIDADE (N) 
 
A definição deste tipo de concentração depende do conceito de EQUIVALENTE-GRAMA. 
 
Por definição, o EQUIVALENTE-GRAMA de uma espécie química (átomos/elemento químico ou 
moléculas) é massa dessa espécie química que é capaz de reagir com uma massa padrão de 8,0 g de 
oxigênio. 
 
Matematicamente o Equivalente-Grama de uma espécie química é dado pela expressão: 
 
)tan( teumaconsx
uímicadaespécieqMassamolar
EG  
 
X = número constante que depende da natureza da espécie química considerada. 
 
 
• Cálculo do Equivalente-Grama de algumas espécies químicas 
 
 
* Equivalente-Grama de um Elemento Químico: 
 
 
 É a massa molar (g/mol) do elemento químico dividido por sua valência. 
 
 . Matematicamente, tem-se: 
x
molgM
EG
)/(
 
 
 
 X= valência do elemento (quantidade de mols de elétrons ganhos ou perdidos num certo processo 
químico) 
 
 
54 
 
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 . Exemplos: Determinar os Equivalentes-grama dos elementos “Na”, “Ba” e “Al” . 
 
 
a) EGNa = 
x
NamolgM )/(
 => EGNa =
1
/23 molg
= 23 g (X = valência do Na = 1) 
 
b) EGBa
x
molgM )/(
 => EGNa =
2
/137 molg
= 68,5g (X = valência do Ba = 2) 
 
c) EGAl
x
molgM )/(
 => EGNa =
3
/27 molg
= 9,0 g (X = valência do Al = 3) 
 
 
* Equivalente-Grama de um ácido: 
 
 
 É a massa molar (g/mol) do ácido considerado, dividido pela quantidade de hidrogênios ionizáveis do 
ácido (H+). 
 
 
. Exemplos: Determinar os Equivalentes-grama seguintes ácidos: HCl , H2SO4 e H3BO3. 
 
 
 
a) EGHCl = 
x
HClmolgM )/(
 => EGNa =
1
/5,36 molg
= 36,5 g (X = nº de H+ = 1) 
 
b) EGH2SO4=
x
molgM )/(
 => EGH2SO4 =
2
/98 molg
= 49,0 g (X = nº de H+= 2) 
 
c) EGH3BO3
x
molgM )/(
 => EGH3BO3 =
3
/8,61 molg
= 20,6 g (X = nº de H+ = 3) 
 
 
 
 
 
 
55 
 
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* Equivalente-Grama de uma base: 
 
 
 É a massa molar (g/mol) da base considerado, dividido pela quantidade de íons OH- da base. 
 
. Exemplos: Determinar os Equivalentes-grama seguintes ácidos: NaOH , Ca(OH)2 e Al(OH)3. 
 
 
a) EGNaOH = 
x
NaOHmolgM )/(
 => EGNaOH =
1
/40 molg
= 40 g (X = nº de OH- = 1) 
 
b) EGCa(OH)2=
x
molgM )/(
 => EGCa(OH)2 =
2
/74 molg
= 37,0 g (X = nº de OH- = 2) 
 
c) EGAl(OH)3=
x
molgM )/(
 => EGAl(OH)3 =
3
/78 molg
= 26 g (X = nº de OH- = 3) 
 
 
* Equivalente-Grama de um sal neutro: 
 
É a massa molar (g/mol) do sal considerado, dividido pela valência total do cátion ou do ânion 
presentes no sal. 
 
. Exemplos: Determinar os Equivalentes-grama seguintes ácidos: NaCl , CaCl2 e AlCl3. 
 
 
a) EGNaCl = 
x
NaClmolgM )/(
 => EGNaCl =
1
/5,58 molg
= 58,5 g (X = valência total do cátion ou ânion = 1) 
 
b) EGCaCl2=
x
molgM )/(
 => EGCaCl2 =
2
/111 molg
= 55,5 g (X = valência total do cátion ou ânion = 2) 
 
c) EGAlCl3=
x
molgM )/(
 => EGAlCl3 =
3
/5,133 molg
= 44,5g (X = valência total do cátion ou ânion = 3) 
 
 
 
 
56 
 
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• Cálculo do Número de Equivalentes-Grama ( e ou Neq) de algumas espécies 
químicas. 
 
Número de equivalentes grama (neq) é a quantidade de vezes que o Equivalente-Grama de 
uma certa espécie química cabe dentro de uma massa dada. 
Matematicamente, tem-se: EG
m
neq 
 
 
. Exemplo: Qual o número de equivalentes-gramas de Ca(OH)2 (massa molar = 74g/mol) contidos em 
3,7g dessa substância pura? 
Resolução: 
EG = massa molar/nº de OH- 
 
EG = 74g/2 
 
EG = 37g 
 
Cálculo do número de equivalentes-gramas: EG
m
neq 
 
Neq = 
37
7,3
= 0,1 eq-g 
Ou seja, o EG dessa base que é 37 g, está contida 0,1 vez na massa dada de 3,7 g dessa mesma base. 
 
 
 
 
 
 
https://www.infoescola.com/quimica/substancia-pura/
57 
 
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Visto, então, o conceito de Equivalente-Grama,pode-se definir a concentração NORMALIDADE 
(N), como sendo: 
É o número de equivalentes de soluto contido em 1L de solução (neg/L) ou o número de miliequivalentes em 
1mL de solução (meg/mL): 
 
 
 
k é o número de hidrogênios ionizáveis para os ácidos ou de hidroxilas para as bases, valência do 
cátion ou do ânion para os sais. 
 
 
 
 
 
Exercício resolvido: 
 
Qual a massa de soluto que deve ser pesada para preparar um litro de solução de hidróxido de 0,1N? 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
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 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
As soluções concentradas também podem ser misturadas com solventes para torná-las diluídas. 
Em diluições a quantidade de solvente é que aumenta e a quantidade de soluto permanece 
sempre constante. Assim, o número inicial de mols do soluto é igual ao número de mols do soluto no 
final. 
A molaridade (M) é expressa como: M = 
)3( ouLdmluçãovolumedaso
utodemoldosolquantidade
= 
v
n
 
 
.Observa-se então que o nº
 
de mols ou quantidade de mols (n) = M x V 
 
Portanto: 
 
 Antes da diluição Depois da diluição 
M1 
 
x V1 = M2
 
x V2 
 
(Equação geral da diluição) 
 
 
 MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO SOLUTO E DE MESMO SOLVENTE 
 
 
Uma solução é uma mistura homogênea(apresenta uma única fase/ aspecto visual), na qual 
temos a presença de um material(soluto) dissolvido em outro (solvente). Um exemplo de solução é a 
adição do cloreto de sódio (NaCl) à água (H2O). 
É muito comum prepararmos soluções no dia a dia, bem como realizarmos a mistura de uma 
com outra. Misturar duas soluções é o ato de colocar duas ou mais soluções em um mesmo 
recipiente. Se essa mistura envolver soluções que apresentam o mesmo solvente e o mesmo soluto, a 
realização desse procedimento será chamada de mistura de soluções de mesmo soluto. 
Um exemplo de mistura de soluções de mesmo soluto é quando colocamos duas soluções 
aquosas (apresentam água como solvente) de cloreto de sódio em um mesmo recipiente, como 
representado a seguir: 
 
 
 
Representação de uma mistura de soluções de mesmo soluto 
59 
 
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Analisando a imagem, podemos observar que, quando realizamos uma mistura de soluções que 
apresentam o mesmo soluto e o mesmo solvente, estamos apenas realizando um aumento da 
quantidade do solvente e do soluto, não sendo observada nenhuma outra modificação. 
Na representação a seguir, temos a indicação da quantidade de soluto e solvente em cada 
recipiente. Observe o resultado final dessa mistura: 
 
 
Representação de uma mistura de soluções de mesmo soluto com valores 
 
Observa-se que a primeira solução apresentava 50 mL de solvente e 30 gramas de soluto, 
enquanto a segunda apresentava 100 mL de solvente e 20 gramas de soluto. Ao misturar as duas, o 
volume resultante foi de 150 mL e a quantidade de NaCl passou a ser 50 gramas. 
Dessa forma, podemos afirmar que, quando realizamos uma mistura de soluções que 
apresentam o mesmo soluto e o mesmo solvente, vamos ter como resultado uma soma dos volumes 
das soluções misturadas e uma soma das massas (quantidades) dos solutos misturados. 
 
Volume final = volume da solução 1 + volume da solução 2. 
 
 
 
Massa do soluto final = massa do soluto da solução 1 + massa do soluto da solução 2 
 
 
Por meio desses dados, é possível realizar ainda o cálculo da concentração tanto das soluções 
que serão misturadas (soluções iniciais) quanto da solução resultante da mistura (solução final). 
 
 
 
 
 
 
 
 
60 
 
Profª SORAYA 
Para o processo de mistura de soluções de mesmo soluto e de mesmo solvente, valem 
comumente, as seguintes expressões de concentração: 
 
 
. Exemplos de aplicação 
(1) Qual é a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60 mL de solução 5 mol/L 
com 300 mL de solução 2 mol/L de mesma base? 
 
Passo 1: Dados do enunciado 
V1 = 60 mL 
M1 = 5 mol/L 
V2 = 300 mL 
M2 = 2 mol/L 
 
Passo 2: O volume da solução final é determinado pela soma dos volumes das duas soluções: 
VF = V1 + V2 
VF = 60 + 300 
VF = 360 mL 
 
Passo 3: A concentração da solução final após a mistura será determinada por meio dos dados na 
seguinte fórmula: 
5.60 + 2.300 = MF.360 
300 + 600 = MF.360 
900 = MF.360 
900 = MF 
360 
MF = 2,5 mol/L 
61 
 
Profª SORAYA 
Observação: Um detalhe importante é o de que a concentração da solução final após uma mistura de 
soluções de mesmo soluto sempre terá um valor intermediário em relação ao das soluções que foram 
misturadas. O exemplo acima nos mostra exatamente esse fato. 
(2) Qual será o volume de uma solução de hidróxido de sódio 60 g/L que deve ser misturado a 300 
mL de uma solução 80g/L de mesma base a fim de torná-la uma solução 72 g/L? 
 
Passo 1: dados do enunciado 
V1 = ? 
C1 = 60g/L 
V2 = 300 mL 
C2 = 80 g/L 
CF = 72 g/L 
 
Passo 2: O volume final é determinado pela soma dos volumes das duas soluções: 
VF = V1 + V2 
VF = V1+ 300 
 
Passo 3: O cálculo do volume da solução 1 será feito por meio da fórmula a seguir. Mas, atenção: o 
VF será substituído por V1 + 300 
60.V1 + 80.300 = 72.(V1 +300) 
60V1 + 24000 = 72V1 + 21600 
24000 – 21600 = 72V1 + 60V1 
2400 = 12V1 
2400 = V1 
 12 
V1 = 200 mL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
62 
 
Profª SORAYA 
Exercícios de fixação 
 
(1) Leia o texto a seguir: 
 
Água, uma solução. 
 
Quando retiramos água de uma fonte e a colhemos em um copo transparente, por sua 
aparência, julgamos ter em nossas mãos um copo de água pura. A análise visual, nesses casos, não 
basta para fazermos tal afirmação. Teríamos que realizar análises químicas e, assim, averiguar a 
existência, em pequenas quantidades, de outras substâncias químicas nela dissolvidas, caracterizando, 
portanto, uma solução. 
Devido à grande facilidade de dissolver substâncias, na natureza, a água encontra-se sempre 
como uma solução, na qual poderemos não só encontrar as mais variadas substâncias químicas, como 
também uma enorme variedade de micro-organismos que nela habitam. 
Devemos atentar para o fato de que a água entra em contato com, praticamente, toda a matéria 
existente na superfície do planeta, desde os gases que compõem a atmosfera até os materiais das 
profundidades dos solos. Este fato é de fundamental importância para que ela, ao realizar seu ciclo, 
contenha dissolvidas tão variadas substâncias. 
Com base no texto acima, conceitue, com suas palavras, o que é uma solução. 
 
 
(2) Na frase a seguir indique as palavras que preenchem, corretamente, os espaços 1 e 2. 
 
 Quando um material interage com água se dissolvendo, o sistema ______1_______ 
(uma só fase) resultante (material + água) é chamado de solução _______2________. 
 
(3) A água do mar é uma solução aquosa? Justifique. 
 
(4) Nas frases a seguir indique as palavras que preenchem, corretamente, os espaços 1, 2, 3 e 4. Numa 
solução, chamamos de ______1_______ a substância que está em menor proporção e de 
_______2_________ a que está em maior proporção. Na gasolina de abastecimento, por exemplo, a 
porcentagem de etanol dissolvido é de 25%, sendo, assim, o ______3______. A gasolina (sem a adição 
do álcool) é o ______4______. 
 
(5) Considere as seguintes informações colhidas em produtos comerciais: 
 
· água sanitária: “teor de cloro ativo: 2%”; 
· água mineral: “composição química provável: bicarbonato de sódio 92,7 mg/L, bicarbonato de 
magnésio 53,5 mg/L”; 
 
Observe as partes destacadas dos textos. O que há de comum nessas informações? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
63 
 
Profª SORAYA 
 
(6) As substâncias químicas dissolvidas na água, bem como os micro-organismos que nela habitam, 
muitas vezes, quando consumidos por seres humanos, podem causar transtornos à saúde. Devido a 
essa possibilidade, a água, utilizada para consumo humano, deve passar por um processo de 
purificação. 
Essa possível existência, na água, de micro-organismos patologicamente ativos - pequenos 
organismos que podem causar doençasaos seres humanos - ou de substâncias químicas cujos efeitos 
tóxicos sejam evidentes, leva-nos a exercer nossa cidadania e exigir, dos órgãos competentes, o 
tratamento da água. 
A água que serve para o consumo humano é denominada água potável. Essa água pode ser 
consumida em qualquer quantidade, sem provocar efeitos danosos à saúde. A água potável deve ser 
isenta de cor, turbidez, gosto e odor. Também não deve conter substâncias minerais ou orgânicas que 
possam produzir efeitos fisiológicos prejudiciais, ou organismos patogênicos que causem tais efeitos. 
Para um bom controle da qualidade da água, as instituições responsáveis por sua potabilização 
devem realizar, periodicamente, análises bacteriológicas e físico-químicas. As primeiras verificarão a 
existência e a quantidade de micro-organismos, identificando-os como prejudiciais - ou não – à saúde; 
ao passo que as segundas determinarão a existência e quantidade dos 
compostos químicos dissolvidos em água. 
No Brasil, o Ministério da Saúde é o responsável pelos parâmetros de potabilidade, bem como 
pela sua fiscalização, segundo consta na portaria no 36, de 19 de janeiro de 1990. Nessa portaria, 
encontram-se as normas e os padrões de potabilidade da água destinada ao consumo humano. Vide as 
tabelas 1 e 2 com dados retirados dessa portaria, e um complemento que mostra os efeitos tóxicos 
desses elementos para a saúde. 
 
Tabela 1: Componentes inorgânicos e seus efeitos sobre a saúde. 
 
Componentes inorgânicos que afetam a saúde Efeito tóxico 
Arsênio Cancerígeno e teratogênico* 
Bário Paralisia muscular 
Chumbo Cancerígeno e teratogênico 
Cianetos ------------- 
Cromo Cancerígeno e mutagênico 
Mercúrio Neurotóxico e mutagênico 
Nitratos Metemoglobinemia** 
Prata ------------- 
Selênio Cancerígeno e mutagênico 
 
*alterações físicas não hereditárias no feto, contrário de mutagênico, que é hereditário. 
**problema relacionado às trocas gasosas no interior das células (para maiores informações ver:RAW, 
Isaías. Metahemoglobinemia: células sem ar. Ciência Hoje. V.6, n.32.Jun.87). 
Observações: Na Tabela acima estão representados apenas os principais efeitos tóxicos, sendo estes 
variáveis conforme o grau de intoxicação do indivíduo. 
 
 
 
 
 
 
 
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Profª SORAYA 
 Tabela 2 -Padrão de potabilidade para substâncias químicas que representam risco à saúde 
 
 
 
 
 
Foram realizadas análises quantitativas de arsênio, bário, chumbo, mercúrio, alumínio, cobre e 
manganês em quatro amostras de águas e os resultados estão representados na Tabela 3, a seguir. 
 
a). Com base nos dados das Tabelas 1 e 2, verifique se estas águas estão de acordo com os parâmetros 
de potabilidade vigentes no Brasil. Justifique sua resposta. 
 
b). Se forem ingeridas, quais os efeitos que as águas analisadas poderão causar? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Profª SORAYA 
 
Tabela 3: Amostras analisadas 
 
Componente Amostra 1 Amostra 2 Amostra 3 Amostra 4 
Arsênio ---- 0,05 mg/L 0,001 g/L 0,001 mg/L 
Bário 0,8 mg/L 0,5 mg/L 0,001 mg/L 1,0 g/L 
Chumbo ---- 0, 005 mg/L 0,05 mg/L 0,01 mg/L 
Mercúrio ---- 0,0001 mg/L ---- 0,01 g/L 
Alumínio 0,1 mg/L 0,18 mg/L 0,2 mg/L 0,01 g/L 
Cobre 1,09 mg/L 0,89 mg/L ---- 0,9 mg/L 
Manganês 0,01 mg/L 0,1 mg/L 1,0 mg/L 0,98 mg/L 
 
c. Para a água ser considerada potável só a análise apresentada na Tabela 3 é suficiente? Justifique. 
 
 
(7) Faça um esquema que represente o procedimento da preparação de 100 mL de uma solução de 
cloreto de sódio de concentração 4 g/L, circulando, em cada procedimento, a palavra-chave. 
 
 
(8) Ao preparar uma solução aquosa, a água adicionada ultrapassou a marca de aferição do balão 
volumétrico. 
 
 
a). Essa solução apresentará concentração maior, menor ou igual a desejada inicialmente? Justifique. 
b). Qual o procedimento mais adequado para, aproveitando a mesma solução, conseguir a 
concentração desejada no início? 
 
(9) Responda as questões que se seguem, baseando-se na tabela a seguir. 
 
 
Comparação das substâncias químicas presentes nas águas do rio Amazonas e as dos oceanos. 
 
 
Íons Amazonas (mg/L) Oceanos (mg/L) 
Na+ 0,00161 11035 
Mg2+ 0,00049 1330 
Ca2+ 0,0056 418 
K+ 0,0020 397 
Cl- 0,0025 19841 
SO42- 0,00096 2769 
HCO3- 0,018 146 
 
 
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Profª SORAYA 
 
Observação: A tabela acima foi elaborada a partir de dados emitidos pelo Laboratório Hidrográfico de 
Copenhage (águas oceânicas) e do livro Química Geral de Masterton & Slowinski (águas do Amazonas). 
 
a. Qual o cátion que existe em maior concentração nas águas do rio Amazonas? 
b. Qual o cátion que existe em maior concentração nas águas dos oceanos? 
c. Qual o ânion que existe em maior concentração nas águas do rio Amazonas? 
d. Qual o ânion que existe em maior concentração nas águas dos oceanos? 
e Se todo íon sódio (Na+) transforma-se em um componente do sal de cozinha (NaCl), após a 
evaporação da água marinha, qual a massa deste sal que teríamos em 5 litros dessa água? Mostre os 
cálculos. 
f) Se todos os íons cloreto (Cl-) integrarem a formação do cloreto de sódio (NaCl), após a evaporação de 
5 litros de água do rio Amazonas, qual massa deste sal seria obtida? Mostre os cálculos. 
 
(10) Preencha o fluxograma a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
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Profª SORAYA 
(11) Dissolvem-se 8g de NaOH em 400 mL de solução. Pede-se: 
 
a). Concentração em g/L. 
b).Concentração em mol/L(molaridade). (dado: MMNaOH = 40 g/mol) 
 
(12) Uma solução possui concentração de 120 g/L de NaOH. Qual sua concentração molar (mol/L)? 
 
(13) Dissolvem-se 50 g de glicose em 1000 ml de solução, qual a % (p/v)? 
 
(14) Qual a quantidade de água que deve ser adicionada a 100 mL de uma solução de NaCl 1,5 M para 
se obter 1 litro de solução a 0,15 M? 
 
EXERCÍCIOS GERAIS 
Soluções - Concentração (g/L), densidade, Título / porcentagem, Concentração em 
mol/L, Normalidade 
 
 
(1) Um adulto possui, em média, 5 L de sangue com cloreto de sódio dissolvido na concentração de 5,8 
g/L. Qual a massa total de NaCl em 5 L de sangue de uma pessoa adulta? 
 
(2) Calcule a concentração em g/L de uma solução de nitrato de potássio, sabendo que ela encerra 60g 
do sal em 300 cm3 de solução. 
 
(3) Calcule a concentração, em g/L, de uma solução de NaOH que apresenta 200 mg dessa base em 
400 mL de solução. 
 
(4) O ser humano adulto possui, em média, 5 litros de sangue com cloreto de sódio ( NaCl ) dissolvido 
na concentração de 5,8 g/L. Qual é a massa total de cloreto de sódio ( NaCl ) no sangue de uma pessoa 
adulta? 
 
(5) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 de concentração 8,0 
g/L. Quantos gramas de MgCl2 são obtidos? 
 
(6) 
O que você diria de um medicamento que contém 1,0 g de extrato vegetal misturado com 
100.000 g de água? Isso é praticamente água pura, não é mesmo? No entanto, medicamentos desse 
tipo são comuns em homeopatia, campo da medicina cujo princípio fundamental pode ser descrito da 
seguinte maneira: toda substância que, em quantidades apreciáveis, provoca algum distúrbio em uma 
pessoa sadia, ajudará a combater esse mesmo distúrbio quando for prescrita em doses extremamente 
pequenas. 
Considere que um medicamento homeopático foi preparado a partir de 5,0 mL de solução, 
contendo 0,01 mg de uma determinada substância conhecida como ácido orto-hidróxi-benzóico. Com 
base nessas informações, determine a concentração comum, em g/L, dessa substância na solução 
citada. 
 
68 
 
Profª SORAYA 
Densidade (d) e Concentração em g/L (C) 
 
(1) Uma solução contém 15g de Na2CO3 e 135g de água e tem densidade igual a 1,1g/mL. 
 
a). Calcule o volume da solução em litros. 
b). Calcule a concentração da solução em g/L. 
 
(2) Prepara-se uma solução aquosa dissolvendo-se 2,5 g de NaCl e obtém-se uma solução de densidade 
0,997g/mL. 
 
a). Determine a massa de água na solução. 
b). Determine a concentração da solução em g/L. 
 
Título ( T ou  ) e porcentagem(%) 
 
(1) Uma solução aquosa10% em massa de NaCl, contém _____________ de NaCl em 100 g de solução. 
 
(2) Uma solução 20% em massa/Volume de Na2SO4 em água, contém ______g de Na2SO4 em _______ 
de solução. 
 
(3) Uma solução aquosa 40% de etanol, contém __________de etanol em cada ___________de 
solução. 
 
(4) Foram dissolvidas 80 gramas de NaCl em 320 gramas de água. Qual o título da solução? 
 
(5) Uma bebida alcoólica apresenta 25% de etanol (álcool). Qual o volume, em mL, do etanol 
encontrado em 2 litros dessa bebida? 
 
Concentração em mol/L (mol.L-1 ou molaridade) 
 
(1) A concentração é uma característica importante das soluções e um dado necessário para seu uso no 
laboratório, na indústria e no cotidiano. O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda 
cáustica, é um hidróxido cáustico usado na indústria (principalmente como uma base química) na 
fabricação de papel, tecidos e detergentes. Apresenta-se ocasionalmente como uso doméstico para a 
desobstrução de encanamentos e sumidouros, pois é altamente corrosivo, podendo produzir 
queimaduras, cicatrizes, e cegueira devido a sua elevada reatividade. Ao lado, estão desenhados 
recipientes com os respectivos volumes de solução e massas de hidróxido de sódio. 
Qual recipiente contém a solução cuja concentração molar é 2,0 mol/L? Dado: massa molar do NaOH = 
40 g/mol. 
 
 
 
 
69 
 
Profª SORAYA 
 
(2) Nosso suco gástrico é uma solução aquosa de HCl (ácido clorídrico), com massa de 0,365 g para 
cada 1 litro. Com base nessa informação, determine a concentração molar (mol/L) do ácido clorídrico 
no suco gástrico. Dado: massa molar do HCl = 36,5 g/mol. 
 
(3) No rótulo de um achocolatado comum, encontra-se a seguinte informação: “Contém 9mg de 
carboidrato para cada 100mL do produto”. Admitindo que o carboidrato citado seja a glicose (C6H12O6). 
Calcule a concentração molar (mol/L) do achocolatado. Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 
1; O = 16. 
 
(4) Um técnico necessita preparar uma solução aquosa de hipoclorito de sódio, NaClO, 0,5M, para o 
branqueamento de um tecido de algodão. No laboratório foram encontrados apenas 10g do soluto. 
Calcule o volume, em litros, de solução obtida com a molaridade desejada. Dado: Massa molar: NaClO 
= 74,5 g/mol 
 
(5) Em diabéticos, a ingestão de 80 g de açúcar comum (sacarose) eleva a quantidade de glicose no 
sangue em 1,0 g de glicose para cada litro de sangue. Considerando-se que a taxa de glicose no sangue 
dos diabéticos, em condições normais, é de aproximadamente 1,4 g/L calcule a concentração em 
quantidade de matéria, mol/L, de glicose no sangue de uma pessoa diabética, após o consumo de 100 
g de açúcar comum. Dado: Massa molar da glicose = 180 g.mol-1 
 
(6) A concentração média de íons sódio no soro sangüíneo humano é cerca de 0,345 g/100mL. Qual é 
essa concentração, em mol/L do íon sódio (Na+). Dado: Massa molar em g/mol: Na = 23. 
 
 
Relacionando título, densidade, concentrações g/L e mol/L 
 
 
(1) No rótulo de um frasco de 1L de vinagre, encontra-se a inscrição: “solução de ácido acético a 3%”. 
Sabendo-se que a porcentagem citada indica a quantidade de ácido acético presente no vinagre, e que 
a densidade do vinagre é igual a 1g/mL e, ainda, que a massa molar do ácido acético é igual a 60g/mol, 
calcule a concentração molar do ácido acético no vinagre. 
 
(2) Calcule a massa de sal necessária para produzir 10,0 litros de soro caseiro, sabendo-se que na sua 
composição utiliza-se 10,0g/L de sacarose e que a concentração de cloreto de sódio é 0,06 M. Massa 
molar do NaCl = 58,5 g/mol. 
 
(3) O ácido clorídrico HCl, conhecido comercialmente como ácido muriático, é usado no refino de 
minérios de estanho e tântalo. Comercialmente, ele pode ser adquirido como uma solução 
concentrada de título 37 % e densidade 1,19 g/mL. Calcule o volume dessa solução em estoque para 
preparar 2,00 L de concentração 2,1 mol/L 
 
 
 
 
70 
 
Profª SORAYA 
 
(4) A clorexidina, substância antimicrobiana encontrada na amazônia e utilizada no Brasil 
principalmente na forma de solução aquosa para bochechos, pode vir a ser usada em cremes dentais 
para o tratamento de gengivite (infecção das gengivas), sangramento gengival e controle de placa 
dentária. O fluoreto de sódio é um dos componentes dos cremes dentais, pois inibe a desmineralização 
dos dentes, tornando-os menos sensíveis às cáries. Um determinado dentista recomendou a um 
paciente que fizesse bochechamento diário com uma solução 0,21g/L de fluoreto de sódio (NaF). 
Determine a concentração em mol/L da solução sugerida Dados: Massas molares em g/mol: Na=23; 
F=19 
 
(5) Na análise química de um suco de laranja, determinou-se uma concentração de ácido ascórbico 
(C6H8O6) igual a 264 g/L. Determine, nesse suco, a concentração de ácido ascórbico, em mol/L em 500 
mL de solvente e 30g de acido ascórbico. 
 
(6) Pacientes que necessitam de raios X do trato intestinal devem ingerir previamente uma suspensão 
de sulfato de bário (BaSO4). Esse procedimento permite que as paredes do intestino fiquem visíveis 
numa radiografia, permitindo uma análise médica das condições do mesmo. Considerando-se que em 
500 mL de solução existem 46,6 g do sal, pede-se: 
 
a). a concentração comum g/L; 
b). a concentração em quantidade de matéria mol/L; 
 
(7) O etanotiol (CH3CH2-SH) é uma substância tóxica e tem um odor tão forte que uma pessoa pode 
detectar 0,016 mol disperso em 5,0×1010gramas de ar. Sabendo-se que a densidade do ar é 1,25 g/L e 
supondo distribuição uniforme do etanotiol no ar, determine a quantidade limite, em mol/L, dessa 
substância que uma pessoa pode detectar. 
 
 
(8) Um determinado medicamento indicado para pessoas desidratadas contém sais (cloretos de sódio 
e potássio: NaCl e KCl), citratos (designação comum aos sais e aos ésteres do ácido cítrico, existentes 
principalmente em frutos cítricos) e sacarose. As instruções da bula desse medicamento usado para 
hidratação estão resumidas no quadro a seguir. 
 
A partir dessas informações, faça o que se pede. 
 
a). Calcule a concentração de cloreto de potássio, em g/L, na solução preparada segundo as instruções 
da bula. 
 
b). Calcule a concentração de sacarose nessa solução, em porcentagem em massa, considerando a 
densidade da solução como sendo igual a 1,2 g/mL. 
 
 
 
 
 
71 
 
Profª SORAYA 
 
Modo de usar: dissolva o conteúdo do envelope em água suficiente para obter 500 mL de solução. 
 
Cada envelope contém: (mg) 
Cloreto de potássio 75 mg 
Citrato de sódio diidratado 145 mg 
Cloreto de sódio 175 mg 
Sacarose 10 mg 
 
 
 
 
 
PPM, PPB, PPT 
 
(1) Sabe-se que uma pasta de dente convencional apresenta 90 gramas de massa e apresenta uma 
concentração média de flúor em torno de 130 ppm. Determine a massa de flúor presente nessa pasta 
de dente. 
a.11,7 mg b. 11,7 g c. 11,7 Kg d. 0,0117 g e. 1,17 mg 
 
(2) De acordo com a Anvisa, a ingestão diária aceitável de mercúrio por um indivíduo é de 0,1 
micrograma (μg) por quilograma de peso corporal por dia. Sabendo que a quantidade demercúrio em 
uma determinada espécie de peixe é na ordem de 0,40 ppm, qual será a massa de peixe, em gramas, 
que um indivíduo de 70 kg pode consumir por dia? (Dados: 1g = 1000000 μg) 
a. 1,75 g b. 175 g c. 0,175 g d. 17,5 g e. 0,0175g 
 
(3) A contaminação de águas e solos por metais pesados tem recebido grande atenção dos 
ambientalistas, devido à toxicidade desses metais ao meio aquático, às plantas, aos animais e à vida 
humana. Dentre os metais pesados há o chumbo, que é um elemento relativamente abundante na 
crosta terrestre, tendo uma concentração ao redor de 20 ppm (partes por milhão). Uma amostra de 
100 g da crosta terrestre contém um valor médio, em mg de chumbo, igual a 
a. 20. b. 10. c. 5. d. 2. e. 1. 
 
(4) O uso de flúor é eficaz no combate à cárie dentária. Por isso, foram estabelecidos protocolos de 
utilização do flúor na área de saúde bucal como a adição de flúor na água de abastecimento público e 
em pastas dentais. A escovação dental é considerada um dos métodos mais eficazes na prevenção da 
cárie, ao aliar a remoção da placa à exposição constante ao flúor. Todavia, a exposição excessiva pode 
causar alguns malefícios à saúde. Para isso, foram estabelecidos níveis seguros de consumo do flúor, 
quando este oferece o máximo benefício sem risco à saúde. As pastas de dente apresentam uma 
concentração de flúor que varia entre 1 100 e 1 500 ppm. É importante ressaltar que as pastas de 
dente com flúor devem ser utilizadas durante a escovação e não ingeridas. (http://tinyurl.com/ovrxl8b 
Acesso em: 29.08.2014. Adaptado) 
72 
 
Profª SORAYA 
A concentração máxima de flúor presente nas pastas de dente mencionada no texto, em porcentagem 
em massa, corresponde a: 
 
a. 0,0015%. b. 0,015%. c. 0,15%. d. 1,5%. e. 15%. 
 
 
 
Equivalente-grama e Normalidade 
 
(1) Calcular o número de equivalentes-grama correspondentes a 245 g de ácido sulfúrico, que sofre 
neutralização total. Dados: massa molar do ácido = 98g/mol 
 
(2) Qual a normalidade de uma solução que tem 7,3g de ácido clorídrico dissolvido em 250mL de 
solução? Dados: massa molar do ácido = 36,5g/mol 
 
(3) Calcule o equivamente-grama dos seguintes elementos químicos: 
a) bário (137); b) prata (108); c) ouro (197); d) flúor (19). 
 
(4) Calcule o equivamente-grama das seguintes substâncias: 
 
a) Ácido nítrico (HNO3); 
b) Ácido sulfúrico (H2SO4); 
c) Ácido carbônico (H2CO3); 
d) Ácido sulfuroso (H2SO3). 
e) Ca(OH)2; 
f) NaOH; 
g) KOH 
h) Al(OH)3 
 
(5) Calcule o equivalente-grama do dicromato de potássio pelo método da óxido-redução. 
 
K2Cr2O7 + 6 KI + H2SO4  4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 I2 
 
(6) Qual a normalidade de uma solução que contém 7,3g de HCl dissolvido em 250 mL de solução? 
 
(7) Qual é a normalidade de uma solução 0,2 molar de ácido fosfórico. 
 
(8) Calcule a normalidade para as seguintes soluções: 
 
a). 2,00 g de H2SO4 em 500 mL de solução 
b). 1,50 g de Al(OH)3 em 100 mL de solução 
c). 3,50 g de Al2(SO4)3 em 100 mL de solução 
d). 3,16 g de KMnO4 em um litro de solução (MnO4 - → Mn+2) 
e). 2,45 g de K2Cr2O7 em 400 mL de solução (Cr2O7-2 → 2Cr+3) 
 
 
73 
 
Profª SORAYA 
Diluição de Soluções 
 
(1) Qual será o volume de água que deve ser acrescentado a 300ml de uma solução 1,5 mol/L de ácido 
clorídrico (HCl) para torná-la 0,3mol/L? 
 
a) 1000 mL b) 1500mL c) 1200mL d) 1800mL e) 500 mL 
 
(2) Ao adicionar uma quantia de 75mL de água diretamente em 25mL de uma solução 0,20M de 
cloreto de sódio (NaCl), obtemos uma solução de concentração molar igual a: 
 
a) 0,010 b) 0,025 c) 0,035 d) 0,040 e) 0,050 
 
(3) Na preparação de 750 mL de solução aquosa de H2SO4 de concentração igual a 3,00 mol/L a partir 
de uma solução-estoque de concentração igual a 18,0 mol/L, é necessário utilizar um volume da 
solução-estoque, expresso, em mL, igual a: 
 
a) 100 b) 125 c) 250 d) 375 e) 500 
 
 (4) Que volume de água devemos adicionar a 10 mL de solução 2M para torná-la 0,25M? 
 
a) 80 mL b) 70 mL c) 40 mL d) 250 mL e) depende do soluto 
 
(5) Determine a molaridade de uma solução que apresentava 400 mL de volume e, após receber 800 
mL de solvente, teve sua molaridade diminuída para 5 mol/L. 
 
a) 13 mol/L b) 16 mol/L c) 14 mol/L d) 12 mol/L e) 15 mol/L 
 
 
(6) Uma solução 0,3 mol/L apresentava 500 mL de solvente, mas houve uma evaporação de 200 mL do 
volume desse solvente. Qual será a nova concentração dessa solução? 
 
a) 0,4 mol/L b) 0,5 mol/L c) 0,1 mol/L d) 0,2 mol/L e) 0,6 mol/L 
 
 
 
 
 
 
74 
 
Profª SORAYA 
Mistura de Soluções de mesmo soluto e de mesmo solvente 
 
(1) Misturou-se 1 L de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L a 1 L de uma solução 
aquosa de cloreto de sódio (NaCl) 0,2 mol/L, obtendo-se uma nova solução aquosa com volume igual a 
2 L. A partir desses dados, determine qual alternativa corresponde corretamente à concentração em 
quantidade de matéria (em mol/L) da nova solução obtida: 
a) 1,0 b) 2,0 c) 0,15 d) 0,3 e) 0,25 
(2) Para originar uma solução de concentração igual a 120 g/L, qual é o volume em litros de uma 
solução de CaCl2 de concentração 200 g/L que deve ser misturado a 200 mL de uma outra solução 
aquosa de CaCl2 de concentração igual a 100 g/L? 
a) 0,05 b) 50 c) 296,25 d) 0,296 e) 0,3 
(3) O quadro abaixo representa as quantidades utilizadas na preparação de três soluções aquosas de 
permanganato de potássio (KMnO4). 
 
Analise o quadro quanto às concentrações das soluções e assinale a alternativa correta. 
a) Se adicionarmos a solução II à solução III, a concentração final será menor que a da solução I. 
b) Se adicionarmos 100 mL de água à solução I, a concentração final será a mesma da solução III. 
c) A solução mais concentrada é a que tem o menor volume. 
d) A solução mais diluída é a que tem a maior massa do soluto. 
 
(4) Misturando-se 100 mL de uma solução aquosa 0,10 mol/L de NaCl com 100 mL de uma solução 
aquosa 0,1 molar de KCl , a solução resultante deverá apresentar concentrações molares de Na+, K+ e 
Cl- respectivamente iguais a: 
a) 0,05; 0,05; 0,10 b) 0,10; 0,10; 0,10 c) 0,10; 0,10; 0,20 d) 0,10; 0,20; 0,10 e) 0,20; 0,20; 0,10 
(5) Uma solução que apresenta 0,4 g/L de C6H12O6 dissolvidos em 150 mL de solução é misturada à 
outra solução que possui 0,2 g/L de C6H12O6dissolvidos em 50 mL de água. Qual é o volume e a 
concentração da solução final? 
(6) Uma solução que apresenta 400 gramas de NaCl dissolvidos em 1500 mL de solução é misturada à 
outra solução que possui 250 gramas de NaCl dissolvidos em 850 mL de água. Qual é o volume e a 
massa do soluto da solução final? 
 
75 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
Química Analítica I 
e 
Práticas de Laboratório Ambiental I 
 
 
Parte II 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professora Soraya 
76 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
Adaptado de: Uma proposta para o Ensino da Química Analítica Qualitativa 
Daniela Gonçalves de Abreu, Carla Regina Costa, Marilda das Dores Assis e Yassuko Iamamoto* 
Departamento de Química, Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto, Universidade de 
São Paulo; Quim. Nova, Vol. 29, No. 6, 1381-1386, 2006. 
Desde que os primeiros curiosos iniciaram a busca pelo conhecimento científico, a proposição de 
mecanismos lógicos para explicar fenômenos é uma constante. De físicos a geólogos, passando pelos 
teóricos da conspiração e entremeando-se nas ciências sociais e seus modelos explicativos, diversos 
procedimentos são propostos na tentativa de analisar os fenômenos. 
A Química, como área do conhecimento solidamente constituída no decorrer dos séculos, lançou 
mão de procedimentos analíticos na observação de seus fenômenos. Por meio de conhecimentos 
herdados de alquimistas, os primeiros químicos iniciaram uma longa jornada de interpretação desta 
ciência que acabaria por culminar coma criação da química analítica. O desenvolvimento de 
procedimentos ainda é realizado por químicos de todas as áreas, mas atualmente se concentram 
procedimentos e técnicas nesta macro área e os químicos que a ela se dedicam são responsáveis pela 
atualização, desenvolvimento e consolidação de novos processos de análise química, além da explicação 
dos preceitos teóricos destes processos. Alinhados com o desenvolvimento tecnológico atual, os 
procedimentos analíticos da química encontram aplicabilidade em praticamente todo o setor produtivo 
da sociedade. 
A análise química qualitativa ou química analítica qualitativa, subdivisão da química analítica, é 
responsável pelo desenvolvimento de procedimentos que visam à identificação dos constituintes de uma 
determinada amostra, podendo estes constituintes ser elementos químicos, íons ou moléculas. Trata-se 
de evidenciar a presença de determinado constituinte na amostra, demonstrando esta presença por meio 
de transformações químicas que alteram algum tipo de qualidade do sistema. As mudanças no sistema 
reacional podem ser várias: da formação de material insolúvel (que pode precipitar-se ao fundo do 
recipiente, daí o termo “formação de precipitado”) à mudança de cor no sistema. A tabela a seguir traz 
alguns dos aspectos qualitativos que podem ser modificados e/ou observados em uma transformação 
química. 
Aspecto qualitativo alterado Interpretação mínima possível 
Mudança de cor O produto formado altera as propriedades do meio. 
Formação de precipitado 
insolúvel 
O produto, insolúvel no meio úmido em questão, é formado e pode 
ser separado do sistema. 
Embora pareçam parâmetros “óbvios”, para os químicos estas informações fornecem pistas da 
identidade da substância. Para comprovar este raciocínio, utilizemo-nos do exemplo a seguir, oriundo de 
observações feitas por personalidades da história da química, no século XIX. 
No início da química orgânica discutiam-se os procedimentos necessários à identificação dos 
compostos que continham carbono. Buscava-se identificar através da combustão os gases CO2 e H2O, que 
seriam indicadores qualitativos da presença dos elementos carbono e hidrogênio nos compostos 
estudados. Para evidenciar tal presença, diversos procedimentos foram pensados e na tabela a seguir 
encontram-se dois deles. 
 
 
 
 
77 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
Procedimento Justificativa de escolha 
Borbulhar os gases da 
combustão em hidróxido de 
bário 
Há reação entre o gás carbônico e o hidróxido de bário, formando 
carbonato de bário que é insolúvel e precipita. 
Passagem dos gases em 
sulfato de cobre anidro 
A água formada na combustão ao passar pelo sulfato de cobre anidro 
(CuSO4 – pó branco), hidrata-o, formando o sulfato de cobre penta-
hidratado (CuSO4.5H2O) de cor azul. 
Este fato demonstra como a análise química qualitativa foi e é importante no desenvolvimento das 
ciências, ofertando soluções e métodos novos frente a novos desafios. 
 
 
 
 
Após a leitura e com base no texto responda as questões a seguir: 
1) Como e porque surgiu a Química Analítica? 
2) Qual(is) o(s) objetivo(s) principal(is) da Química Analítica? 
3) Quais os aspectos qualitativos, segundo o texto, que podem ser alterados ou observados numa 
alteração química? 
4) Qual o método utilizado para identificar a presença de carbono nos compostos orgânicos? 
5) Quais são os fatores qualitativos indicativos da presença de carbono e hidrogênio no método 
respondido na questão “4”? 
6) Quais os procedimentos propostos para evidenciar a presença dos fatores indicativos citados na 
questão “5”? 
7) Qual a importância da análise química qualitativa no seu dia a dia? 
 
78 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
QUÍMICA ANALÍTICA 
A Química Analítica é um ramo da Química responsável pelo desenvolvimento e aperfeiçoamento 
dos métodos de identificação, separação e quantificação de elementos em uma amostra. A Química 
Analítica é dividida em Química Analítica Qualitativa e Química Analítica Quantitativa. 
A Química Analítica Qualitativa é responsável pela identificação de um ou mais componentes em 
uma amostra, sem levar em consideração a quantificação destes componentes. Já a Química Analítica 
Quantitativa é responsável pela quantificação dos componentes de uma determinada amostra. Diante 
disso, para que seja feita uma análise quantitativa, previamente deve ser feita uma análise qualitativa 
para a comprovação da presença da substância que se deseja quantificar. 
Para um bom entendimento da Química Analítica torna-se necessária a descrição de alguns conceitos 
utilizados na área. Os mais importantes serão descritos a seguir: 
a. Análise: Uma determinada análise representa o mecanismo pelo qual são obtidas informações 
químicas ou físicas a respeito dos constituintes de uma amostra ou da própria amostra. Exemplo: 
Análise da glicose em uma amostra de sangue. 
b. Analito: São os constituintes de interesse da amostra. 
c. Matriz: A matriz representa todos os constituintes da amostra excluindo os analitos. 
d. Medida: Medida é a determinação experimental de uma propriedade química ou física do analito. 
e. Técnica: Uma técnica representa um princípio químico ou físico que pode ser usado para analisar 
uma amostra. Exemplo: Fotometria de chama, espectrofotometria de absorção atômica, etc. 
f. Método: Um método representa a aplicação de uma técnica para a determinação de um analito 
específico em uma matriz específica. Exemplo: Determinação do teor de vitamina A em complexos 
vitamínicos por titulometria de oxirredução. 
g. Procedimento: O procedimento representa um conjunto de proposições que detalham a maneira 
correta de como aplicar determinado método. 
h. Protocolo: O protocolo é um conjunto de orientações que detalham determinado procedimento 
que deve ser seguido para a aceitação da análise. 
i. Interferência ou interferente: Refere-se à determinada espécie que causa um erro na análise pelo 
aumento ou diminuição da quantidade que está sendo medida. 
j. Validação: Prática responsável pela qualidade analítica. A validação representa a comprovação de 
que os métodos estão apropriados para os seus devidos usos. 
k. Especificidade/seletividade: Parâmetro que corresponde à capacidade do método em detectar o 
analito de interesse na presença de outros componentes da matriz. 
l. Intervalo de trabalho: O intervalo do método analítico corresponde à faixa do maior ao menor 
nível que possa ser determinado com precisão e exatidão. 
m. Linearidade: A linearidade refere-se à capacidade do método de gerar resultados linearmente 
proporcionais à concentração do analito, enquadrados em faixa analítica especificada. 
n. Sensibilidade: A sensibilidade é a capacidade do método em distinguir, com determinado nível de 
confiança, duas concentrações próximas. 
79 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
o. Exatidão: A exatidão representa a concordância entre o valor real do analito na amostra e o 
estimado pelo processo analítico. 
p. Precisão: Representa o parâmetro responsável pela avaliação da proximidade entre várias 
medidas efetuadas na mesma amostra. 
q. Limite de detecção: O limite de detecção representa a menor concentração do analito que pode 
ser detectada, mas não necessariamente quantificada, sob condições experimentais estabelecidas. 
r. Limite de quantificação: O limite de quantificação é definido como a menor concentração do 
analito, que pode ser quantificada na amostra, com exatidão e precisão aceitáveis, sob as 
condições experimentais adotadas. 
s. Robustez: A robustez é a medida da capacidade do método de permanecer inalterado sob 
pequenas, mas estudadas, variações nos seus parâmetros e prover indicação da sua dependência 
durante o uso normal. 
Em síntese, a Química Analítica é o campo da ciência que se dedica ao desenvolvimento e 
aperfeiçoamento de métodos de identificação, separação e quantificaçãode um analito na amostra que 
está sendo analisada e tem como objetivos: 
 Desenvolver a teoria dos métodos analíticos 
 Aperfeiçoar os métodos analíticos já existentes 
 Elaborar novos métodos 
 Produzir conhecimento científico nas áreas da Química e Ciências afins como: bioquímica, 
Agronomia, Geoquímica, Farmácia, Medicina, Biologia, Engenharia, etc. 
Química Analítica se divide em: 
 Química Analítica Qualitativa: identificação e separação um analito na amostra que está sendo 
analisada. 
 Química Analítica Quantitativa: quantificação de um analito na amostra que está sendo analisada. 
Para pensar: Em uma análise, o que deve ser feito primeiro análise qualitativa ou análise quantitativa? 
METODOLOGIA APLICADA EM QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
Na Química Analítica Qualitativa utilizam-se reações de: Neutralização, Precipitação, Complexação, 
Óxido-Redução e reações que ocorrem com a liberação de gases. 
METODOLOGIA APLICADA EM QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA 
 Métodos Químicos: são métodos estequiométricos onde o íon a ser determinado reage 
quimicamente com um reagente de modo a produzir uma variação no sistema que possa ser 
detectada visualmente. 
a) Gravimetria 
b) Volumetria – onde as reações utilizadas são de: Neutralização, Precipitação, Complexação, 
Óxido-Redução. 
 Métodos Físico-Químicos: são métodos não estequiométricos e podem ser classificados em: 
80 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
a)Espectrométricos: Espectrofotometria; Fluorimetria; Fotometria de chama; Espectrografia; 
Absorção atômica. 
b)Eletroanalíticos: Potenciômetria, Condutometria, Polarografia, Amperometria, Coulometria. 
c)Termoanalíticos: Análise Térmica, Análise Térmica Diferencial; Termogravimetria; Calorimetria 
Exploratória Diferencial; Análise Termomecânica. 
d) Outros: Cromatográficos. 
Nesse semestre estudaremos apenas a Química Analítica Qualitativa. A química Analítica 
Quantitativa será estudada no próximo ano. 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
São duas as escalas em que a análise qualitativa pode ser efetuada: 
 Macroanálise: 0,5g a 1,0g e volume de cerca de 20 ml 
 
 Semi-Microanálise: 0,05g volume máximo de 1,0 ml: consumo reduzido de material e maior 
velocidade de análise. 
 
Na maioria dos experimentos de identificação de cátions e de ânions faremos uso da Semi-
Microanálise utilizando para tal placa de toque onde é possível trabalhar apenas com gotas de reagentes. 
Tipos de ensaio empregados 
 Reações por via seca: usadas como testes preliminares. 
o Testes de chama 
No teste de chama são utilizadas as pérolas de bórax (bórax ou sal de fósforo). Neste teste são 
identificados metais através de seus respectivos óxidos. Ex: Ni (cinza), Co (rosa) Cu (azul). 
o Fusão alcalina (carbonato de sódio + carbonato de potássio) para solubilização de sulfatos insolúveis; 
o Fusão ácida com KHSO4 para solubilização de óxidos trivalentes e formação dos respectivos sulfatos 
solúveis; 
o Fusão oxidante com K2S2O7 para oxidação de óxidos de crômio e manganês. 
 Reações por via úmida 
Nas reações por via úmida deve-se dissolver a substância problema (sp) em água ou ácido diluído. 
São observados os comportamentos dos cátions e ânions de cada grupo analítico por meio de reações 
características. As observações das reações devem se ater a: 
o Mudança de coloração 
o Formação ou desaparecimento de precipitado 
o Desprendimento de gases 
Para expressar a ocorrência das reações de identificação de cátions e ânions aconselha-se a escrever as 
equações na forma iônica. 
Durante o estudo dos cátions devem-se utilizar sais de cloreto ou nitrato, devido à alta solubilidade 
desses sais (lembrem-se de que a maioria dos nitratos são solúveis). 
81 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
Durante o estudo dos ânions devem-se utilizar sais de sódio ou potássio (lembrem-se de que os sais de 
cátions do grupo 1 da tabela periódica são solúveis). 
 
CLASSIFICAÇÃO ANALÍTICA - GRUPOS ANALÍTICOS 
Os cátions e os ânions são agrupados em química analítica segundo o reagente específico. Cada grupo 
possui um comportamento semelhante quando em meio adequado, chamado de meio reacional, e em 
contato com o reagente específico, chamado de reagente de grupo. 
Grupo Analítico Cátions Reagente de Grupo Meio Reacional 
I Ag+, Hg22+ e Pb2+ HCl HCl 
II 
Cu2+, Hg2+,Cd2+, Bi3+e 
outros 
H2S HCl 
III Ni2+ e Co2+ (NH4)2S NH4Cl/NH4OH 
IV 
Mn2+, Cr3+, Al3+, (Fe2+), 
Fe3+, Zn2+ Ba2+, Sr2+, Ca2+ e 
Mg2+ 
(NH4)2CO3 NH4Cl/NH4OH 
V 
Na+, K+, NH4+ e Mg2+. Não há Adequado para cada 
componente 
 
Grupo Analítico Ânions Reagente de Grupo 
Grupo I ou Classe A 
(envolvem a 
identificação por 
produtos voláteis 
obtidos por 
tratamento com 
ácidos) 
I ou 
Classe A I 
CO32-, HCO3-, SO32-, S2O32-, S2-, NO2-, 
OCl-, CN- e OCN-. 
Gases desprendidos com 
ácido clorídrico ou ácido 
sulfúrico diluídos: 
I ou 
Classe A II 
CO32-, HCO3-, SO32-, S2O32-, S2-, NO2-), 
OCl-, CN- e OCN-, F-, [SiF6]2-, Cl-, Br-, I-, 
NO3-, ClO3-, ClO4-, MnO4-, BrO3-, BO33-
, [Fe(CN)6]4-, [Fe(CN)6]3-, SCN-, HCOO-
, CH3COO-, (COO)22-, (C4H4O6)2- e 
(C6H5O7)3-. 
Gases ou vapores 
desprendidos por 
tratamento com ácido 
sulfúrico concentrado. 
Grupo II ou Classe B 
(dependem de 
reações em solução) 
Grupo II 
ou Classe 
B I: 
SO42-, S2O82-, PO43-, HPO32-, H2PO2-, 
AsO43-, AsO33-, CrO42-, Cr2O72-, SiO32-, 
[SiF6]2-, C6H4(OH)COO-, C6H5COO- e 
C4H4O4- 
Reações de precipitação 
Grupo II 
ou Classe 
B II: 
MnO42-, MnO4-, CrO42- e Cr2O72-. 
 
Oxidação e redução em 
solução 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS CÁTIONS (ÍONS METÁLICOS) EM GRUPOS ANALÍTICOS 
Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos, tomando-
se por base sua peculiaridade a determinados reagentes, ou seja, os íons de comportamento análogo são 
reunidos dentro de um grupo. Os reagentes usados para a classificação dos cátions mais comuns são o 
ácido clorídrico, o ácido sulfídrico (sulfeto de hidrogênio), o sulfeto de amônio e o carbonato de amônio. 
A classificação baseia-se no modo como os cátions reagem a tais reagentes pela formação ou não de 
precipitados. 
Os cincos grupos e suas características são, como se segue: 
82 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
Grupo I Classificação dos Cátions (íons metálicos) em Grupos Analíticos : Os cátions deste grupo formam 
precipitados com ácido clorídrico diluído. Os íons deste grupo são: chumbo (Pb2+), mercúrio (I) (Hg22+), e 
prata (Ag+). 
Grupo II: Os cátions deste grupo não reagem com ácido clorídrico, mas formam precipitados com ácido 
sulfídrico em meio ácido mineral diluído. Os íons deste grupo são: mercúrio (II) (Hg2+), cobre (Cu2+), 
bismuto (Bi3+), cádmio (Cd2+), arsênio (III) (As3+), arsênio (V) (As5+), antimônio (III) (Sb3+), antimônio (V) 
(Sb5+), estanho (II) (Sn2+), estanho (III) (Sn3+) e estanho (IV) (Sn4+). Os quatro primeiros formam o subgrupo II.A, e 
os seis últimos, o subgrupo II.B. Enquanto os sulfetos dos cátions do grupo II.A são insolúveis em 
polissulfeto de amônio, os do grupo II.B são solúveis. 
Grupo III: Os cátions deste grupo não reagem nem com ácido clorídrico e nem com ácido sulfídrico em 
meio ácido mineral diluído. Todavia, formam precipitados com sulfeto de amônio em meio neutro ou 
amoniacal. Os cátions deste grupo são: cobalto (II) (Co2+), níquel (II) (Ni2+), ferro (II) (Fe2+), ferro (III) 
(Fe3+), cromo (III) (Cr3+), alumínio (Al3+), zinco (Zn2+) e manganês (II) (Mn2+). 
Curiosidade: Vaitsman e Olymar classificam os cátions que não estão em negrito em grupo III e os em 
negrito em grupo IV. A solução que contém o primeiro grupo, após acidificada com HCl(conc.) é aquecida 
com cloreto de amônia (sólido) e hidróxido de amônio conc., formando hidróxidos. A solução que contém 
o segundo grupo tradada com ádico sulfídrico leva a formação de sulfetos. 
Grupo IV: Os cátions deste grupo não reagem nem com reagentes do grupo I, nemdo II, nem do III. Eles 
formam precipitados com carbonato de amônio na presença de cloreto de amônio em meio neutro ou 
levemente ácido. Os cátions deste grupo são: cálcio (Ca2+), estrôncio (Sr2+) e bário (Ba2+). 
Grupo V: Os cátions comuns, que não reagem com nenhum dos reagentes dos grupos anteriores, formam 
o último grupo, que inclui os íons magnésio (Mg2+), sódio (Na+), potássio (K+), amônio (NH4+), lítio (Li+) e 
hidrogênio (H+). 
O sistema de grupo de cátions pode ser estendido para satisfazer a inclusão de íons menos 
comuns, como o tungstênio, molibdênio, titânio, vanádio e berílio que têm importantes aplicações 
industriais. São denominados íons menos comuns ou mais raros devido sua análise qualitativa de rotina 
ser menos comum. Logo, nosso estudo se restringirá apenas aos cátions que ocorrem com mais 
frequência nas amostras comuns. Sendo que serão estudadas apenas as reações mais importantes de um 
número limitado de cátions. 
 
 
PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS: CHUMBO (II), MERCÚRIO (I) E PRATA (I) 
 Reagente do grupo: ácido clorídrico diluído 2mol/L 
 
 Reação do grupo: precipitado branco de cloreto de chumbo (PbCl2), cloreto de mercúrio (I) (Hg2Cl2) e 
cloreto de prata (AgCl). 
 
Chumbo, Pb: características analíticas do Pb2+. 
As principais reações: 
 
 Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): forma-se um precipitado branco (cloreto de chumbo) em 
solução fria e não muito diluída. 
Pb2+ + 2 Cl- ↔ PbCl2↓ 
 O precipitado pode ser tratado com água quente na qual apresenta uma certa solubilidade (33,4 g 
L-1 a 100ºC contra 9,9 g L-1 a 20ºC). Ele é também solúvel em ácido clorídrico concentrado ou cloreto de 
potássio concentrado, formando íons tetracloroplumbato (II) ([PbCl4]2-). Se o precipitado for lavado por 
decantação e se adicionar amônia diluída, não se observará qualquer alteração (diferença dos íons 
83 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
mercúrio (I) ou prata), embora ocorra uma reação de precipitação concorrente, formando-se o hidróxido 
de chumbo. 
 
 Ácido sulfúrico diluído (ou sulfatos solúveis): forma-se um precipitado branco de sulfato de chumbo. 
Pb2+ + SO42-  PbSO4↓ 
 O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. A quente, ele é solúvel em ácido sulfúrico 
concentrado formando o hidrogenossulfato de chumbo (HSO4-). O sulfato de chumbo é também solúvel 
em soluções concentradas de acetato de amônio 10mol/L ou tartarato de amônio 6mol/L, na presença de 
amônia, formando os íons tetracetatoplumbato (II) ([Pb(CH3COO)4]2-) e ditartaroplumbato (II) 
([Pb(C4H4O6)2]2-). Na presença de carbonato de sódio, ele é convertido em carbonato de chumbo II. 
 
 Cromato de potássio em solução neutra de ácido acético ou de amônia: forma-se um precipitado 
amarelo de cromato de chumbo. 
Pb2+ + CrO42-  PbCrO4↓ 
Ele é dissolvido em ácido nítrico ou hidróxido de sódio. 
 
 Iodeto de potássio: precipitado amarelo de iodeto de chumbo. 
Pb2++ 2 I-  PbI2↓ 
 A solução mais concentrada de iodeto de potássio (6mol/L) dissolve o precipitado e forma íons 
tetraiodoplumbato (II) ([PbI4]2-). Ele é moderadamente solúvel em água fervente, dando uma solução 
incolor, da qual se separa por resfriamento, formando lâminas amarelo- douradas. 
 
 Ensaios por via seca: Ensaios do maçarico de sopro: quando um sal de chumbo é aquecido na presença 
de um carbonato alcalino sobre carvão vegetal, obtém-se uma pérola maleável de chumbo (que é mole e 
marcará o papel) circundada por uma incrustação amarela de monóxido de chumbo II. 
 
Mercúrio, Hg: características analíticas do (Hg22+). 
 As principais reações: 
 Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): Precipitado branco de cloreto de mercúrio (I) 
calomelano. 
Hg22+ + 2 Cl-  Hg2Cl2↓ 
O precipitado é insolúvel em ácidos diluídos, porém solúvel em água régia (HNO3/HCl: 1/3) 
formando o cloreto de mercúrio (II). Comparando o comportamento do cloreto de chumbo, visto na 
seção anterior, com o cloreto de mercúrio (I) em solução de amônia são observadas alterações 
(diferenças dos íons mercúrio (I), chumbo (II) e prata (I)). Isso é devido a conversão do precipitado numa 
mistura de amido- cloreto de mercúrio (II) e mercúrio metálico, formando dois precipitados insolúveis. O 
nome calomelano é de origem grega, que significa preto bonito, e se deve a mistura proveniente da 
dissolução do cloreto de mercúrio (I) em amônia. 
O aminocloreto de mercúrio (II) é um precipitado branco, mas o mercúrio finamente dividido o torna 
preto brilhante. 
 
 Solução de amônia: precipitado preto que é uma mistura de mercúrio metálico e amidonitrato 
básico de mercúrio (II), que é ele mesmo um precipitado branco. 
 
Essa reação pode ser utilizada para diferenciar os íons mercúrio (I) e mercúrio (II). 
 
84 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 Cloreto de estanho (II): reduz os íons mercúrio (I) a mercúrio metálico, apresentando-se sob a 
forma de um precipitado preto acinzentado. 
Hg22+ + Sn2+  2Hg↓ + Sn4+ 
Os íons mercúrio (II) reagem de modo semelhante. 
 
Prata, Ag: características analíticas do Ag+. 
As principais reações: 
 
 Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): Precipitado branco de cloreto de prata 
Ag+ + Cl-  AgCl↓ 
 Na presença de ácido clorídrico concentrado, amônia diluída, cianeto de potássio e tiossulfato de sódio 
o precipitado é dissolvido, formando os respectivos íons complexos: dicloroargentato ([AgCl2]-, 
diaminoargentato ([Ag(NH3)2]+), dicianoargentato (Ag(CN)2]- e ditiossulfatoargentato (Ag(S2O3)2]3-. A 
reação de formação desse último complexo ocorre na fixação de negativos fotográficos ou positivos, após 
a revelação. A fixação compreende a retirada do excesso de cloreto de prata ou outro halogeneto de 
prata, que não foi decomposto pela luz solar ou radiação ultravioleta em prata metálica, tornando o 
negativo revelado insensível à luz. 
 
 Iodeto de potássio: precipitado amarelo de iodeto de prata. 
Ag+ + I-  AgI↓ 
 O precipitado é insolúvel em amônia diluída ou concentrada, mas dissolve-se rapidamente em cianeto 
de potássio e em tiossulfato de sódio, formando íons complexos. 
 
 Cromato de potássio em solução neutra: Precipitado vermelho de cromato de prata. 
2 Ag+ + CrO42-  Ag2CrO4↓ 
 O precipitado é solúvel em ácido nítrico diluído e em solução de amônia, sendo que nesta última 
forma-se íon complexo. A solução acidificada torna-se laranja pela formação de íons dicromato (Cr2O7)2- 
na reação. 
 
 Ensaio por via seca (ensaio do maçarico de sopro): quando um sal de prata é aquecido com um 
carbonato alcalino sobre carvão, forma-se uma pérola branca, maleável, sem qualquer incrustação de 
óxido, facilmente solúvel em ácido nítrico. A solução é imediatamente precipitada pelo ácido clorídrico 
diluído, porém o ácido sulfúrico bastante diluído não produz o mesmo efeito (diferença do chumbo). 
 
 
SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS: MERCÚRIO (II), CHUMBO (II), BISMUTO (III),COBRE (II), CÁDMIO (II), 
ARSÊNIO (III) E (V), ANTIMÔNIO (III) E (V), ESTANHO (II) E (IV). 
 Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada). 
 
 Reação do grupo: precipitados de cores diferentes; sulfeto de mercúrio (II) HgS (preto), sulfeto de 
chumbo (II) PbS (preto), sulfeto de cobre (II) CuS (preto), sulfeto de cádmio CdS (amarelo), sulfeto de 
bismuto (III) Bi2S3 (marrom), sulfeto de arsênio (III) As2S3 (amarelo), sulfeto de arsênio (V) (amarelo), 
sulfeto de antimônio (III) Sb2S3 (laranja), sulfeto de antimônio (V) (laranja), sulfeto de estanho (II) SnS 
(marrom) e sulfeto de estanho (IV) SnS2 (amarelo). 
 
Mercúrio, Hg: Características analíticas do Hg2+ 
As principais reações: 
 Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada). 
85 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
Na presença de ácido clorídrico diluído, forma-se de início um precipitado branco de clorossulfeto 
de mercúrio (II) (reação1), que se decompõe por adição de novas quantidades de sulfeto de 
hidrogênio, formando-se um precipitado preto de sulfeto de mercúrio (II) (reação 2): 
 
O precipitado formado é insolúvel em água, ácido nítrico diluído a frio e a quente, hidróxidos 
alcalinos e no sulfeto ou polissulfeto de amônio. Ele é solúvel em sulfeto de sódio (2mol/L) 
formando os íons complexos dissulfomercurato (II) ([HgS2]2-). Esses íons complexos são 
convertidos novamente em sulfeto de mercúrio (II) com a adição de cloreto amônio. O precipitado 
é também solúvel em água régia (HCl:HNO3 / 3:1). 
 
 Hidróxido de sódio, quando adicionado em pequenas quantidades: precipitado vermelho pardacento 
com composição variada; se a adição for estequiométrica, a cor do precipitado muda para amarela, 
devido à formação do óxido de mercúrio (II): 
Hg2+ + 2 OH-  HgO↓ + H2O 
Essa reação é muito utilizada para remover o excesso de íons estanho (II), empregada na redução 
preliminar, em titulações de óxido- redução. Se for adicionado mais reagente, prosseguirá a redução do 
cloreto de mercúrio (I) á sua forma elementar, preto. 
 
 Cloreto de estanho (II), quando adicionado em quantidades moderadas: precipitado branco acetinado 
de cloreto de mercúrio (I) (calomelano): 
 
 Ensaio por via seca: todos os compostos de mercúrio, independentemente de sua valência, produzem 
mercúrio metálico, quando aquecidos na presença de um excesso de carbonato de sódio anidro. 
 
Bismuto, Bi: Características analíticas do Bi3+ 
As principais reações: 
 
 Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): precipitado preto de sulfeto de 
bismuto 
Bi3+ + H2S  Bi2S3↓ + 6 H+ 
 O precipitado é insolúvel em ácidos diluídos a frio e em sulfeto de amônio, e solúvel nos ácidos nítrico 
diluído e clorídrico concentrado, ambos a quente. 
 
 Solução de amônia: sal básico, branco, de composição variável 
 
 O precipitado é insolúvel em excesso de reagente (diferente do cobre ou cádmio). 
 
 Tetrahidroxiestanato (II) de sódio, (0,125mol/L, recém- preparado): em solução a frio, reduz os íons 
bismuto (III) a bismuto metálico, que se separa sob a forma de um precipitado preto. 
O hidróxido existente nos reagentes reage com íons bismuto (III) (reação 1). O hidróxido de bismuto (III) 
formado é então reduzido pelos íons tetrahidroxiestanato (II), produzindo bismuto metálico e íons 
hexahidroxiestanato (IV) (reação 2). 
 
 
 O reagente deve ser recém- preparado e o ensaio deve ser realizado a frio. Ele decompõe-se 
lentamente, formando um precipitado preto de estanho metálico: 
86 
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O estanho é tetravalente no íon hexahidroxiestanato (IV). O aquecimento acelera a decomposição. 
 
 Água: Quando uma solução de um sal de bismuto é colocada num grande volume de água, forma-se 
um precipitado branco do sal básico correspondente, o qual é solúvel em ácidos minerais diluídos, mas é 
insolúvel em ácido tartárico (distinção do antimônio) e hidróxidos (distinção do estanho): 
 
 
 
Cobre, Cu: Características analíticas do Cu2+ 
As principais reações: 
 
 Sulfeto de Hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): precipitado preto de sulfeto de cobre 
(II): 
Cu2+ + H2S  CuS↓ + 2 H+ 
 O precipitado é insolúvel em ácido sulfúrico diluído (1mol/L) fervente (diferença do cádmio), em 
hidróxido de sódio, sulfeto de sódio e em sulfeto de amônio, e só é ligeiramente solúvel em polissulfetos. 
 O ácido nítrico concentrado a quente dissolve o sulfeto de cobre (II), liberando o enxofre em 
forma de um precipitado branco. Quando fervido por mais tempo, o enxofre é oxidado a ácido sulfúrico e 
obtém-se uma solução límpida azul. O precipitado é também solubilizado em solução de cianeto de 
potássio formando os íons tetracianocuprato (I) ([Cu(CN4)]3-) e dissulfeto (S22-) incolores. 
 Quando exposto ao ar, no estado úmido, o sulfeto de cobre (II) tende a oxidar-se a sulfato de cobre (II) 
(CuSO4) tornando-se solúvel. Neste processo, há uma considerável liberação de calor. Um papel de filtro, 
contendo sulfeto de cobre (II), jamais deve ser jogado em qualquer cesta de lixo que contenha papéis ou 
outras substâncias inflamáveis, devendo-se, em primeiro lugar, lavá-lo com água corrente. 
 
 Solução de Amônia, quando escassamente adicionada: precipitado azul de um sal básico (sulfato básico 
de cobre): 
 
 O precipitado é solúvel em excesso de reagente, obtendo-se uma coloração azul intensa, devido à 
formação de íons complexos tetraminocuprato (II) ([Cu(NH3)4]2+). Se a solução contém sais de amônio, 
não ocorre a precipitação, mas, de qualquer forma, aparece uma coloração azul. A reação é característica 
para íons cobre (II) na ausência de níquel. 
 
 Hidróxido de Sódio em Solução a Frio: precipitado azul de hidróxido de cobre (II): 
Cu2+ + 2 OH-  Cu(OH)2↓ 
 O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. Quando aquecido, ele se converte em óxido de 
cobre (II) (CuO) preto, por desidratação. 
Na presença de solução de ácido tartárico (HOOC.[CH(OH)]2COOH) ou ácido cítrico 
(HOOC.CH2.C(OH)CO2H.CH2.COOH.H2O), o hidróxido de cobre (II) não é precipitado por soluções de álcalis 
cáusticos, mas a solução adquire uma forte coloração azul. Se a solução alcalina for tratada com certos 
agentes redutores, tais como hidroxilamina, hidrazina, glucose e acetaldeído, forma-se um precipitado 
amarelo de hidróxido de cobre (I) por aquecimento e é convertido em óxido de cobre (I) vermelho 
(Cu2O), por ebulição. A solução alcalina do sal de cobre (II), contendo ácido tartárico é conhecida como 
reagente de Fehling; contém o íon complexo [Cu(COO.CHO)]2-. 
 
 
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 Cianeto de Potássio: quando adicionado moderadamente, forma, de início, um precipitado amarelo de 
cianeto de cobre (II). 
 
Que se decompõe rapidamente em cianeto de cobre (I) branco e cianogênio (gás extremamente 
venenoso) 
 
 Em excesso de reagente, o precipitado dissolve-se, formando o complexo incolor de 
tetracianocuprato (I) ([Cu(CN)4]3-). Esse complexo formado apresenta uma alta estabilidade que pode ser 
comprovada na presença do gás sulfídrico. Nessa situação, o precipitado de sulfeto de cobre (I) não é 
formado devido à baixa quantidade de íons cobre (I). 
 
 Hexacianoferrato (II) de Potássio: Precipitado marrom avermelhado de hexacianoferrato (II) de cobre 
em meio neutro ou ácido: 
 
O precipitado é solúvel em amônia, formando-se íons complexo de tetramina de cobre ([Cu(NH3)4]2+), 
coloração azul- escura e ele é decomposto pelo hidróxido de sódio, formando-se o hidróxido de cobre (II) 
(Cu(OH)2), azul. 
 
 Ferro: se um prego de ferro ou uma lâmina de canivetes limpos forem imersos numa solução de um sal 
de cobre, obtém-se um depósito vermelho de cobre e uma quantidade equivalente de ferro se dissolve. O 
potencial de eletrodo do cobre, mais precisamente o sistema cobre- cobre (II), é mais positivo que o ferro 
ou sistema ferro- ferro (II). 
Cu2+ + Fe  Fe2+ + Cu0 
 Ensaios por Via Seca 
o Ensaio do maçarico de sopro. Quando os compostos de cobre são aquecidos com carbonatos alcalinos 
sobre carvão, forma-se cobre metálico vermelho e não se observa nenhum óxido. 
o Pérola de Bórax. Verde quando aquecida, e azul quando resfriada após aquecimento em chama 
oxidante; vermelha em chama redutora, sendo que melhores resultados são obtidos pela adição de traços 
de estanho. 
o Ensaio da chama. Verde, principalmente na presença de halogenetos, por exemplo, umedecendo com 
ácido clorídrico concentrado antes do aquecimento. 
 
Cádmio, Cd: Características analíticas do Cd2+ 
As principais reações: 
 
 Sulfeto de Hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): precipitado amarelo de sulfeto de 
cádmio: 
Cd2+ + H2S  CdS↓ +2 H+ 
A reação é reversível; se a concentração do ácido forte for superior a 0,5mol/L, a precipitação será 
incompleta. Os ácidosconcentrados dissolvem o precipitado por essa razão. O precipitado é insolúvel em 
cianeto de potássio, que distingue os íons cádmios dos íons cobre II. 
 
 Solução de Amônia, quando adicionada gota a gota: precipitado branco de hidróxido de cádmio (II): 
 
O precipitado dissolve-se em ácido, quando o equilíbrio se desloca para a esquerda. Um excesso de 
reagente dissolve o precipitado com formação de íons tetraminocadmiato (II) ([Cd(NH3)4]2+), complexo 
incolor. 
 
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.Cianeto de Potássio: precipitado branco de cianeto de cádmio, quando adicionado lentamente à solução: 
 
Cd2+ + 2 CN-  Cd(CN)2↓ 
 Um excesso de reagente dissolve o precipitado com formação de íons tetracianocadmiato 
(II),[Cd(CN)4]2-, complexo incolor. Esse complexo não é estável, sendo que na presença de gás sulfídrico 
precipita o sulfeto de cádmio. Com isso, serve como base para a separação dos íons cobre (item 4.2.3) e 
cádmio, de acordo com a estabilidade dos complexos. 
 
 Ensaios por Via Seca: 
o Ensaio do maçarico de sopro: todos os compostos de cádmio, quando aquecidos com carbonato 
alcalino sobre carvão, produzem uma incrustação marrom de óxido de cádmio, CdO. 
o Ensaio de ignição: os sais de cádmio são reduzidos pelo oxalato de sódio a cádmio elementar, que se 
forma como um espelho metálico circundado por óxido de cádmio marrom. Pelo aquecimento com 
enxofre, o metal é convertido em sulfeto de cádmio amarelo. 
 
Arsênio, As 
 
Duas séries de compostos de arsênio são comuns: a do arsênio (III) e a do arsênio (V). Os 
compostos de arsênio (III) podem ser derivados do trióxido de arsênio anfótero (As2O3), que produz sais, 
tanto com ácidos fortes (íons arsênio, As3+) como com bases fortes (íons arsenitos, AsO33-). Os compostos 
de arsênio (V) são derivados do pentóxido de arsênio (As2O5). Esse é o anidrido do ácido arsênico, H3AsO4, 
que forma sais como o arseniato de sódio (Na2AsO4). O arsênio (V), portanto, existe em soluções, 
predominantemente, como íons arseniato (AsO43-). 
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de óxido de arsênio (III), As2O3, ou arsenito de 
sódio, Na2AsO3. O óxido de arsênio (III) não se dissolve em água fria, 
mas se obtém a dissolução completa por ebulição durante 30 minutos. A mistura pode ser resfriada sem 
perigo de precipitação do óxido. 
Arsênio (III) : Características analíticas do As3+ 
As principais reações: 
 Gás Sulfídrico: precipitado amarelo de sulfeto de arsênio (III) 
2 As3+ + 3 H2S  As2S3↓ + 6 H+ 
A solução deve estar fortemente ácida; se não houver ácido suficiente, somente se 
observará uma coloração amarela, devido à formação do As2S3 coloidal. O precipitado é insolúvel 
em ácido clorídrico concentrado (distinção e método de separação do Sb2S3 e SnS2), mas se 
dissolve em ácido nítrico concentrado a quente. 
O sulfeto de arsênio (III) é solúvel em soluções de hidróxidos alcalinos, amônia e em sulfeto 
de amônio. A dissolução do precipitado nestas três soluções leva a formação dos íons tioarsenito 
(AsS33-). Reacidificando essas soluções, eles se decompõem, formando o próprio precipitado e gás 
sulfídrico. 
O sulfeto de amônio amarelo (polissulfeto de amônio), (NH4)2S2, dissolve o precipitado, 
formando íons tioarseniato (AsS43-). Ao acidificar essa solução, o precipitado de sulfeto de arsênio 
(V) amarelo é formado, contaminado com enxofre (por causa da decomposição do excesso do 
reagente polissulfeto). 
 
 Nitrato de Prata: precipitado amarelo de arsenito de prata em solução neutra (distinção dos 
arseniatos): 
AsO33- + 3 Ag+  Ag3AsO3↓ 
O precipitado é solúvel tanto em ácido nítrico como em amônia. 
 
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 Mistura Magnesiana (solução contendo MgCl2, NH4Cl e um pouco de NH3): não forma precipitado 
(distinção do arseniato). Um resultado semelhante obtém-se com o reagente de nitrato de 
magnésio (solução contendo Mg(NO3)2, NH4NO3 e um pouco de NH3). 
 
Arsênio (V): Características analíticas do As5+ 
As principais reações: 
 Gás Sulfídrico: de imediato, não se forma precipitado algum na presença de ácido clorídrico 
diluído. Se continuar passando o gás, uma mistura de sulfeto de arsênio (III), As2S3, e enxofre 
precipita-se lentamente. A precipitação é mais fácil numa solução a quente: 
 
 
Ao adicionar um grande excesso de ácido clorídrico concentrado e passar o gás sulfídrico 
rapidamente na solução fria, será precipitado o pentassulfato de arsênio amarelo, As2S5; em 
solução quente, o precipitado consiste em uma mistura de tri e pentassulfetos: 
 
Tanto o pentassulfeto de arsênio como o trissulfeto são rapidamente solúveis em 
hidróxidos alcalinos ou amônia, sulfeto de amônio, polissulfeto de amônio e carbonato de sódio 
ou de amônio. Acidificando-se essas soluções com ácido clorídrico, o pentassulfeto de arsênio é 
reprecipitado. 
 
 Solução de Nitrato de Prata : precipitado vermelho pardacento de arseniato de prata, Ag3AsO4, a 
partir de soluções neutra (distinção do arsenito e fosfato que formam precipitados amarelos), 
solúvel em ácidos e em solução de amônia, mas insolúvel em ácido acético: 
 
AsO43- + 3 Ag+  Ag3AsO4↓ 
Tratando o precipitado branco com a solução de nitrato de prata, que contém algumas gotas de 
ácido acético, forma-se o arseniato de prata vermelho (distinção do fosfato), Ag3AsO4. 
 
 Mistura Magnesiana: precipitado branco, cristalino, de arseniato de magnésio e amônio, 
Mg(NH4)AsO4.6H2O, a partir de soluções neutras ou amoniacais (distinção do arsenito): 
 
 
 Solução de molibdato de amônio: quando o reagente e o ácido nítrico são adicionados em 
considerável excesso a uma solução de arseniato, por ebulição (distinção dos arsenitos que não 
dão precipitados, e dos fosfatos que o produzem a frio ou após leve aquecimento), obtém-se um 
precipitado amarelo, cristalino, de arsenomolibidato de amônio, (NH4)3AsMo12O40. O precipitado é 
insolúvel em ácido nítrico, mas se dissolve em solução de amônia e em solução de álcalis 
cáusticos. 
 
 
Antimônio, Sb- Antimônio (III): Características analíticas do Sb3+ 
As principais reações: 
 Gás Sulfídrico: precipitado vermelho alaranjado de trissulfeto de antimônio (Sb2S3) a partir de soluções 
não muito ácidas. 
2 Sb3+ + 3 H2S  Sb2S3↓ + 6H+ 
O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado a quente (distinção e método de separação do 
sulfeto de arsênio (III) e sulfeto de mercúrio (II)), em polissulfeto de amônio (formando um 
90 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
tioantimoniato, SbS43-) e em soluções de hidróxidos alcalinos (formando antimonito, SbO2- e 
tioantimonito, SbS2-). Acidificando o segundo e terceiro produto leva a formação do precipitado em 
estudo. 
 
 Água: quando a solução for despejada em água, forma-se um precipitado branco de cloreto de 
antimonila (SbO.Cl) solúvel em ácido clorídrico e em ácido tartárico (diferença do bismuto). Com um 
grande excesso de água, produz-se o óxido hidratado Sb2O3.xH2O. 
 
 Reagente ácido Fosfomolíbdico (H3[PMo12O40]): produz-se o “azul de molibdênio” com os sais de 
antimônio (III). Dos íons do grupo II, somente o estanho (II) interfere no ensaio. 
 
Estanho, Sn- Estanho (II): Características analíticas do Sn2+ 
As principais reações: 
 Gás sulfídrico: forma-se um precipitado marrom de sulfeto de estanho (II) (SnS) a partir de soluções não 
muito ácidas. 
Sn2+ + H2S  SnS↓ + 2 H+ 
O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado, em polissulfeto de amônio amarelo formando o 
tioestanato (SnS32-). O sulfeto de estanho (II) é praticamente insolúvel em solução de sulfeto de amônio 
incolor e álcalis cáusticos. 
 
 Solução de Hidróxido de Sódio: precipitado branco de hidróxido de estanho (II), solúvel em excesso de 
álcali 
Sn2+ + 2 OH-  Sn(OH)2↓ 
 Solução de Cloreto de Mercúrio (II): forma-se um precipitado branco de cloreto de mercúrio (I), 
calomelano, seo reagente for adicionado em grande quantidade e rapidamente: 
 
Se os íons estanho estiverem em excesso, o precipitado irá se tornar cinza, por aquecimento, devido a 
uma posterior redução a mercúrio metálico. 
 
Estanho, Sn- Estanho (IV): Características analíticas do Sn4+ 
As principais reações: 
 Gás Sulfídrico: precipitado amarelo de sulfeto de estanho (IV) (SnS2) a partir de soluções ácidas diluídas 
0,3mol/L. 
Sn4+ + 2 H2S  SnS2↓ + 4 H+ 
O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado, em solução de hidróxidos alcalinos e também 
em sulfeto e polissulfeto de amônio. A acidificação dessas soluções favorece a formação do precipitado 
em estudo. 
 
 Solução de cloreto de mercúrio (II): nenhum precipitado (diferença do estanho (II)). 
 
 Ferro Metálico: reduz os íons estanho (IV) a estanho (II): 
 
Sn4+ + Fe  Fe2+ + Sn2+ 
 
 
 
 
 
 
 
91 
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TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS: FERRO (II) E (III), ALUMÍNIO, CROMO (III) E (VI), NÍQUEL, COBALTO, 
MANGANÊS (II) E (VII) E ZINCO. 
 Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada) na presença de 
amônia e cloreto de amônio ou solução de sulfeto de amônio. 
 
 Reação do grupo: precipitados de cores diversas: sulfeto de ferro (II), preto; hidróxido de alumínio, 
branco; hidróxido de cromo (III), verde; sulfeto de níquel, preto; sulfeto de cobalto, preto; sulfeto de 
manganês (II), rosa e sulfeto de zinco, branco. 
 
Ferro, Fe- Ferro (II): Características analíticas do Fe2+ 
As reações principais: 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado branco de hidróxido de ferro (II) (Fe(OH)2), reação realizada em ausência de ar. O hidróxido de 
ferro (II) é insolúvel quando em excesso em ácidos, porém em solução de ácido diluído é solúvel. Se 
exposto ao ar o precipitado é oxidado a hidróxido de ferro (III) (Fe(OH)3). 
Fe2+ + 2OH− → Fe(OH)2 ↓ 
 Solução de amônia 
Ocorre a formação do precipitado hidróxido de ferro (II). Excesso de íons amônio não favorece a 
formação do precipitado. O mesmo é observado para os outros elementos divalentes do mesmo grupo: 
níquel, cobalto, zinco, manganês e também o magnésio (grupo V). 
 
 Gás sulfídrico 
Não ocorre precipitação em solução ácida. Com adição de acetato de sódio em conjunto com os íons 
sulfetos favorece a precipitação parcial do sulfeto de ferro (II) (FeS). 
 
 Solução de Sulfeto de amônio 
Precipitado preto de sulfeto de ferro (II) (FeS). É solúvel em ácidos com liberação de gás sulfídrico. 
Fe2+ + S2− → FeS ↓ 
 Solução de tiocianato de amônio 
Não se obtém nenhuma coloração com os sais de ferro (II) puros (distinção dos íons ferro (III)). 
 
Ferro, Fe- Ferro (III): Características analíticas do Fe3+ 
As reações principais: 
 Solução de Amônia 
Precipitado gelatinoso, marrom avermelhado, de hidróxido de ferro (III), Fe(OH)3, insolúvel em excesso do 
reagente, mas solúvel em ácidos: 
Fe3+ +3NH3 +3H2O → Fe(OH)3 ↓+3NH4+ 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III), insolúvel em excesso de reagente (distinção 
do alumínio e cromo): 
Fe3+ +3OH− → Fe(OH)3 ↓ 
 Gás Sulfídrico 
Em solução acidificada, reduz os íons ferro (III) a ferro (II) e forma-se enxofre como um precipitado branco 
leitoso: 
2Fe3+ + H2S → 2Fe2+ + 2H+ + S ↓ 
 Solução Sulfeto de Amônio 
Forma-se um precipitado preto de sulfeto de ferro (II) e enxofre: 
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2Fe3+ +3S2− → 2FeS ↓+S ↓ 
 
 O ácido clorídrico dissolve o precipitado preto de sulfeto de ferro (II), tornando-se visível a coloração 
branca do enxofre. A partir de soluções alcalinas, obtém-se o sulfeto de ferro (III) preto (Fe2S3). 
 
 Solução de tiocianato de Amônio 
 
 Em solução ligeiramente ácida, forma-se uma intensa coloração vermelha (diferença dos 
íons ferro (II)), devida à formação de um complexo não dissociado de tiocianato de ferro (III): 
 
Fe3+ +3SCN− → Fe(SCN)3 
 
Alumínio, Al: Características analíticas do Al3+ 
 As reações principais: 
 Solução de Amônio 
Precipitado branco, gelatinoso, de hidróxido de alumínio (Al(OH)3) pouco solúvel em excesso do reagente. 
Al3+ +3NH3 +3H2O → Al(OH)3 ↓+3NH4+ 
 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado branco de hidróxido de alumínio. É dissolvido em excesso do reagente, formando íons 
tetrahidroxialuminato ([Al(OH)4-]. 
Al3+ +3OH− → Al(OH)3 ↓ 
 Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado branco de hidróxido de alumínio: 
2Al3+ +3S2− +6H2O → 2Al(OH)3 ↓+3H2S ↑ 
 
 Ensaios por Via Seca (ensaio do maçarico de sopro): aquecendo os compostos de alumínio com 
carbonato de sódio sobre carvão vegetal em uma chama de maçarico, obtém-se um sólido branco 
infusível, que brilha quando aquecido. Se o resíduo for aquecido com 1-2 gotas de solução de nitrato de 
cobalto e novamente aquecido, obtém-se uma massa azul infusível. 
 
Cromo, Cr- Cromo (III): Características analíticas do Cr3+ 
As reações principais: 
 Solução de Amônia 
Precipitado gelatinoso, verde cinzento a azul cinzento, de hidróxido de cromo (III) (Cr(OH)3). É pouco 
solúvel em excesso do reagente, formando, a frio, uma solução violeta ou rosa, contendo o íon complexo 
hexaminocromato (III) ([Cr(NH3)6]3+). Ao aquecer a solução, o hidróxido de cromo é precipitado. 
Cr3+ +3NH3 +3H2O →Cr(OH)3 ↓+3NH4+ 
 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado de hidróxido de cromo (III): 
Cr3+ +3OH− →Cr(OH)3 ↓ 
Essa reação torna-se reversível na presença de ácidos, dissolvendo o precipitado. Ele é também 
precipitado em excesso do reagente com a formação do íon tetrahidroxicromato (III) (ou íon cromito) 
([Cr(OH)4]-). Sendo essa última também reversível na presença de ácidos. 
 
 Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado de hidróxido de cromo (III) 
2Cr3+ +3S2− +6H2O → 2Cr(OH)3 ↓+3H2S ↑ 
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 Ensaios por Via Seca: Fusão com carbonato de sódio e nitrato de potássio, em uma alça de fio de platina 
ou sobre uma lâmina de platina ou sobre a tampa de um cadinho de níquel, resulta na formação de uma 
massa amarela de cromato alcalino (reação) 
 
Cobalto, Co: Características analíticas do Co2+ 
As principais reações: 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
A reação a frio leva a precipitação de um sal básico azul (Co(OH)NO3): 
Co2+ +OH− + NO3− →Co(OH)NO3 ↓ 
Aquecendo com excesso do reagente, o sal básico é transformado em um precipitado rosa hidróxido de 
cobalto (II) (Co(OH)2). Na presença de ar é oxidado a hidróxido de cobalto (III) (Co(OH)3), marrom- escuro. 
Co(OH)NO3 ↓+OH− →Co(OH)2 ↓+NO3− 
 Solução de Amônia 
Na ausência de sais de amônio, quantidades pequenas de amônia precipitam o sal básico (Co(OH)NO3). 
Co2+ + NH3 + H2O+ NO3− →Co(OH)NO3 ↓+NH4+ 
O excesso do reagente dissolve o precipitado, formando íons hexaminocobalto (II) ([Co(NH3)6]2+) 
 
 Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado preto de sulfeto de cobalto (II) (CoS) de solução neutra ou alcalina: 
Co2+ + S2− →CoS ↓ 
Insolúvel em ácidos clorídrico ou acético diluídos, porém solúvel em ácido nítrico concentrado, a quente, 
ou em água- régia, levando a formação do enxofre branco. 
 
 Ensaios por Via Seca: pérola de bórax. Este ensaio dá uma pérola azul, na chama oxidante e na 
redutora. Forma-se o metaborato de cobalto Co(BO2)2 ou o sal complexo Na2Co(BO2)4. A presença de uma 
grande quantidade de níquel não interfere. 
 
Níquel, Ni: Características analíticas do Ni2+ 
As principais reações: 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado verde de hidróxido de níquel (II) (Ni(OH)2). O precipitado é insolúvel em excesso de reagente, 
porém solúvel em amônia na presença de excesso de hidróxido alcalino. Os sais de amônio também 
dissolvem o precipitado, formando para ambos íons complexos ([Ni(NH3)6]2+). 
Ni2+ + 2OH− → Ni(OH)2 ↓ 
 Solução de Amônia 
Precipitado Verde de hidróxido de níquel (II) que se dissolve em excesso de reagente, formandoíons 
complexos hexaminoniquelato (II) ([Ni(NH3)6]2+). 
Ni2+ + 2NH3 + 2H2O → Ni(OH)2 ↓+2NH4+ 
 
 Solução de Sulfeto Amônio 
Precipitado preto de sulfeto de níquel (NiS) a partir de soluções neutras ou ligeiramente alcalinas: 
Ni2+ + S2− → NiS ↓ 
O precipitado é praticamente insolúvel em ácido clorídrico diluído a frio (distinção dos sulfetos de 
manganês e zinco) e em ácido acético, mas dissolve-se em ácido nítrico concentrado e em água- régia. 
Com liberação de enxofre. 
 
 Ensaios por Via Seca: Pérola de bórax. Esta é marrom na chama oxidante, devido à formação do 
metaborato de níquel Ni(BO2)2, ou do metaborato complexo Na2[Ni(BO2)4], e cinza na chama redutora, 
devido ao níquel metálico. 
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Manganês, Mn: Características analíticas do Mn2+ 
As principais reações: 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipita-se, inicialmente, no hidróxido de manganês (II) (Mn(OH)2), precipitado branco (reação 1). Sendo 
insolúvel em excesso de reagente. Em contato com o ar, forma o dióxido de manganês hidratado 
(MnO(OH)2), precipitado marrom (reação 2) 
Mn2+ + 2OH− → Mn(OH)2 ↓ (Reaçao 1) 
Mn(OH)2 ↓+O2 + H2O → MnO(OH)2 ↓+2OH− (Reaçao 2) 
 
 Solução de Amônia 
Precipitação parcial de hidróxido de manganês (II). 
Mn2+ + 2NH3 + 2H2O → Mn(OH)2 ↓+2NH4+ 
 
 Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado rosa de sulfeto de manganês (II) (MnS). É facilmente solúvel em ácidos minerais (diferença do 
níquel e cobalto) e em ácido acético (distinção do níquel, cobalto e zinco), Por exposição ao ar, o 
precipitado torna-se lentamente marrom, devido à sua oxidação a dióxido de manganês. 
Mn2+ + S2− → MnS ↓ 
 
 Ensaios por Via Seca: Pérola de bórax. A pérola produzida na chama oxidante por pequenas 
quantidades de sais de manganês é violeta enquanto quente, e vermelho- ametista quando fria. Com 
quantidades maiores de manganês, a pérola é quase marrom e pode ser confundida com níquel. Na 
chama redutora, a pérola de manganês é incolor, enquanto a de níquel é cinza. 
 
 
Zinco, Zn: Características analíticas do Zn2+ 
As principais reações: 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Precipitado, branco, gelatinoso, de hidróxido de zinco(Zn(OH)2). Ele é solúvel em ácidos e também em 
excesso de reagente. 
Zn2+ + 2OH−  Zn(OH)2 ↓ 
 Solução de Amônia 
Precipitado branco de hidróxido de zinco, facilmente solúvel em excesso de reagente e em soluções de 
sais de amônio, devido a produção de íons complexos. 
Zn2+ + 2NH3 + 2H2O  Zn(OH )2 ↓+2NH4+ 
 
 Solução de Sulfeto de Amônio 
Precipitado branco de sulfeto de zindo (ZnS) a partir de soluções neutras ou alcalinas. É insolúvel em 
excesso de reagente, em ácido acético e em soluções de álcalis cáusticos, e solúvel em ácidos minerais 
diluídos. 
Zn2+ +S2−  ZnS↓ 
 
 Ensaios por Via Seca: os compostos de zinco, quando aquecidos sobre o carvão vegetal com carbonato 
de sódio, produzem uma incrustação de óxido, que é amarela quando quente, e branca quando fria. 
Umedecendo esta incrustação com solução de nitrato de cobalto e novamente aquecida, obtém-se uma 
massa verde (verde de Rinmann) que consiste amplamente em zincato de cobalto, CoZnO2. 
 
 
 
95 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
QUARTO GRUPO DE CÁTIONS: BÁRIO, ESTRÔNCIO E CÁLCIO. 
 Reagente do grupo: solução 1mol/L de carbonato de amônio. Esse reagente é incolor e apresenta uma 
reação alcalina devido a hidrólise do íon carbonato (CO32-). Ele é decomposto por ácidos (mesmo por 
ácidos fracos como o ácido acético), formando dióxido de carbono. Logo, ele deve ser usado em meio 
neutro ou ligeiramente alcalino. É interessante saber que o carbonato de amônio comercial contém 
sempre hidrogenocarbonato de amônio NH4HCO3 (bicarbonato de amônio) e carbamato de amônio 
NH4O(NH2)CO. Esses compostos devem ser removidos antes de se iniciar as reações do grupo, pois os sais 
dos cátions em estudo são solúveis em água. Isso pode ser feito fervendo a solução reagente por algum 
tempo. O bicarbonato e carbamato de amônio são convertidos em carbonato de amônio. 
 
 Reação do grupo: esses cátions não reagem nem com ácido clorídrico, sulfeto de hidrogênio e de 
amônio, mas o carbonato de amônio (na presença de quantidades moderadas de amônia ou íons amônio) 
forma precipitados brancos. O ensaio deve ser efetuado em soluções neutras ou alcalinas. 
 
 Na ausência de amônia ou íons amônio, o magnésio também será precipitado. Os precipitados brancos 
formados com o reagente do grupo são: carbonato de bário BaCO3, carbonato de estrôncio SrCO3 e 
carbonato de cálcio CaCO3. 
 
Bário, Ba: Características analíticas do Ba2+ 
As principais reações: 
 Solução de Carbonato de Amônio 
Precipitado branco de carbonato de bário (BaCO3) solúvel em ácido acético e em ácidos minerais diluídos. 
O precipitado é ligeiramente solúvel em soluções de sais de amônio de ácidos fortes. 
Ba2+ +CO32− →BaCO3 ↓ 
 Solução de Oxalato de Amônio 
Precipitado branco de oxalato de bário (Ba(COO)2), que é ligeiramente solúvel em água e por ácidos 
minerais. 
Ba2+ +(COO)22− → Ba(COO)2 ↓ 
 Ácido Sulfúrico diluído 
Forma-se um precipitado branco, pesado, finamente dividido, de sulfato de bário (BaSO4), que é insolúvel 
em água, em ácidos diluídos e em solução de sulfato de amônio. Solúvel em ácido sulfúrico concentrado 
em ebulição. 
Ba2+ + SO42− → BaSO4 ↓ 
 
 Solução de Cromato de Potássio 
Forma-se um precipitado amarelo de cromato de bário (BaCrO4), que é insolúvel em água, em ácido 
acético diluído (distinção do estrôncio e do cálcio) e solúvel em ácidos minerais. 
Ba2+ +CrO42− → BaCrO4 ↓ 
 
 Ensaio por Via Seca (coloração da chama): os sais de bário, quando aquecidos na chama não- luminosa 
do bico de Bunsen, conferem uma cor verde amarelada à chama. Visto que a maioria dos sais de bário, 
com exceção do cloreto, não é volátil, o fio de platina é umedecido com ácido clorídrico concentrado 
antes de ser mergulhado na substância. O sulfato é primeiramente reduzido a sulfeto na chama redutora, 
então umedecido com ácido clorídrico concentrado e reintroduzido na chama. 
 
 
 
 
 
96 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
 
Estrôncio, Sr: Características analíticas do Sr2+ 
As principais reações: 
 Solução de Carbonato de Amônio 
Precipitado branco de carbonato de estrôncio (SrCO3) é um tanto menos solúvel que o carbonato de 
bário. 
Sr2+ +CO32− → SrCO3 ↓ 
 Ácido Sulfúrico diluído 
O precipitado branco de sulfato de estrôncio (SrSO4) formado é insolúvel em solução de sulfato de 
amônio, menos em ebulição (distinção do cálcio) e levemente solúvel em ácido clorídrico em ebulição. 
Sr2+ + SO42− → SrSO4 ↓ 
 
 Solução de Oxalato de Amônio 
Forma-se precipitado branco de oxalato de estrôncio (Sr(COO)2) que é pouco solúvel em água e em ácido 
acético. É solúvel em ácidos minerais. 
Sr2+ +(COO)22− → Sr(COO)2 ↓ 
 
 Solução de Cromato de Potássio 
Forma-se um precipitado amarelo de cromato de estrôncio (SrCrO4) que é consideravelmente solúvel em 
água, em ácido acético (distinção do bário) e em ácidos minerais. 
Sr2+ +CrO42− → SrCrO4 ↓ 
 
 Ensaio por Via Seca (coloração da chama): os compostos voláteis de estrôncio, especialmente o cloreto, 
conferem uma cor vermelho- carmim característica à chama não- luminosa do bico de Bunsen. 
 
Cálcio, Ca: Características analíticas do Ca2+ 
As principais reações: 
 Solução de Carbonato de Amônio 
É formado um precipitado branco amorfo de carbonato de cálcio (CaCO3) que, por ebulição, se torna 
cristalino. Ele é solúvel em água que contenha um excesso de ácido carbônico e em ácidos, 
principalmente em ácido acético. Ligeiramente solúvel em soluções de sais de amônio de ácidos fortes. 
Ca2+ +CO32− →CaCO3 ↓ 
 
 Ácido Sulfúrico diluído 
Forma-se precipitado branco de sulfato de cálcio (CaSO4). Ele é consideravelmente solúvel em água, 
sendo mais solúvel que o sulfato de bário ou estrôncio. Na presença de etanol, a solubilidade émuito 
menor. O precipitado dissolve-se em ácido sulfúrico concentrado a quente. 
Ca2+ + SO42− →CaSO4 ↓ 
 
 Solução de Oxalato de Amônio 
Um precipitado branco de oxalato de cálcio (Ca(COO)2) é formado rapidamente em soluções 
concentradas do reagente e lentamente em concentrações diluídas. Ele é insolúvel em água e em ácido 
acético, porém solúvel em ácidos minerais. 
Ca2+ +(COO)22− →Ca(COO)2 ↓ 
 
 Solução de Cromato de Potássio 
Não é formado nenhum precipitado com soluções diluídas (do reagente) e nem concentradas na presença 
de ácido acético. 
97 
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 Ensaio por Via Seca: (coloração da chama): os compostos voláteis de cálcio conferem uma cor 
vermelha amarelada à chama do bico de Bunsen. 
 
 
QUINTO GRUPO DE CÁTIONS: MAGNÉSIO, SÓDIO, POTÁSSIO E AMÔNIO. 
 Reagente do grupo: os cátions do quinto grupo não reagem com ácido clorídrico, sulfeto de 
hidrogênio, sulfeto de amônio ou (na presença de sais de amônio) com carbonato de amônio. 
 
 Reações especiais ou ensaios da chama podem ser usados para suas identificações. 
 
Magnésio, Mg: Características analíticas do Mg2+ 
As principais reações: 
 Solução de Amônia 
Ocorre uma precipitação parcial de hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) branco e gelatinoso. Ele é pouco 
solúvel em água e solúvel em sais de amônio. 
Mg2+ + 2NH3 + 2H2O → Mg(OH)2 ↓+2NH4+ 
 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Forma-se um precipitado branco de hidróxido de magnésio que é insolúvel em excesso de reagente, 
porém solúvel em soluções de sais de amônio. 
Mg2+ + 2OH− → Mg(OH)2 ↓ 
 
 Solução de Carbonato de Amônio 
A reação na ausência de sais de amônio, forma-se um precipitado branco de carbonato básico de 
magnésio (MgCO3.Mg(OH)2.5H2O). Já a reação na presença de sais de amônio, nenhuma precipitação 
ocorre. 
5Mg2+ +6CO32− +7H2O → 4MgCO3.Mg(OH)2.5H2O ↓+2HCO3− 
 
 Ensaio por Via Seca (ensaio do maçarico de sopro): todos os compostos de magnésio, quando calcinados 
sobre carvão na presença de carbonato de sódio, são convertidos em óxido de magnésio branco, que 
brilha quando aquecido. Umedecendo com 1- 2 gotas de solução de nitrato de cobalto e reaquecendo 
fortemente, obtém-se uma massa rosa- pálida. 
 
Potássio, K: Características analíticas do K+ 
As principais reações: 
 Solução de Hexanitritocobaltato (III) de sódio, Na3[Co(NO2)6] 
Forma-se um precipitado amarelo de hexanitritocobalto (III) de potássio (K3[Co(NO2)6]). Os sais de amônio 
dão um precipitado semelhante e devem estar ausentes. 
3K+ +[Co(NO2)6]3− → K3[Co(NO2)6]↓ 
 
 Ensaio de borotetrafenil de sódio 
O potássio forma um precipitado branco em soluções neutras ou na presença de ácido acético. O 
precipitado é solúvel em ácidos, álcalis fortes e acetona. 
K+ + B(C6H5)4 − → K B(C6H5)4 ↓ 
 
 
 
 
98 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
 
Sódio, Na: Características analíticas do Na+ 
As principais reações: 
 Solução de Acetato de Uranilo e Magnésio 
Forma-se um precipitado amarelo, cristalino, de acetato de uranilo, magnésio e sódio 
(NaMg(UO2)3(CH3COO)9.9H2O) obtido de soluções concentradas do reagente. A adição de cerca de um 
terço de volume de álcool auxilia a precipitação. 
Na+ + Mg2+ +3UO22− +9CH3COO− → NaMg(UO2)3(CH3COO)9 ↓ 
 
 Ensaios por Via Seca (coloração da chama): a chama não- luminosa do bico de Bunsen é colorida de um 
amarelo intenso pelos vapores de sais de sódio. A cor não é visível, quando observada através de dois 
vidros de azul- cobalto, de espessura normal. Quantidades diminutas de sais de sódio dão este ensaio, e 
somente quando a cor é intensa e persistente é que quantidades consideráveis de sódio estão presentes. 
 
Amônio, NH4+: Características analíticas do NH4+ 
As principais reações: 
 Solução de Hidróxido de Sódio 
Desprende-se amônia gasosa (gás amoníaco) por aquecimento. 
NH4+ +OH− → NH3 ↑+H2O 
 
 Ensaio por Via Seca: todos os sais de amônio são volatilizados ou decompostos, quando aquecidos à 
temperatura próxima ao rubro. Em alguns casos, quando o ácido é volátil, os vapores recombinam-se, 
para formar um sublimado do sal, por exemplo, cloreto de amônio. 
 
99 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
DISTRIBUIÇÃO DOS CÁTIONS PRESENTES NOS DIFERENTES GRUPOS BEM COMO SUAS CARACTERÍSTICAS 
DE SOLUBILIDADES, AS QUAIS PERMITEM SUAS SEPARAÇÕES. 
 
Grupos Cátion Insolubilidade Solubilidade 
Grupo I Na+, K+, NH4+ ----- ---- 
Grupo II Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ Carbonatos Sulfetos 
Grupo III Zn
2+, Al3+, Cr3+, Fe3+, Mn2+, Ni2+, Co2+ Sulfetos e hidróxidos Ácidos diluídos 
Grupo IV 
 Cu2+, Cd2+, Pb2+, Hg2+, 
Bi3+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ 
Sulfetos e ácidos diluídos ---- 
Grupo IV-A Cu
2+, Cd2+, Pb2+, Hg2+, Bi3+ Sulfetos e ácidos diluídos Ácido nítrico 
Grupo IV-B 
 As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ Sulfetos e ácidos diluídos Hidróxido de sódio ou 
polissulfeto de amônio 
Grupo V Ag+, Hg22+, Pb2+ Cloretos NH3, NH4OH, ∆ 
 
100 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
ESQUEMA DE SEPARAÇÃO POR GRUPO DE CÁTIONS 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo1 (data de acesso 15/08/2018) 
 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo2 (data de acesso 15/08/2018) 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo1
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo2
101 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/imagens/ql_grupoiiia.jpg (data de acesso: 15/08/2018) 
 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/imagens/ql_grupoiiib.jpg (data de acesso: 15/08/2018) 
 
 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo4 (data de acesso: 15/08/2018) 
 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/imagens/ql_grupoiiia.jpg
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/imagens/ql_grupoiiib.jpg
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo4
102 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo5 (data de acesso: 15/08/2018) 
 
 
 
https://pt.slideshare.net/periotto/apostila-de-qumica-analtica-qualitativa (data de acesso: 15/08/2018) 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo5
https://pt.slideshare.net/periotto/apostila-de-qumica-analtica-qualitativa
103 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
RESUMO DAS REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO I 
 
Reagente Sódio, Na+ Potássio, K+ Amônio, NH4+ 
Teste de chama amarelo violeta incolor 
Na3Co(NO2)6 ppt amarelo 
K2NaCo(NO2)6 
ppt amarelo 
(NH4)2 NaCo(NO2)6 
ppt amarelo 
Zn(UO2)3 .(C2H3O2) 
 NaZn(UO2)3. (C2H3O2)9 
ppt amarelo 
não ppt não ppt 
NaOH não reage não reage desprende NH3 
 
RESUMO DAS REAÇÕES USADAS NAS SEPARAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO II 
Reagente Ba2+ Sr2+ Ca2+ Mg2+ 
Teste de chama 
amarelo-
esverdeado 
vermelho-carmim vermelho-tijolo Não empresta 
coloração à chama 
NH3 
 não ppt não ppt não ppt Mg(OH)2, ppt branco, 
Solúvel HAc, Solúvel 
NH4Cl 
NaOH 
Ba(OH)2, ppt 
branco só de 
soluções 
concentradas. 
Solúvel HAc, 
Solúvel NH4Cl 
Sr(OH)2, ppt 
branco só de 
soluções 
concentradas. 
Solúvel HAc, 
Solúvel NH4Cl 
 Ca(OH)2, ppt 
branco só de 
soluções 
concentradas. 
Solúvel HAc, 
Solúvel NH4Cl 
Mg(OH)2, ppt branco, 
Solúvel HAc, Solúvel 
NH4Cl 
(NH4)2CO3 
BaCO3, ppt branco, 
Solúvel HAc, 
Insolúvel NH4Cl 
SrCO3, ppt 
branco, Solúvel 
HAc, Insolúvel 
NH4Cl 
CaCO3, ppt 
branco, Solúvel 
HAc, Insolúvel 
NH4Cl 
 MgCO3, Mg(OH)2, 
ppt branco, Solúvel 
HAc, Solúvel NH4Cl 
(NH4)2C2O4 
 BaC2O4, ppt 
branco, Solúvel 
HCl, Solúvel HAc 
SrC2O4, ppt 
branco, Solúvel 
HCl, insolúvel HAc 
 CaC2O4, ppt 
branco, Solúvel 
HCl, insolúvel 
HAc 
Mg2C2O4, só ppt 
soluções 
concentradas. 
(NH4)2SO4 
BaSO4, ppt 
branco, Insolúvel 
HCl, Solúvel em 
H2SO4 conc. 
SrSO4, ppt 
branco,insolúvel 
HCl, insolúvel 
NH3S 6 mol/L 
 CaSO4, ppt 
branco, Solução 
Solúvel HCl, 
Insolúvel HAc, 
solúvel NH3 6 M 
não ppt 
K2Cr2O7, + HAc, + NaAc 
 BaCrO4, ppt 
amarelo 
não ppt não ppt não ppt 
 
 
104 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÂNIONS (ÍONS METÁLICOS) EM GRUPOS ANALÍTICOS 
 
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são tão sistemáticos como os descritos para 
os cátions no item anterior. Não existe realmente um esquema satisfatório que permita a separação dos 
ânions comuns em grupos principais, e a subsequente separação inequívoca, em cada grupo, de seus 
componentes independentes. Eles podem ser separados de acordo com as solubilidades dos seus sais de 
prata, de cálcio ou de bário e dos sais de zinco; mas estes grupos podem ser considerados úteis apenas 
para dar indicação das limitações do método e confirmação dos resultados obtidos por processos mais 
simples. Sabe-se ainda que na prática, alguns ânions podem pertencer a mais de uma das subdivisões, já 
que não se têm bases teóricas. Estudaremos, então, a classificação adotada por Arthur Vogel, que é 
satisfatória na prática. Ele divide os ânions em dois grupos: 
 
Grupo I ou ClasseA: os que envolvem a identificação por produtos voláteis obtidos por tratamento com 
ácidos. Esse grupo se subdivide em: 
 
 I -Gases desprendidos com ácido clorídrico ou ácido sulfúrico diluídos: carbonato (CO32-), 
hidrogenocarbonato (bicarbonato) (HCO3-), sulfito (SO32-), tiossulfato (S2O32-), sulfeto (S2-), nitrito (NO2-), 
hipoclorito (OCl-), cianeto (CN-) e cianato (OCN-). 
 
 II - Gases ou vapores desprendidos por tratamento com ácido sulfúrico concentrado. Incluem os de I e 
mais os seguintes: fluoreto (F-), hexafluorsilicato ([SiF6]2-), cloreto (Cl-), brometo (Br-), iodeto (I-), nitrato 
(NO3-), clorato (ClO3-), perclorato (ClO4-), permanganato (MnO4-), bromato (BrO3-), borato (BO33-), 
hexacianoferrato (II) ([Fe(CN)6]4-), hexacianoferrato (III) ([Fe(CN)6]3-), tiocianato (SCN-), formiato (HCOO-), 
acetato (CH3COO-), oxalato ((COO)22-), tartarato (C4H4O6) 2- e citrato (C6H5O7)3-. 
 
Grupo II ou Classe B: os que dependem de reações em solução. Esse grupo se subdivide em: 
 
 I -Reações de precipitação: sulfato (SO42-), persulfato (S2O8) 2-, fosfato (PO4) 3-, fosfito (HPO3) 2-, 
hipofosfito (H2PO) 2-, arseniato (AsO4) 3-, arsenito (AsO3) 3-, cromato (CrO4) 2-, dicromato (Cr2O7) 2-, silicato 
(SiO3) 2-, hexafluorsilicato ([SiF6]2-), salicilato (C6H4(OH)COO-), benzoato (C6H5COO-) e succinato (C4H4O4)-. 
 
 II - Oxidação e redução em solução: Manganato, permanganato (MnO4-), cromato (CrO4) 2- e dicromato 
(Cr2O7) 2-. 
 
Os acetatos, formiatos, salicilatos, benzoatos e succinatos formam também um outro grupo, pois 
todos dão uma coloração característica, ou precipitado, por adição de solução de cloreto de ferro (III) à 
solução praticamente neutra. Assim como foi feito no estudo dos cátions, nosso estudo se restringirá 
apenas aos ânions que ocorrem com mais frequência nas amostras comuns. Como alguns ânions podem 
pertencer a mais de uma das subdivisões, serão estudadas apenas as reações mais importantes de um 
número limitado de ânions. 
 
Carbonatos, CO32- 
As principais reações são: 
 
 Ácido Clorídrico diluído: decompõe-se com efervescência, devido à liberação do dióxido de carbono 
(Reação de Confirmação): 
CO32-(aq) + 2H+(aq)  <H2CO3>(aq) 
<H2CO3>(aq)  H2O(l) + CO2(g) 
O dióxido de carbono é identificado por suas propriedades de turvar a água de cal (formando o 
precipitado carbonato de cálcio) ou de barita (formando o precipitado de bário). 
 
105 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 Solução de Cloreto de Bário ou de Cálcio: precipitado branco de carbonato de bário ou cálcio: 
CO32-(aq) + Ba2+(aq)  BaCO3(s) 
CO32-(aq) + Ca2+(aq)  CaCO3(s) 
 Essa reação serve para distinguir os carbonatos do hidrogenocarbonatos. Somente os carbonatos 
reagem. Os precipitados formados são solúveis em ácidos minerais e ácido carbônico. 
 
 
Hidrogenocarbonato (bicarbonato), HCO3- 
As principais reações: 
 Ebulição: Quando em ebulição, os hidrogenocarbonatos se decompõem em carbonatos liberando o 
dióxido de carbono. Esse por sua vez pode ser identificado com água de cal ou de barita. 
2HCO3− →CO32− + H2O+CO2 ↑ 
 Sulfato de Magnésio: Adiciona-se sulfato de magnésio a uma solução fria de hidrogenocarbonato. Ao 
aquecer a mistura forma-se um precipitado branco de carbonato de magnésio, seguida da liberação de 
CO2. Esse último produto é detectado com água de cal ou barita. 
Mg2+ + 2HCO3− → MgCO3 + H2O+CO2 ↑ 
 Cloreto de Mercúrio (II): Nenhum precipitado se forma com íons hidrogenocarbonato, enquanto em 
uma solução de carbonato se forma um precipitado marrom avermelhado de carbonato básico de 
mercúrio (II) (3HgO.HgCO3=Hg4O3CO3). 
CO32− + 4Hg2+ +3H2O → Hg4O3CO3 ↓+6H+ 
Sulfito, SO32- 
As principais reações: 
 Ácido Clorídrico diluído (ou ácido sulfúrico diluído) (Reação de Confirmação) Decompõem-se mais 
rapidamente a quente, com liberação de dióxido de enxofre: 
SO32− + 2H+ → SO2 ↑+H2O 
O dióxido de enxofre é detectado através de seus odores sufocantes de enxofre queimado. Um papel de 
filtro umedecido com solução de dicromato de potássio acidificado é colocado na boca do tubo de ensaio 
em que se processa a reação, o gás reage com o reagente do filtro formando íons cromo (III), cor verde. 
Utilizando uma solução de iodato de potássio e amido para umedecer o mesmo papel, verifica-se a 
coloração azul, devido à formação do iodo. 
 
 Solução de Cloreto de Bário ou Cloreto de Estrôncio 
Precipitado branco de sulfito de bário ou de estrôncio (por agitação): 
SO32− + Ba2+ → BaSO3 ↓ 
O sulfito formado dissolve-se em ácido clorídrico diluído, liberando o dióxido de enxofre. Em repouso, o 
precipitado é lentamente oxidado a sulfato e torna-se então insolúvel em ácidos minerais diluídos. 
 
 Solução de Permanganato de Potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído 
Descoloração por redução a íons manganês (II) 
5SO32− + 2MnO4− +6H+ → 2Mn2+ +5SO42− +3H2O 
 Solução de Dicromato de Potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído Coloração 
verde, devido à formação de íons cromo (III) 
3SO32− +Cr2O72− +8H+ → 2Cr3+ +3SO42− + 4H2O 
 
 
 
 
106 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
Tiossulfato, S2O32- 
As principais reações: 
 Ácido Clorídrico diluído 
A modificação não é imediata a frio com a solução de tiossulfato. A solução acidulada turva-se devido à 
separação do enxofre e o ácido sulfúrico fica presente na solução. Aquecendo a solução, libera-se dióxido 
de enxofre (reconhecimento veja item 5.3). O enxofre forma, primeiro, uma solução coloidal. 
S2O32− + 2H+ → S ↓+SO2 ↑+H2O 
 
 
 Solução de Iodo 
Descora, formando uma solução incolor de íons tetrationato: 
I2 + 2S2O32− → 2I− + S4O62− 
 
 Solução de Cloreto de Bário 
Precipitado branco de tiossulfato de bário, BaS2O3, provenientes de soluções moderadamente 
concentradas: 
S2O32− + Ba2+ → BaS2O3 ↓ 
 
 Solução de Cianeto de Potássio 
Alcalinizando a solução de teste com hidróxido de sódio e adicionado cianeto de potássio, formam-se íons 
tiocianato por aquecimento: 
S2O32− +CN− → SCN− + SO32− 
Sulfeto, S2- 
As principais reações: 
 
 Ácido Clorídrico ou Sulfúrico, diluídos (Reação de Confirmação) 
O sulfeto de hidrogênio gasoso (gás sulfídrico) pode ser identificado por seu odor característico e pelo 
enegrecimento do papel de filtro umedecido com solução de acetato de chumbo (formação do sulfeto de 
chumbo): 
S2− + 2H+ → H2S ↑ 
 
 Solução de Nitrato de Prata 
Precipitado preto de sulfeto de prata (Ag2S), insolúvel em ácido nítrico diluído a frio, mas nele solúvel 
a quente: 
S2− + 2Ag+ → Ag2S ↓ 
 
 Solução de Acetato de Chumbo: 
Precipitado preto de sulfeto de chumbo, PbS 
S2− + Pb2+ → PbS ↓ 
 
 Prata: 
Quando uma solução deum sulfeto entra em contato com uma moeda de prata polida, produz-se uma 
mancha marrom-escura de sulfeto de prata. O resultado é obtido mais rapidamente, adicionando-se 
algumas gotas de ácido clorídrico diluído. A mancha pode ser removida, friccionando-se a moeda com cal 
úmida. 
 
 
 
 
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Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
Nitrito, NO2- 
As principais reações: 
 Ácido Clorídrico diluído 
 
 Adição cautelosa do ácido nítrico sólido a frio produz uma solução azul- pálida transitória (devido à 
presença de ácido nitroso livre, HNO2, ou seu anidrido, N2O3) (reação 1). Ocorre a liberação de vapores de 
cor marrom de dióxido de nitrogênio (NO2), produzido pela combinação do óxido nítrico (proveniente da 
reação 2) com o ar (reação 3). Resultados semelhantes são obtidos com a solução aquosa. A presença de 
nitrato não interfere neste procedimento. 
NO2- + H + → HNO2 
(2HNO2 → H2O+ N2O3 ) (Reaçao 1) 
 
3HNO2 → HNO3 + 2NO ↑+H2O (Reaçao 2) 
2NO ↑+O2 ↑→ 2NO2 ↑ (Reaçao 3) 
 
 Solução de Sulfato de Ferro (II) (Reação de Confirmação) 
Adiciona-se uma solução de nitrito cuidadosamente a uma solução concentrada (25%) de sulfato de ferro 
(II), acidulada com ácido acético diluído ou com sulfúrico diluído (fonte de óxido nítrico/ item anterior), 
forma-se um anel marrom na junção dos dois líquidos, devido ao composto [Fe,NO]SO4. 
Fe2+ + SO42− + NO ↑→[Fe, NO]SO4 
 
 Cloreto de Amônio: fervendo uma solução de nitrito com excesso do reagente sólido, desprende-se 
nitrogênio, e o nitrito é completamente destruído. 
NO2− + NH4+ → N2 ↑+H2O 
Cloreto, Cl- 
As principais reações: 
 
 Ácido Sulfúrico concentrado 
Ocorre uma decomposição considerável do cloreto a frio, e completa a quente, com desprendimento 
ácido clorídrico. 
Cl− + H2SO4 → HCl ↑+HSO4− 
O produto é reconhecido por: a) seu odor picante e a produção de fumaças brancas que sopra na boca do 
tubo de ensaio; b) desenvolve nuvens brancas de cloreto amônio ao reagir com solução de amônia 
presente em um bastão de vidro colocado na boca do tubo e c) tornar vermelho o papel de tornassol. 
 
 Dióxido de Manganês e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação) 
MnO2 + 2H2SO4 + 2Cl− → Mn2+ +Cl2 ↑+2SO42− + 2H2O 
A reação acima é feita a quente. O cloro (Cl2) é identificado por seus odores sufocantes, de cor verde 
amarelada, pelo branqueamento do papel de tornassol umedecido e a conversão para azul do papel de 
goma de amido- iodeto de potássio. 
 
 Solução de Nitrato de Prata 
 Precipitado branco, floculento, de cloreto de prata (AgCl). Insolúvel em água e em ácido nítrico 
diluído, mas solúvel em solução diluída de amônia e em soluções de cianeto de potássio e tiossulfato de 
sódio. 
Cl− + Ag+ → AgCl ↓ 
 
 
 
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Brometo, Br- 
 
As principais reações: 
 Ácido Sulfúrico concentrado 
Na presença desse reagente observa-se a formação de uma solução marrom avermelhado (formação do 
ácido bromídrico (HBr)- reação 1) e em seguida o desprendimento de vapores de bromo (Br2) (reação 2) 
da mesma cor que acompanham o ácido bromídrico (fumaça em ar úmido). Essas reações são aceleradas 
por aquecimento. 
KBr + H2SO4 → HBr ↑+HSO4− + K+ (Reaçao 1) 
2KBr + 2H2SO4 → Br2 ↑+SO2 ↑+SO42− + 2K+ + 2H2O (Reaçao 2) 
 
 Dióxido de Manganês e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação) Desprendem-se 
vapores de bromo de cor marrom avermelhada. 
2KBr + MnO2 + 2H2SO4 → 2K+ + Mn2+ + Br2 ↑+2SO42− + 2H2O 
 
 Solução de nitrato de prata 
Precipitado floculento, amarelo- pálido, de brometo de prata (AgBr) pouco solúvel em solução de amônia 
diluída e solúvel na concentrada. É também solúvel em soluções de cianeto de potássio e tiossulfato de 
sódio, mas insolúvel em ácido nítrico diluído. 
 
Iodeto, I- 
As principais reações: 
 
 Ácido Sulfúrico concentrado 
A reação desse reagente com iodeto sólido, com aquecimento, desprende vapores de cor violeta que 
tornam azul o papel de goma de amido, liberação de iodo. O ácido iodídrico é formado, mas na maior 
parte o reagente é reduzido a dióxido de enxofre, ácido sulfídrico e enxofre, cujas proporções relativas 
dependem das concentrações dos reagentes. 
6I− + 4H2SO4 → 3I2 ↑+S ↓+3SO42− + 4H2O 
 Solução de Nitrato de Prata 
Precipitado amarelo, floculento, de iodeto de prata (AgI), facilmente solúvel em soluções de cianeto de 
potássio e tiossulfato de sódio e pouco solúvel em solução de amônia concentrada e insolúvel em ácido 
nítrico diluído 
I− + Ag+ → AgI 
 
 Água de Cloro (Reação de Confirmação): 
Adicionando este reagente, gota a gota, à solução de um iodeto, libera-se iodo, que colore de marrom a 
solução. Agitando-se com clorofórmio ou tetracloreto de carbono, o iodo é dissolvido nesses solventes 
orgânicos formando uma solução violeta que ficará a baixo da camada aquosa (já que água e os solventes 
em estudo não solúveis). O iodo livre também pode ser identificado pela cor azul característica que forma 
com a solução de goma de amido. Se um excesso de água de cloro for adicionado, o iodo se oxida a ácido 
iódico incolor (HIO3). 
2I− +Cl2 ↑→ I2 + 2Cl− 
 I2 +5Cl2 ↑+6H2O → 2IO3− +10Cl− +12H+ 
Na prática, em vez de ser empregada a água de cloro, é mais conveniente utilizar a solução de hipoclorito 
de sódio diluído, acidulada com ácido clorídrico diluído. 
 
 
 
 
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Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
Fluoreto, F- 
As principais reações: 
 
 Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação) 
 Aquecendo o reagente com fluoreto sólido, forma-se o fluoreto de hidrogênio dimerizado (H2F2), 
que é um gás incolor e corrosivo (reação 1). A temperaturas elevadas (90ºC), ele se dissocia 
completamente em monômero de fluoreto de hidrogênio (ácido fluorídrico) (reação 2): 
2F− +H2SO4 → H2F2 +SO42− (Reaçao 1) 
H2F2  2HF (Reaçao 2) 
 Esse gás tem uma ação corrosiva sobre a sílica do vidro. Logo, os experimentos devem ser 
conduzidos em recipientes de teflon. 
 
 Solução de Nitrato de Prata: nenhum precipitado, pois o fluoreto de prata é solúvel em água. 
 
 Solução de Cloreto de Cálcio: precipitado branco, viscoso, de fluoreto de cálcio (CaF2), pouco solúvel em 
ácido acético e solúvel em ácido clorídrico diluído 
2F− +Ca2+ →CaF2 ↓ 
 
Nitrato, NO3- 
As principais reações: 
 Ácido Sulfúrico concentrado 
Forma-se vapores de cor marrom avermelhada de dióxido de nitrogênio, acompanhado de vapores 
ácidos de ácido nítrico. A reação é feita a quente. 
4NO3− + 2H2SO4 → 4NO2 ↑+O2 ↑+2SO42− + 2H2O 
 
Essa reação não se processa na presença de ácido sulfúrico diluído. 
 
 Solução de Sulfato de Ferro (II) e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação) 
 Leva a formação do íon [Fe(NO)]2+, é evidenciado pelo surgimento do anel marrom na zona de 
contato dos dois líquidos (reagente e amostra em estudo) (também verificado no item 5.6). 
 
2NO3− + 4H2SO4 +6Fe2+ → 6Fe3+ + 2NO ↑+4SO42− + 4H2O (Reaçao 1) 
 
Fe2+ + NO ↑ → [Fe(NO)] 2+ (Reaçao 2) 
 
 Agitando e aquecendo a mistura, a cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico e 
permanece uma solução amarela de íons ferro (III) (reação 1). O ensaio não é confiável na presença de 
brometos, iodetos, nitritos, cromatos e cloratos. 
 
 Redução de Nitratos em meio alcalino 
Desprende-se amônia (NH3), que é detectada por seu odor, por sua ação sobre o papel de tornassol 
vermelho e sobre o papel de nitrato de mercúrio (I). Reação é feita por aquecimento e o meio alcalino 
hidróxido de sódio, na presença de pó de zinco ou alumínio em pó. 
NO3− + 4Zn+7OH− +6H2O → NH3 ↑+4 [Zn(OH)4] 2− 
 
3NO3− +8Al +5OH− +18H2O → 3NH3 ↑+8 [Al(OH)4] − 
 
 
 
 
 
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Clorato, ClO3- 
As principais reações: 
 
 Ácido Sulfúrico concentrado 
Cristais de clorato de potássio são tratados com ácido sulfúrico concentrado a frio; o dióxido de cloro 
(ClO2) explosivo amarelo pode ser observado ao agitara solução. O tubo de ensaio não deve ser 
aquecido. 
3KClO3 +3H2SO3 → 2ClO2 ↑+ClO4− +3SO42− + 4H+ +3K+ + H2O 
 
 Ácido Clorídrico concentrado 
Todos os cloratos são decompostos por este ácido, desprendendo-se cloro, juntamente com quantidades 
variáveis de dióxido de cloro explosivo; o dióxido de cloro confere uma cor amarela ao ácido. É possível 
que as duas reações ocorram simultaneamente. Reação 1 
2KClO3 + HCl → 2ClO2 +Cl2 ↑+2K+ + 2Cl− + 2H2O 
 
KClO3 +6HCl → 3Cl2 ↑+K+ +Cl− +3H2O 
 
 Solução de Nitrato de Prata (Reação de Confirmação): nenhum precipitado em solução neutra ou na 
presença de ácido nítrico diluído. Por adição de nitrato de sódio, obtém-se um precipitado branco de 
cloreto de prata (AgCl), devido à redução do clorato a cloreto 
 
Acetato, CH3COO- 
As principais reações: 
 
 Ácido Sulfúrico diluído 
Por aquecimento, desprende-se ácido acético, é reconhecido por seu odor semelhante a vinagre: 
 
CH3COO− + H+ → CH3COOH ↑ 
 
 
 Ácido Sulfúrico concentrado 
Por aquecimento, desprende-se ácido acético juntamente com dióxido de enxofre. Este último tende a 
mascarar o odor do vapor do ácido acético concentrado. Esse problema é resolvido com o uso do ácido 
sulfúrico diluído. 
 
 Etanol e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação) 
Por aquecimento, forma-se acetato de etila (CH3COO.C2H5) que é reconhecido por seu odor agradável de 
frutas. Esfriando e diluindo com água, a fragrância será mais facilmente detectada. 
 
CH3COONa+ H2SO4 →CH3COOH + Na+ + HSO4− 
 
CH3COOH +C2H5OH →CH3COOC. 2H5 ↑+H2O 
Na segunda reação, o ácido sulfúrico atua como um agente desidratante. 
 
 
 
 
 
 
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Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
Oxalato, (COO)22- 
As principais reações: 
 
 Ácido Sulfúrico Concentrado 
Ocorre a decomposição de todos os oxalatos sólidos com desprendimento de monóxido de carbono e 
dióxido de carbono. Este último pode ser detectado passando o gás através da água de cal e queimado o 
monóxido na boca do tubo de ensaio. O ácido sulfúrico atua como um agente desidratante. Com ácido 
sulfúrico diluído, não ocorre nenhuma ação visível. 
(COOH)2 → H2O+CO ↑+CO2 ↑ 
 
 Solução de Cloreto de Cálcio (Reação de Confirmação) 
Precipitado branco cristalino, de oxalato de cálcio, proveniente de soluções neutras, insolúvel em ácido 
acético diluído, ácido oxálico diluído e em solução de oxalato de amônio, mas solúvel em ácido clorídrico 
e em ácido nítrico diluídos. 
(COO)22− +Ca2+ →(COO)2 Ca ↓ 
Sulfato, SO42- 
As principais reações: 
 Solução de Cloreto de Bário (Reação de Confirmação) 
Precipitado branco de sulfato de bário, BaSO4, insolúvel em ácido clorídrico diluído a quente e em ácido 
nítrico diluído, mas moderadamente solúvel em ácido clorídrico concentrado fervendo. 
SO42− + Ba2+ → BaSO4 ↓ 
 
 Solução de Acetato de Chumbo 
Precipitado branco de sulfato de chumbo, PbSO4, solúvel em ácido sulfúrico concentrado a quente, em 
soluções de acetato de amônio e tartarato de amônio e em soluções de hidróxido de sódio. 
SO42− + Pb2+ → PbSO4 ↓ 
 
 Solução de Nitrato de Mercúrio (II) 
Precipitado amarelo de sulfato básico de mercúrio (II): 
SO42− +3Hg2+ + 2H2O → HgSO4.2HgO ↓+4H+ 
 
Fosfato, PO43- 
As principais reações: 
 Solução de Nitrato de Prata 
Precipitado amarelo de ortofosfato de prata (Ag3PO4) (distinção do meta e pirofosfato), solúvel em 
solução de amônia diluída e ácido nítrico diluído: 
HPO42− +3Ag+ → Ag3PO4 ↓+H+ 
 Solução de Cloreto de Ferro (III) 
Precipitado branco amarelado de fosfato de ferro (III) (FePO4) solúvel em ácidos minerais diluídos, 
mas insolúvel em ácido acético diluído: 
HPO42− + Fe3+ → FePO4 ↓+H+ 
A precipitação é incompleta devido à produção de ácido mineral livre. Com a adição de sal de um 
ácido fraco (como acetato de amônio ou sódio) ela é completa. 
 
 
 
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Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
 Reagente Molibdato de Amônio (Reação de Confirmação): forma-se um precipitado amarelo, 
cristalino, de fosfomolibdato de amônio ((NH4)3[P(Mo3O10)4]). A precipitação é acelerada por 
aquecimento a uma temperatura próxima a 40ºC e por adição de solução de nitrato de amônio. O 
precipitado é solúvel em amônia e em soluções de álcalis cáusticos. 
HPO42− +3NH4+ +12MoO42− + 23H+ →(NH4)3 P(Mo3O10)4 ↓+12H2O 
 O íon MoO42- é empregado na equação por uma questão de simplicidade, ele pode existir sob 
condições experimentais da reação. 
 
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Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
ANÁLISE DE AMOSTRAS (CÁTIONS E ÂNIONS) 
Após um estudo minucioso dos grupos de cátions e ânions, podemos então estudar a análise das 
amostras, seguindo uma análise sistemática mais detalhada. 
A análise funcional e sistemática de uma solução deve ser iniciada pelos ensaios preliminares, 
seguida de ensaios para ânions e separação e identificação dos cátions presentes. Essa identificação é 
feita com a adição de reagentes específicos (ácido clorídrico, gás sulfídrico, amônia, sulfeto de amônio ou 
carbonato de amônio) que promoverá a formação de precipitados e em seguida eles são analisados. Os 
grupos de cátions são classificados de acordo com a adição desses reagentes específicos. A classificação 
dos ânions, adotada por Arthur Vogel, envolve a identificação por produtos voláteis obtidos por 
tratamento com ácidos e os que dependem de reações em solução. Este procedimento é chamado de 
ensaio. O estudo da análise sistemática será iniciado através do estudo de cátions e ânions no que 
consistem suas classificações e reações. Serão discutidos os procedimentos de como tratar os produtos 
de cada reação no que tange diferenciação entre os cátions e ânions: quais os reagentes que distingue um 
cátion de um mesmo grupo e quais procedimentos e/ ou ensaios distinguem os ânions. Na classificação 
ainda dos ânions estão presentes as reações que compõe os ensaios confirmatórios para ânions. 
 
Ensaios Confirmatórios para Ânions 
 
De um modo geral, a comprovação dos ânions deveria ser feita por apenas um ensaio 
confirmatório distinto. 
O item referente a classificação dos ânions, apresenta o ensaio confirmatório (Reação de 
Confirmação) principal para cada ânion, especificado. 
Os ensaios serão descritos de forma simplificada, sendo que suas reações estão descritas no 
respectivo item desta apostila. Existem muitos ensaios, no entanto, escolheremos os mais simples e de 
grande valor de aprendizagem. Outros ensaios serão encontrados em livros textos específicos. 
 
Separação e Identificação dos Cátions em Solução 
Os ensaios preliminares e os ensaios para ânions podem indicar a presença de certos elementos, 
que são normalmente identificados como cátions. Estes dados devem ser sempre considerados, quando 
se deseja processar uma separação e identificação dos cátions. 
Alguns passos são importantes antes de iniciar a separação dos cátions em grupos: 
1- Os ensaios devem ser conduzidos na ordem prevista. Um reagente do grupo deverá separar seu grupo 
especial daqueles que o seguem e não dos que o procedem. Desta forma, o gás sulfídrico na presença do 
ácido clorídrico separa o grupo II dos grupos III, IV e V, mas não separa o grupo II do grupo I. É muito 
importante, portanto, que um grupo seja precipitado, antes de iniciar a precipitação do grupo seguinte. 
 2- Existem tabelas descritas em livros de química analítica qualitativa que descrevem de forma sucinta o 
procedimento para a separação dos cátions em grupos e separação destes dentro de grupos individuais. 
As reações referentes a esses ensaios estão descritas no item referente a classificação dos cátions 
(reagentes de grupos e principais reações). 
 
114 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
LISTA DE EXERCÍCIOS – ASSUNTO: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
(1) Uma amostra desconhecida pode conter um ou mais dos seguintes compostos: NH4Cl, NaOH, KOH, 
K2Cr2O7. É dissolvida em água originando uma solução incolor, com odor acre. Esta solução dáuma 
coloração violeta, que logo se extingue na chama do Bico de Bunsen. Com estas informações, quais 
compostos estão presentes e ausentes? Justifique. 
 
(2) Descrever como é possível distinguir os seguintes pares: 
a) Na+ e K+ 
b) Na+ e NH4+ 
c) K+ e NH4+ 
d) NH4Cl e NaCl 
e) NH3 e NH4+ 
 
(3) Que reagente ou combinação de reagentes se poderia usar para separar em uma única etapa os 
cátions: 
a) Ba2+ e Ca2+ 
b) Sr2+ e Ba2+ 
c) Sr2+ e Mg2+ 
d) Sr2+ e Ca2+ 
 
(4) Descreva uma marcha analítica para separação dos cátions do Grupo I e do Grupo II destacando as 
reações de identificação dos íons. 
 
(5) Quais são as reações envolvidas e qual os reagentes utilizados para a identificação de carbonato e 
sulfito? 
Por que a coloração da solução de dicromato torna-se verde durante o contato com o gás desprendido da 
reação entre a amostra e o ácido sulfúrico? 
 
(6) Qual é o gás residual que é testado com a água de cal? Descreva a equação envolvida. 
 
(7) Quais são as reações envolvidas e qual reagente pode ser utilizado para a identificação de Nitrato e de 
nitrito? 
 
(8) Qual reação poderia ser utilizada para identificar o íon cloreto? O ensaio também serviria para os íons 
brometo e iodeto? Como seria a determinação do brometo e iodeto na presença do cloreto? 
 
115 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
 
1) Estudo do problema: 
 Os principais aspectos a serem considerados são: 
a) natureza da informação procurada; 
b) a quantidade de amostra disponível e a percentagem do constituinte a ser determinado; 
c) faixa de concentração a ser medida; 
d) utilização dos resultados da análise (acurácia da análise); 
e) disponibilidade de instrumentos; 
f) tempo analítico (controle de qualidade); 
g) número de amostras; 
h) necessidade de métodos não destrutivos para a análise; 
i) Conhecer as condições na qual cada método é confiável; 
j) Conhecer as possíveis interferências que podem atrapalhar e saber como resolvê-las; 
 
2) Coleta e amostragem 
Para a obtenção de resultados confiáveis, a correta amostragem é essencial, devendo ser representativa 
do sistema em estudo. 
 
3) Preparação de uma amostra 
Envolve a redução do tamanho das partículas, secagem, trituração, peneiramento etc., visando a 
homogeneização da amostra. 
 
4) Dissolução da amostra 
Através de procedimentos adequados (p.e. tratamento ácido ou com solventes) permitir a solubilização 
dos analítos de interesse para sua posterior quantificação. 
 
5) Remoção de interferentes 
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Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
Filtração, extração com solventes, cromatografia, resinas etc, separar interferentes que podem 
afetar o resultado da análise. Exemplo: Co2+ reagem com SCN- produzindo uma coloração azul. 
O Fe2+ também reage com o SCN- produzindo coloração vermelha, ou seja a coloração produzida 
pelo Fe(SCN)6 irá mascarar a observação da cor azul produzida pelo Co(SCN)4-2. ou seja, os íons Fe3+ 
interferem na identificação do Co2+. 
 
6) Medidas na amostra e controle de fatores instrumentais 
Padronização, calibração, otimização, medida de resposta (p.e. absorbância, sinal de emissão, potencial, 
corrente). 
 
7) Resultados 
Cálculo do(s) resultado(s) analítico(s) e avaliação estatística dos dados. 
 
 
Métodos utilizados em Análise Quantitativa 
 
Métodos clássicos ou tradicionais: baseiam-se no acompanhamento quantitativo de reações químicas. 
Exemplos: 
 Gravimetria: a substância a ser determinada é convertida em um precipitado insolúvel que é isolado e 
pesado. 
 
 Titrimetria: reage-se a substância a ser determinada com um reagente adequado e padronizado. 
Exemplos: reações de neutralização, complexação, precipitação e óxido-redução. 
 
 Volumetria: mede-se o volume de gás desprendido ou absorvido em uma reação química. 
 Métodos instrumentais: são aqueles que requerem um instrumento para medir a propriedade de 
interesse (p.e. elétrica, absorção, emissão etc.). 
 Métodos elétricos (voltametria, coulometria e potenciometria): compreendem a medida da variação 
da corrente, da voltagem ou da resistência em função da concentração de certas espécies em solução. 
 
 Métodos espectrométricos (visível ou colorimetria, ultravioleta, infravermelho, espectrometria de 
absorção e emissão atômica): dependem da quantidade de energia radiante que é absorvida ou emitida 
pela amostra em determinado comprimento de onda sob determinadas condições. 
 
Métodos Tradicionais x Métodos Instrumentais: Vantagens e Desvantagens 
 
Características Métodos tradicionais Métodos instrumentais 
Custo de equipamentos baixo alto 
Custo de reagentes baixo alto 
Tempo de otimização do aparelho baixa médio-alta 
Rapidez analítica baixa alta 
Quantidade de amostra média baixa 
Sensibilidade baixo-média alta 
Capacidade de automação baixa média 
 
 
117 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
 
Classificação Quantidade de amostra 
Macro ≥ 0,1 g 
Meso (semimicro) 10 -2 a 10 -1 g 
Micro 10 -3 a 10 -2 g 
Submicro 10 -4 a 10 -3 g 
Ultramicro < 10 -4 g 
 
 
118 
Química Analítica I – 2º semestre Soraya Saadeh 2018 
REFERÊNCIAS 
 
Análise Qualitativa, Ione Maria de Oliveira et al, Belo Horizonte, Editora UFMG, 2006 
Biblioteca Virtual de Química, http://www.uff.br/rvq (data de acesso: 15/08/2018) 
Centro de Educação Tecnológica do Estado da Bahia - Unidade de Camaçari – Apostila de Química 
Analítica Qualitativa - Processos Industriais 
Fundação Universidade Federal do Rio Grande – Escola de Química e Alimentos – Apostila de Química 
Analítica, 2009 
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia, Rio de Janeiro, Campus Rio de Janeiro, Apostila de 
Química Analítica Qualitativa I 
Revista Química Nova, Vol. 29, No. 6, 1381-1386, 2006 
Revista Virtual Quimica, 2015, 7 (6), 2531-2538. Data de publicação na Web: 23 de setembro de 2015 
Universidade Estadual Paulista “Júlio de Mesquita Filho” – Campus de Bauru – Departamento de Química, 
Apostila de Química Analítica Qualitativa, Curso Licenciatura em Química, Prof. Dr Gilbert Bannach, 2012 
Universidade Federal de Itajubá – Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Física e Química – 
Apostila de Química Analítica Qualitativa – Análise de Ânions 
Figuras e Esquemas 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo1 (data de acesso 15/08/2018) 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo2 (data de acesso 15/08/2018) 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/imagens/ql_grupoiiia.jpg (data de acesso: 
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http://www.omundodaquimica.com.br/academica/imagens/ql_grupoiiib.jpg (data de acesso: 
15/08/2018) 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo4 (data de acesso: 15/08/2018) 
http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo5 (data de acesso: 15/08/2018) 
https://pt.slideshare.net/periotto/apostila-de-qumica-analtica-qualitativa (data de acesso: 15/08/2018) 
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https://pt.slideshare.net/periotto/apostila-de-qumica-analtica-qualitativa