Reações de precipitação e métodos qualitativo de análise de íons 5

Prévia do material em texto

DESCRIÇÃO
A construção da ideia sobre o equilíbrio em soluções aquosas. Conceitos fundamentais, solubilidade, fatores que influenciam na solubilidade,
produto de solubilidade e análise qualitativa de cátions e ânions.
PROPÓSITO
Obter conhecimento sobre fundamentos conceituais, cálculos, técnicas de análises e aplicações sobre o equilíbrio em meio aquoso para
obter sucesso na análise química, seja qualitativa, seja quantitativa.
PREPARAÇÃO
Antes de iniciar o conteúdo deste tema, tenha em mãos papel, caneta e uma calculadora científica ou use a calculadora de seu smartphone
ou computador e uma tabela de produto de solubilidade (Kps).
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Reconhecer os princípios do equilíbrio de solubilidade e o produto de solubilidade (Kps)
MÓDULO 2
Identificar os fundamentos de análises qualitativas para determinação de cátions
MÓDULO 3
Reconhecer os ânions mais comuns em laboratório e os conceitos de métodos instrumentais para identificação de íons
INTRODUÇÃO
A Química Analítica é uma área da Química que nos permite identificar e/ou quantificar um analito presente em uma amostra. Quando
queremos apenas identificar os íons presentes, usamos uma metodologia classificada como qualitativa, e quando precisamos quantificar
esses analitos utilizamos metodologia quantitativa (clássicas ou instrumentais).
Para análises qualitativas, o conhecimento sobre o equilíbrio químico em meio aquoso é importante, pois permite a separação de compostos
em grupos específicos e posterior identificação por meio de reações específicas para cada íon. Fatores como solubilidade, pH, temperatura e
formação de complexos são importantes nesses ensaios, pois o mecanismo de identificação dos íons é baseado em reações de precipitação.
Nesta unidade, vamos estudar mais sobre as reações químicas em meio aquoso. Veremos os fatores que afetam a solubilidade de um
precipitado. Também vamos aprender como realizar a análise sistemática de cátions e métodos de identificação dos principais ânions usados
em laboratório, assim como uma importante técnica espectrofotométrica para identificação de íons.
MÓDULO 1
 Reconhecer os princípios do equilíbrio de solubilidade e o produto de solubilidade (Kps)
SOLUÇÕES E CONCEITO DE SOLUBILIDADE
No universo, as moléculas existem, principalmente, em três estados físicos: sólido, líquido e gasoso. Em qualquer um desses estados, as
substâncias geralmente são componentes de soluções.
Chamamos de solução aquosa aquela em que o solvente empregado é a água. Em uma reação química, representamos um soluto em
solução aquosa pelo símbolo subscrito (aq). E é sobre esse tipo de soluções que trataremos nesse tema.
SOLUÇÕES
Mistura homogênea de duas ou mais substâncias. Nas soluções, as substâncias que estão em menor quantidade são chamadas de
soluto. Aquela que está em maior quantidade é denominada solvente.
javascript:void(0)
Foto: Shutterstock.com
Vamos abordar especificamente as soluções aquosas cujos solutos são sais inorgânicos.
Você já deve ter ouvido falar que a água é o solvente universal. Essa afirmação, em um primeiro momento, nos leva à ideia de que ela é
capaz de dissolver com eficiência qualquer composto. A verdade é que, apesar de incontáveis substâncias serem altamente solúveis, muitas
outras se dissolvem moderadamente ou pouquíssimo em água, podendo estas últimas serem consideradas insolúveis. É nesse contexto
que se inserem os conceitos relacionados à solubilidade das substâncias químicas.
 SAIBA MAIS
A solubilidade se refere à quantidade máxima (em mols ou gramas) de um composto químico que pode ser dissolvida em determinada
quantidade de um solvente, a fim de formar uma solução estável, a uma dada temperatura.
Você pode estar imaginando como esse conceito poder ser aplicado de forma prática. Vamos pensar na dissolução do cloreto de sódio em
água. Sabemos que o coeficiente de solubilidade do NaCl é igual a 35,9 g/100 g de água, a 25 °C (temperatura ambiente). Se adicionarmos
30 g de cloreto de sódio em 100 g de água, ou seja, quantidade abaixo do seu coeficiente de solubilidade, todo o NaCl adicionado será
completamente dissolvido, formando uma mistura homogênea, denominada solução insaturada.
Se a essa solução insaturada continuarmos adicionando NaCl, chegaremos em um ponto no qual nenhuma molécula mais poderá ser
dissolvida. Essa solução é denominada solução saturada. Na solução saturada, a concentração dissolvida do soluto é igual ao seu
coeficiente de solubilidade (35,9 g/ 100 g de água).
A adição de mais soluto à solução saturada poderá gerar uma solução supersaturada.
Podemos obter uma solução supersaturada pela dissolução de uma substância em temperatura elevada (aumenta a solubilidade) e posterior
resfriamento. Assim, criamos uma situação instável, em que a substância dissolvida está presente em uma concentração acima do
coeficiente de solubilidade. A figura a seguir apresenta a formação de soluções insaturadas, saturadas e supersaturadas.
SOLUÇÃO INSATURADA
Mistura homogênea com quantidade de soluto menor do que a quantidade máxima que pode ser dissolvida, em determinada
quantidade de solvente, a uma temperatura específica.
SOLUÇÃO SATURADA
javascript:void(0)
javascript:void(0)
javascript:void(0)
Mistura homogênea com a quantidade máxima de soluto dissolvido em uma determina quantidade de solvente, a uma temperatura
específica.
SOLUÇÃO SUPERSATURADA
A solução supersaturada ocorre quando a concentração de uma substância dissolvida é temporariamente maior do que o coeficiente de
solubilidade.
Imagem: Hage e Carr (2012, p. 143-144).
 Formação de soluções insaturada, saturada e supersaturada.
Podemos observar que, quando excedemos a quantidade máxima de soluto que se consegue solubilizar, ocorre a formação de corpo de
fundo com excesso de sólido, e a solução é classificada como saturada com corpo de fundo.
Entre a solução e o corpo de fundo formado é estabelecido um equilíbrio dinâmico, pois à medida que uma molécula de NaCl se solubiliza
no solvente outra retorna ao estado sólido. Chamamos a molécula que retorna ao estado sólido de precipitado, um sólido insolúvel em
solução. A formação de um precipitado também pode ser obtida pela mistura de duas soluções homogêneas quando apresentam íons que
são constituintes de um sal insolúvel.
VAMOS EXERCITAR O EMPREGO DESSA CLASSIFICAÇÃO?
PRECIPITADO
Em química analítica, muitas vezes o termo “precipitado” é abreviado por ppt.
 EXEMPLO
Considere o coeficiente de solubilidade do cloreto de sódio de 35,9 g/100 g de água. Para preparar uma solução saturada de NaCl qual a
quantidade de sal que deverá ser pesada e adicionada a 250 mL de água?
35,9 g de sal ----- 100 g de água
X g de sal ----- 250 g de água
javascript:void(0)
X = 89,75 g de NaCl
Então, para uma solução saturada, devemos adicionar 89,75 g de NaCl em 250 mL de água.
SOLUÇÕES ELETROLÍTICAS E NÃO ELETROLÍTICAS
Dependendo da natureza da substância, o processo de solubilização acontece de maneira diferente.
Alguns compostos, como o NaCl e o HCl, ao se dissolverem em água, sofrem reações de dissociação ou ionização e liberam íons que se
dispersam por toda solução.
 EXEMPLO
Reação de dissociação do NaCl: NaCl ( aq ) → Na +
( aq ) + Cl -
( aq )
Reação de ionização do HCl: HCl ( aq ) → H +
( aq ) + Cl -
( aq )
Os íons liberados no meio aquoso são solvatados pela água. Nesse processo, os íons positivos são atraídos pelo lado negativo da molécula
de água (o átomo de O) e os íons negativos são atraídos pela parte positiva da água (o átomo de H), como ilustra a figura.
Foto: Shutterstock.com
 Dissociação eletrolítica do NaCl.
 COMENTÁRIO
O processo de solvatação ocorre em soluções iônicas e moleculares e consiste na interação entre um composto iônico ou polar com o
solvente, sem que haja a formação de um novo composto. Nesse fenômeno, as moléculas de solvente rodeiam as moléculas de soluto,
interagindo com elas por meio de interações intermoleculares.
Em solução aquosa os compostosclínica envolve a determinação
espectrofotométrica de compostos corados. A espectrofotometria é uma das técnicas analíticas vastamente utilizadas em
laboratórios de análises clínicas. Em relação à lei de Lambert Beer, assinale a alternativa INCORRETA.
A alternativa "E " está correta.
A luz atravessa um meio translúcido. Soluções opacas devem ser filtradas ou tratadas. I0 = é a intensidade que incide na amostra e I = é a
intensidade que ultrapassa a amostra.
2. (CCC IFCE - IF-CE - 2011) A luz monocromática ou policromática, ao atingir um meio homogêneo, reflete-se em duas partes. Uma
é absorvida e a outra é transmitida. Dois cientistas, de forma distinta, estudaram esses efeitos, sendo que Beer estudou o efeito da
concentração do constituinte colorido da solução sobre a transmissão e a absorção, enquanto Lambert desenvolveu a relação entre
espessura da camada e a transmissão. A lei fundamental para a espectrofotometria é conhecida como lei de Lambert-Beer, utilizada
para o cálculo da absorbância. A absorbância, expressa em termos de transmitância, é calculada pela fórmula:
A alternativa "C " está correta.
A transmitância é expressa por
T = I/I0
se a absorbância é
A = log
I0
I = - logT
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Estudamos sobre a solubilidade e os fatores que afetam a solubilidade de um composto. A solubilidade está diretamente relacionada com o
produto de solubilidade e pode ser afetada pela alteração da temperatura – normalmente, aumenta com a temperatura. A pressão afeta
somente a solubilidade dos gases.
A análise qualitativa tem por objetivo a identificação de espécies químicas em uma amostra. A identificação de um analito, seja um cátion ou
ânion, consiste na separação por meio de reação de precipitação.
O reagente que promove a precipitação chama-se reagente de grupo. Somente os cátions possuem reagentes de grupos e são classificados
em grupos de I a V. Somente o grupo V não possui reagente específico de precipitação. Os ânions não apresentam reagentes específicos
que possam determinar a classificação em grupos. Então, não temos uma análise sistemática para identificar os ânions.
Por fim, vimos que os íons podem ser identificados por métodos de espectrofotometria UV-visível e absorção atômica (EAA).
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
BACCAN, N. et al. Introdução à semimicroanálise qualitativa. 2. ed. Campinas: Unicamp, 1988.
BRADY, J. E.; HUMISTON, G. E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. Química, a Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
DIAS, S. L. P. et al. Química analítica: teoria e prática essenciais. Porto Alegre: Bookman, 2016.
FORTE, C. M. S.; PACHECO, L. C. M.; QUEIROZ, Z. F. Química analítica. 2. ed. Fortaleza: Editora UECE, 2019. v. I.
HAGE, D. S.; CARR, J. D. Química analítica e análise quantitativa. 1. ed. São Paulo: Pearson, 2012.
JONES, L.; ATKINS, W. Princípios de química. 5. ed. Bookman, 2012.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química e reações químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v. 2.
MENDHAM, J. et al. Vogel: análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
SKOOG, D. A. et al. Fundamentos de química analítica. 8. ed. São Paulo: Cengage Learning, 2010.
VOGEL, A. I. et al. Análise química qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre JOU, 1981.
VOGEL, A. I. et al. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002.
EXPLORE+
Conheça um pouco mais sobre análise qualitativa de íons com o artigo Química analítica básica: o papel da química analítica clássica na
formação do químico, de João Carlos de Andrade e Terezinha Ribeiro Alvim.
Conheça um pouco mais sobre análise instrumental de íons com o artigo Integração de técnicas analíticas e proposta de experimentos para
cursos de graduação em análise instrumental: uso de espectrômetro de absorção atômica para medidas de absorção molecular, de GOMES,
Marcos et al.
CONTEUDISTA
Layla Fernanda Alves Freire
 CURRÍCULO LATTES
javascript:void(0);que se decompõem em íons são denominados eletrólitos. Algumas moléculas, como a glicose, ao se
dissolverem em água, não são decompostas em íons, apenas ficam dispersas pela solução, devido às interações intermoleculares que
estabelecem com as moléculas de água. Esses compostos são chamados de não eletrólitos.
Em solução aquosa:
os eletrólitos formam soluções eletrolíticas ou iônicas;
os não eletrólitos formam soluções não eletrolíticas ou moleculares.
Os sais inorgânicos são compostos iônicos. Sendo assim, eles formam soluções eletrolíticas e é esse tipo de solução que vamos
enfatizar na abordagem deste tema.
Os eletrólitos podem ser classificados em: fortes e fracos.
Eletrólitos fortes
Ionizam-se completamente em um solvente, como os compostos iônicos solúveis e os ácidos inorgânicos fortes.

Eletrólitos fracos
Ionizam-se parcialmente, como haletos, cianetos, tiocianatos, amônia, bases orgânicas e ácidos fracos.
 COMENTÁRIO
Em solução, o eletrólito forte conduzirá eletricidade com mais eficiência do que o eletrólito fraco.
É importante ressaltar que a extensão na qual o eletrólito se dissolve não se relaciona diretamente com sua classificação como forte ou fraco.
Um composto pode ser extremamente solúvel em água e ser um eletrólito fraco. Contudo, um composto iônico pode ser pouco solúvel, porém
a quantidade que se solubiliza é completamente dissociada, sendo classificado como um eletrólito forte.
 EXEMPLO
Para que você possa entender melhor essa diferença, vamos usar como exemplos o ácido acético, CH3COOH, e o hidróxido de cálcio,
Ca(OH)2.
O ácido acético é muito solúvel em água. Isso significa que as moléculas deste composto são facilmente dissolvidas pela água. Porém,
somente algumas poucas moléculas de ácido acético sofrem ionização. Podemos dizer, então, que o ácido acético é um eletrólito fraco,
mas muito solúvel.
O hidróxido de cálcio, contudo, não é muito solúvel em água. Porém, praticamente todo o Ca(OH)2 que é solubilizado sofre dissociação,
formando íons Ca2+ e OH-. Assim, o Ca(OH)2 é um eletrólito forte, mas pouco solúvel.
EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE E PRODUTO DE SOLUBILIDADE
(KPS)
Até agora, nós vimos os conceitos de solubilidade e os fenômenos químicos que levam à solubilização de compostos iônicos. Vamos
conhecer então outros parâmetros químicos que nos permitem conhecer tanto as características de compostos iônicos quanto a sua
solubilidade em água.
Esses parâmetros são particularmente importantes para o estudo qualitativo e quantitativo da solubilidade de compostos poucos solúveis e
estão relacionados às reações de precipitação/solubilização, bem como ao equilíbrio químico alcançado por elas.
Vamos considerar uma solução saturada de determinado sal. A adição de maiores quantidades do sal a essa solução leva à formação de
precipitado, passando a ser uma mistura heterogênea (fase líquida – solução saturada e fase sólida – precipitado).
Concomitantemente à precipitação, pequenas quantidades do sólido que é formado são dissolvidas e seus íons liberados na solução. No
momento em que a velocidade de dissolução desse soluto iguala-se à velocidade de precipitação, um sistema em equilíbrio químico é
estabelecido. Esse equilíbrio é denominado equilíbrio de solubilidade ou equilíbrio de precipitação.
Em um sistema em equilíbrio, podemos aplicar a lei da ação das massas. A reação geral de um precipitado em equilíbrio com sua solução
saturada é expressa como:
AXBY ( s ) ⇋ xAy +
( aq ) + yBx -
( aq )
Observe que esse é um equilíbrio heterogêneo, visto que o AxBy está na fase sólida, enquanto os íons Ay+ e Bx- estão dissolvidos. Então,
para construirmos a expressão matemática da constante de equilíbrio, devemos desconsiderar AxBy(s).
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS
Expressa a relação entre as concentrações dos reagentes e produtos presentes no equilíbrio de qualquer reação química.
javascript:void(0)
 COMENTÁRIO
Lembre-se que espécies no estado sólido ou líquidos puros não integram a expressão da constante de equilíbrio, pois suas concentrações
são constantes.
A expressão da constante de equilíbrio é dada por:
K = Ay + x
Bx - y
A constante de equilíbrio para reações heterogêneas de solubilização/precipitação de compostos iônicos é denominada constante de
equilíbrio de solubilidade, constante do produto de solubilidade ou, ainda, produto de solubilidade, e é representada pelo símbolo
Kps. Essa constante indica quão solúvel o sólido é em água.
 ATENÇÃO
Como você já deve ter percebido, a constante de equilíbrio da reação de precipitação é escrita de acordo com as mesmas regras que se
aplicam a qualquer expressão de constante de equilíbrio, ou seja, vamos levar em consideração a multiplicação da concentração dos
produtos, cada uma elevada à potência de seu coeficiente estequiométrico na equação química balanceada. O coeficiente estequiométrico
indica quantas moléculas estão reagindo. Corresponde ao número que vem à esquerda da fórmula da substância. Quando a reação está
balanceada, indica a proporção estequiométrica.
Veja, como exemplo, o equilíbrio de solubilidade do AgCl e a expressão da sua constante de equilíbrio:
AgCl ( S ) ⇌ Ag +
( aq ) + Cl -
( aq )
[ ] [ ]
Kps = Ag + . Cl -
 COMENTÁRIO
Em uma solução saturada de qualquer eletrólito, a uma temperatura e pressão constantes, o produto das concentrações dos íons, elevado
aos seus respectivos coeficientes de reação, é constante. Os produtos de solubilidade foram calculados teoricamente e comprovados em
laboratório e seus valores podem ser encontrados na literatura.
RELAÇÃO ENTRE SOLUBILIDADE (S) E PRODUTO DE
SOLUBILIDADE (KPS)
Apesar de se relacionarem diretamente, as definições de solubilidade e o produto de solubilidade são completamente diferentes e não podem
ser confundidas.
SOLUBILIDADE
Como já vimos, a solubilidade é a quantidade necessária de soluto dissolvido para formar uma solução saturada. A solubilidade de um
composto pode ser alterada quando influenciada por diversos fatores, sobre os quais falaremos mais adiante.

[ ] [ ]
PRODUTO DE SOLUBILIDADE
Já o produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio que se estabelece quando a dissolução de um sólido iônico, em contato com
uma solução saturada de seus íons, alcança o equilíbrio químico. Como é uma constante, a uma temperatura específica, o valor de Kps não
pode ser alterado.
O conhecimento sobre os aspectos qualitativos e quantitativos do equilíbrio de solubilidade são particularmente úteis no estudo dos
compostos iônicos pouco solúveis em meio aquoso, uma vez que nos permite estimar a solubilidade desses compostos, prever a formação
ou não de precipitado em soluções em que seus íons estão dissolvidos e realizar a separação de diferentes íons presentes em uma mesma
solução. A solubilidade molar e o Kps são os dois parâmetros principais envolvidos nos cálculos do equilíbrio químico de solubilidade.
A expressão do produto de solubilidade permite o cálculo rápido da solubilidade de compostos pouco solúveis que se ionizam
completamente em água. Utilizamos a letra S para representar a solubilidade molar (em mol/L) das espécies químicas. Logo, podemos
expressar a solubilidade em termos do produto de solubilidade. Vejamos como esta relação é aplicada:
O equilíbrio de solubilidade para o AgCl é:
AgCl ( S ) ⇌ Ag +
( aq ) + Cl -
( aq )
Perceba que, nesse equilíbrio, a cada mol de AgCl dissociado, um mol de Ag+ e um mol de Cl- são formados. A concentração de AgCl que se
dissocia até atingir o equilíbrio químico é igual à sua solubilidade (S), pois é a quantidade necessária para que a solução saturada seja
formada. Podemos dizer, então, que:
Ag +
( aq ) = Cl -
( aq ) = S
Logo:
Kps = Ag + . Cl - = (S). (S) = S2 
[ ] [ ]
[ ] [ ]
Nesse caso, se soubermos a solubilidade de AgCl, podemos calcular Kps elevando esse valor ao quadrado (Kps = S2). Agora, se o Kps é
conhecido, e o que nos interessa é conhecer a solubilidade, o cálculo é feito aplicando esse valor na seguinterelação:
S2 = Kps
S = Kps
 ATENÇÃO
A partir do valor do produto de solubilidade (Kps) podemos determinar a solubilidade molar ou a concentração molar dos íons presentes em
solução. De forma análoga, a partir da solubilidade molar do composto iônico podemos calcular o seu Kps.
TEORIA NA PRÁTICA
Mas quais informações sobre a solubilidade do composto o Kps é capaz de fornecer?
RESOLUÇÃO
O Kps está relacionado à solubilidade dos compostos e, portanto, em regra geral, quanto maior o valor de Kps, maior será a solubilidade
dos compostos.
Porém, é preciso ficar atento na comparação das solubilidades de dois ou mais compostos por meio dos valores de Kps. Isso porque:
√
 Se a proporção estequiométrica dos íons for a mesma, somente o valor de Kps é suficiente para determinar a ordem de solubilidade,
como mostrado nas tabelas a seguir.
Tabela 1: Layla Freire
 Compostos iônicos com proporção de 1 cátion: 1 ânion.
Tabela 2: Layla Freire
 Compostos iônicos com proporção de 1 cátion: 2 ânion.
 Se a proporção estequiométrica dos íons NÃO for a mesma, a comparação só pode ser feita pelo valor da solubilidade. Como
exemplo, observe as solubilidades dos compostos relacionados na tabela a seguir.
Tabela 3: Layla Freire.
 Solubilidade de compostos com diferentes estequiometrias.
Colocando em ordem crescente os Kps dos compostos relacionados na tabela, vemos que:
Kps do Ag2CrO4 Kps (1,6 x 10-10), podemos afirmar que ocorrerá formação do precipitado.
javascript:void(0)
FATORES QUE AFETAM A SOLUBILIDADE
O valor da constante de equilíbrio é constante frente a maioria dos fatores. É alterado apenas pela variação da temperatura. Mas a
solubilidade pode ser influenciada por alguns fatores, tais como: temperatura, pressão, natureza dos compostos e pH.
INFLUÊNCIA DA TEMPERATURA
A solubilidade da maioria dos solutos sólidos em água aumenta à medida que a temperatura da solução também aumenta. Entretanto,
existem exceções à regra, como no caso do Ce2(SO4)3, na qual a solubilidade decresce com o aumento da temperatura.
 COMENTÁRIO
Quando tratamos de compostos gasosos, a solubilidade em água diminui com o aumento da temperatura.
Observe na figura a seguir as solubilidades de vários compostos iônicos em água em função da temperatura.
Gráfico: Brady e Humiston (1986, p. 361).
 Curva de solubilidades de compostos iônicos em função da temperatura.
INFLUÊNCIA DA PRESSÃO
Outro fator que altera a solubilidade é a variação da pressão. As solubilidades de sólidos e líquidos não são tão afetadas quanto a
solubilidade dos gases. A solubilidade de um gás em qualquer solvente aumenta conforme o aumento da pressão sobre o solvente. À medida
que a pressão aumenta, proporcionada pela pressão adicional no pistão, as moléculas dos gases aumentam em solução.
Quando o volume é reduzido pela metade do seu valor original, a pressão do gás aumentaria aproximadamente duas vezes seu valor
original. As moléculas de gás chocam-se na superfície para entrar na fase de solução; portanto, como resultado, teremos o aumento da
solubilidade.
Foto: Shutterstock.com
 O efeito da pressão na solubilidade de um gás.
A relação entre a pressão e a solubilidade de um gás é expressa pela lei de Henry.
Sg = kPg
Onde:
Sg é a solubilidade do gás na fase de solução (expressa como concentração em quantidade de matéria);
Pg é a pressão parcial do gás sobre a solução;
k é a constante de proporcionalidade conhecida como constante da lei de Henry (diferente para cada par soluto-solvente).
INFLUÊNCIA DA NATUREZA DOS COMPOSTOS
A solubilidade também depende da natureza e da concentração de espécies químicas presentes na mistura. O deslocamento do equilíbrio
químico de um sistema na presença de excesso de um de seus componentes é denominado efeito de íon comum.
Quando adicionamos a uma solução saturada de um sal determinada quantidade de outro sal ou ácido que libere um dos íons já existentes
na solução (íon comum), o equilíbrio se desloca a fim de diminuir a concentração do íon comum adicionado, seguindo o princípio de Le
Chatelier.
 SAIBA MAIS
Segundo o princípio de Le Chatelier, quando é perturbado, um sistema em equilíbrio sofre um deslocamento no sentido da reação que gere a
anulação dessa perturbação, ajustando o sistema a um novo equilíbrio. No caso do aumento da concentração de uma das espécies químicas
envolvidas na reação, o equilíbrio se desloca para o sentido da reação contrário ao que a substância em excesso se encontra.
Se a uma soluçãosaturada de cloreto de prata (AgCl) adicionarmos cloreto de sódio (NaCl), teremos como íon comum o íon Cl-. O equilíbrio
de solubilidade do AgCl que já estava estabelecido na solução saturada é deslocado no sentido da formação do AgCl(s) a fim de diminuir o
excesso do íon comum adicionado no meio. Por conseguinte, a solubilidade do cloreto de prata diminui, aumentando a quantidade de AgCl
sólido.
O exemplo anterior nos leva a uma análise apenas qualitativa da influência do íon comum na solubilidade de um composto iônico, com base
no princípio de Le Chatelier.
Vamos a uma análise quantitativa deste fenômeno.
A solubilidade do iodato de bário é 7,32 x 10-4 mol/L. Você acha que a solubilidade do iodato de bário será a mesma se adicionarmos uma
solução de nitrato de bário a 0,02 mol/L?
Já sabemos que o íon comum reduz a solubilidade de um precipitado iônico. Agora, vamos verificar como aplicamos esse efeito nos cálculos
da solubilidade. A reação de dissociação do iodato de bário no equilíbrio é:
Ba IO3)2 ( s ) ⇋ Ba2 + + 2 IO3
-
Então:
Kps = Ba2 + IO -
3
2
Onde:
Ba2 + = S
IO
3 -
= 2S
Agora temos duas fontes de íons bário: Ba(NO3)2 e Ba(IO3)2. A contribuição do bário proveniente do nitrato de bário é de 0,02 mol/L, e a
contribuição do bário proveniente do iodato é igual à solubilidade.
Tabela 4: Layla Freire.
 Dados no equilíbrio
Vamos escrever S em função da concentração dos íons [IO3
-] na equação de concentração do bário:
IO -
3 = 2 S
Ba2 + = 0,02 + S
(
[ ][ ]
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
Substituindo o valor da concentração dos íons bário na equação do produto de solubilidade temos:
Kps = (0,02 + S). [2S]2
Podemos fazer uma aproximação para simplificar os cálculos matemáticos.
Sabemos que a solubilidade do iodeto de bário é muito pequena e que é reduzida ainda mais devido ao excesso de íons bário na solução.
Logo, podemos dizer que S é muito menor que 0,02. Por isso:
0, 02 + S ≈ 0, 02
Sendo assim, a solubilidade é calculada por meio das operações matemáticas a seguir:
Kps = 0,02 x IO -
3
2 = 1,57 x 10 - 9
IO -
3
2
=
1,57 x 10 - 9
0,02 = 7,85 x 10 - 8
IO -
3 = √7,85 x 10 - 8 = 2,80 x 10 - 4 mol /L
IO -
3 = 2S = 2,80 x 10 - 4 mol /L
S = 
2,80 x 10 - 4
2 = 1,4 x 10 - 4 mol /L 
Solubilidade do Ba IO -
3 2
= 1,4 x 10 - 4 mol /L
Outro fator que pode influenciar a solubilidade dos compostos iônicos é a formação de complexos solúveis. Isso porque os íons metálicos,
principalmente os metais de transição que frequentemente constituem os compostos iônicos, são ácidos de Lewis típicos, capazes de
formar compostos de coordenação com moléculas de água e com outras espécies químicas que apresentam pares de elétrons não ligados
disponíveis para formar ligações covalentes coordenadas (bases de Lewis). Vejamos como isso acontece na prática.
[ ]
[ ]
[ ]
[ ]
( )
 EXEMPLO
O íon prata (Ag+) forma um complexo solúvel com a amônia (NH3) e por isso a adição de amônia aumenta a solubilidade do AgCl. Os dois
equilíbrios podem ser representados por uma reação global:
AgCl ( S ) ⇌ Ag +
( aq ) + Cl -
( aq )
Ag +
( aq ) + 2 NH3 ( aq ) ⇌ Ag NH3
+
2 ( aq )
____________________________________________
Reação global: AgCl ( S ) + 2 NH3 ( aq ) ⇌ Ag NH3
+
2 ( aq )
 + Cl -
( aq )
A reação de formação do complexo Ag NH3) +
2 retira íons Ag+ do meio. Com isso, o equilíbrio de solubilidade do AgCl é deslocado no sentido
dos produtos a fim de reestabelecer o equilíbrio. O resultado é o aumento da solubilidade do AgCl, e a quantidade do reagente na fase sólida
sofre redução.
ATIVIDADE DE REFLEXÃO DISCURSIVA
Mas qualquer substância que tenha par de elétrons isolados pode aumentar a solubilidade do AgCl? E a NH3 é capaz de aumentar a
solubilidade de qualquer composto iônico pouco solúvel que tenha íon metálico como cátion?
( )
( )
(
RESPOSTA
Para que aumente a solubilidade de um composto iônico metálico, uma substância doadora de par de
elétrons deve ter mais afinidade com o metal desse composto do que a água, para que possa deslocar as
moléculas de água que estão envolvidas na solvatação do cátion metálico.
 ATENÇÃO
A solubilidade de compostos iônicos metálicos aumenta na presença de substâncias que tenham par de elétrons isolados e que formem
complexos com os seus cátions.
INFLUÊNCIA DO PH
javascript:void(0)
A alteração na concentração de um dos íons H3O+ e OH- do meio pode influenciar na solubilidade de alguns precipitados. Compostos como
sais derivados de ácido fraco e hidróxidos pouco solúveis dos metais de transição terão sua solubilidade aumentada em pH ácido.
 COMENTÁRIO
A solubilidade de um composto iônico cujo ânion é básico aumenta em pH mais ácido. Quanto maior o caráter básico que o ânion apresentar,
maior a influência do pH sobre a solubilidade do composto.
É o que acontece, por exemplo, com a solubilidade do hidróxido de ferro (III), que aumenta se estiver em contato em um meio com pH ácido.
Isso ocorre devido à reação paralela entre o ânion derivado do precipitado (OH-) e o íon H3O+. Ou seja, os íons H+ irão reagir com os íons
hidroxilas (OH-) e o equilíbrio deslocará no sentido de dissolução do precipitado, aumentando a solubilidade. Verifique as reações a seguir.
Fe OH)3 ⇋ Fe3 + + 3OH -
H3O + + OH - ⇋ 2H2O
Tabela 5: Layla Freire.
 Variação da solubilidade em função do pH do meio.
 ATENÇÃO
(
É importante ressaltar que compostos iônicos cujos ânions não têm capacidade de aceitar H+, como o AgCl, por exemplo, não sofrem
influência da variação de pH.
O especialista Luiz Américo fala sobre a resolução de exercícios sobre solubilidade e produto de solubilidade.:
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. A REMOÇÃO DE ÍONS PB2+ EM SOLUÇÃO PODE SER EFETUADA PELA ADIÇÃO DE ÍONS IODATO. O
PRECIPITADO FORMADO CORRESPONDE AO IODATO DE CHUMBO – PB(IO3)2 –, KPS 2,6 . 10-13 A 25 OC.
ANALISE AS AFIRMATIVAS A SEGUIR SOBRE OS FATORES QUE PODEM INFLUENCIAR O VALOR NUMÉRICO
DE KPS.
I. TRABALHANDO A TEMPERATURA DIFERENTE DE 25 OC.
II. INTRODUZINDO MAIS PB(IO3)2 NO SISTEMA A 25 OC.
III. INTRODUZINDO MAIS ÍONS PB2+ OU IO3
- NO SISTEMA A 25 OC.
ASSINALE A ALTERNATIVA CORRETA.
A) Somente a afirmativa I é correta.
B) Somente a afirmativa II é correta.
C) Somente a afirmativa III é correta.
D) As afirmativas I e II são corretas.
E) As afirmativas II e III são corretas.
2. (UFES - TÉCNICO DE LABORATÓRIO - QUÍMICA – 2016) O GESSO É COMPOSTO PRINCIPALMENTE POR
SULFATO DE CÁLCIO HIDRATADO (CASO4.2H2O). CONSIDERANDO O PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KPS)
DO SULFATO DE CÁLCIO IGUAL A 2,4 X 10-5, A CONCENTRAÇÃO DE CA2+ EM UMA SOLUÇÃO SATURADA
COM SULFATO DE CÁLCIO CORRESPONDE A:
A) 4,9 mmol/L.
B) 2,4 mmol/L.
C) 5,8 x 10-10 mmol/L.
D) 1,2 mmol/L.
E) 1,2 x 10-5 mmol/L.
GABARITO
1. A remoção de íons Pb2+ em solução pode ser efetuada pela adição de íons iodato. O precipitado formado corresponde ao iodato
de chumbo – Pb(IO3)2 –, Kps 2,6 . 10-13 a 25 oC. Analise as afirmativas a seguir sobre os fatores que podem influenciar o valor
numérico de Kps.
I. Trabalhando a temperatura diferente de 25 oC.
II. Introduzindo mais Pb(IO3)2 no sistema a 25 oC.
III. Introduzindo mais íons Pb2+ ou IO3
- no sistema a 25 oC.
Assinale a alternativa correta.
A alternativa "A " está correta.
O produto de solubilidade (Kps) apenas pode ser alterado com a mudança de temperatura.
2. (UFES - Técnico de Laboratório - Química – 2016) O gesso é composto principalmente por sulfato de cálcio hidratado
(CaSO4.2H2O). Considerando o produto de solubilidade (Kps) do sulfato de cálcio igual a 2,4 x 10-5, a concentração de Ca2+ em uma
solução saturada com sulfato de cálcio corresponde a:
A alternativa "A " está correta.
Vamos aplicar a relação à expressão do produto de solubilidade.
Kps = Ca 2+ SO2 -
4
2, 4 x 10 - 5 = S S 
2, 4 x 10 - 5 = S2
S = 4, 9 x 10 - 3 mol/L = 4, 9 mmol /L 
MÓDULO 2
 Identificar os fundamentos de análises qualitativas para determinação de cátions
PRECIPITAÇÃO SELETIVA
A precipitação seletiva é uma técnica utilizada quandose deseja separar cátions diferentes em uma solução pela adição de um ânion que
reaja com o cátion e forme um sal pouco solúvel. Diante disso, deseja-se que a solubilidade dos precipitados formados seja bem distinta para
que a separação seja efetiva.
Para proporcionar a separação de compostos em uma amostra, devemos levar em consideração a quantidade de reagente precipitante a ser
adicionado e os valores de Kps dos precipitados formados.
[ ][ ]
( ) ( )
TEORIA NA PRÁTICA
Por exemplo, separação de íons cálcio e íons magnésio de uma amostra de água utilizando o hidróxido como reagente. Sabe quem vai
precipitar primeiro? Lembra como analisamos isso pelo Kps?
RESOLUÇÃO
Os valores de Kps são 5,5 x 10-6 para o hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, e 1,1 x 10-11 para o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2. Os compostos
possuem a mesma razão de íons, ou seja, mesmo tipo de estequiometria, e, nesse caso, podemos analisar os valores de Kps. Quanto maior
o valor de Kps, maior será a solubilidade dos compostos. O hidróxido de cálcio possui Kps maior do que o hidróxido de magnésio. Logo, o
hidróxido de magnésio irá precipitar primeiro.
Se a concentração de cada cátion for conhecida, também é possível calcular, aplicando à expressão matemática do produto de solubilidade
(Kps), a concentração dos íons OH- que será necessária para que ocorra a precipitação de cada composto.
Suponha que na amostra de água haja 0,015 mol/L de íons Ca2+ e 0,075 mol/L de íons Mg2+. Assim:
Para a precipitação de Ca2+ como hidróxido de cálcio:
RESOLUÇÃO
Ca OH)2 ⇋ Ca2 + + 2OH -
Kps = Ca2 + OH - 2
OH - 2
=
Kps
Ca2 +
(
[ ][ ]
[ ] [ ]
OH - =
Kps
Ca2 +
OH - =
5,5x10 - 6
0,015 = 0,019mol /L
Para a precipitação do Mg2+ como hidróxido de magnésio:
Mg OH)2 ⇋ Mg2 + + 2 OH -
Kps = Mg2 + OH - 2
OH - 2 =
Kps
Mg2 +
OH - =
Kps
Mg2 +
OH - =
1,1x10 - 11
0,075 = 1,2 x 10 - 5mol /L
Outra forma de separar cátions em solução é a precipitação controlada, ou seja, adição de ânion que forme um composto pouco solúvel
com apenas um dos cátions.
Por exemplo, na separação de íons Ba2+ e K+, presentes em uma solução, podemos adicionar uma solução contendo íons sulfato que
formará um precipitado com o bário na forma de BaSO4, enquanto os íon K+ permanecerão em solução.
[ ] √( [ ] )
[ ] √( )
(
[ ][ ]
[ ] [ ]
[ ] √ [ ]
[ ] √
O especialista Luiz Américo fará a resolução de exercícios de precipitação seletiva.:
ESQUEMA CLÁSSICO DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS
Podemos aplicar a técnica de precipitação controlada para identificar os constituintes de uma solução contendo íons desconhecidos
(solução-problema). A separação e a identificação de cátions ocorrem pela adição de reagentes específicos que precipitam determinados
grupos de cátions, denominados reagentes de grupo.
Um reagente de grupo deve ter as seguintes características:
precipitar quase que quantitativamente os cátions do grupo e não precipitar os cátions do grupo posterior;
formar precipitados capazes de dissolver-se em ácidos;
seu excesso no meio reacional não deve impedir a identificação dos íons em solução.
 COMENTÁRIO
Dizemos que uma precipitação é quantitativa quando 99,9% do metal foi precipitado. Podemos também considerar que houve precipitação
quantitativa quando a concentração do cátion após a adição do reagente precipitante é 1/1.000 da concentração inicial (Cfinal ≤ 0,001 Cinicial).
Em uma análise qualitativa sistemática (ou marcha analítica), os cátions são classificados em cinco grupos com base na capacidade de
formar precipitados estáveis na presença dos reagentes de grupo.
A classificação dos cátions pode variar segundo autores. Aqui vamos utilizar a classificação adotada no livro Vogel: Química Analítica
Quantitativa.
Tabela 5: Mendham et al. (2002, p. 213-124).
 Classificação dos cátions em grupos analíticos.
A identificação dos cátions presentes em uma amostra pode ser realizada por via seca (teste de chama) ou por via úmida (marcha
analítica de cátions), sendo este último o mais aplicado.
A identificação por via úmida ocorre por meio da digestão da amostra (dissolução em um meio líquido) e posterior tratamento com reagentes
químicos. Vamos verificar a análise sistemática de cada grupo de cátions.
A amostra a ser analisada pode conter cátions de um mesmo grupo ou de grupos distintos. Se na amostra houver a presença de cátions de
diferentes grupos, teremos que separar esses íons inicialmente por grupos (I a V) e em seguida analisar a existência de cátions pertencentes
ao mesmo grupo.
O ESQUEMA A SEGUIR APRESENTA UM ESQUEMA DE SEPARAÇÃO DOS
CÁTIONS EM GRUPOS.
Esquema: Mendham et al. (2002. p. 449).
 Esquema geral de separação de cátions em grupos de I a V.
Para cada grupo obtido, temos uma marcha analítica a ser desempenhada. Vamos verificar como identificamos alguns elementos dentro de
um grupo específico.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO I
Os cátions do grupo I (prata, chumbo e mercúrio I ou mercuroso) formam precipitados na forma de cloreto insolúvel, de cor branca, em
virtude da adição HCl.
Entre os três cátions, o cloreto mercuroso (Hg2Cl2) é o menos solúvel (Kps = 1,43 x 10-18), seguido do cloreto de prata (AgCl ), que tem Kps =
1,77 x 10-10. O cloreto de chumbo (PbCl2) é ligeiramente solúvel (Kps = 1,70 x 10-5) em meio aquoso e por isso não conseguimos realizar a
sua completa precipitação ao adicionar o ácido clorídrico.
Por esse motivo, conseguimos precipitar esse cátion quantitativamente, utilizando o ácido sulfúrico como reagente, junto com os cátions do
grupo II.
As reações de precipitação desse grupo são:
Ag + + Cl - → AgCl ( s )
Pb2 + + 2Cl - → PbCl2 ( s )
Hg2
2 + + 2Cl - → Hg2Cl2 ( s )
A partir desses precipitados se inicia a análise do grupo I.
ÍONS PB2+
O cloreto de chumbo, PbCl2, é solúvel em meio aquoso com temperatura elevada. Por isso, adiciona-se água ao precipitado formado pela
adição de HCl diluído, e essa mistura é aquecida em banho-maria até 100 °C.
O Pb2+ é solubilizado nessas condições e, em seguida, efetuamos a centrifugação para separar o sobrenadante, que conterá o cátion Pb2+,
e o precipitado residual, que conterá os íons prata e mercúrio (I) na forma de cloreto.
A este sobrenadante adicionamos uma solução de iodeto de potássio para precipitar o chumbo na forma de iodeto de chumbo
(PbI2 ; Kps = 4,41 x 10-9).
Pb2 +
( aq ) + 2 I -
( aq ) → PbI2 ( s )
ÍONS HG2
2+
A partir do precipitado, analisaremos a presença de prata e mercúrio (I). Quando adicionada uma solução concentrada de hidróxido de
amônio, NH4OH, a esse sólido, observamos a formação de um precipitado negro, que corresponde a uma mistura de mercúrio metálico,
Hg(s), e amidocloreto de mercúrio, Hg(NH2)Cl(s).
O precipitado referente ao AgCl é dissolvido, pois, como vimos anteriormente, na presença de amônia, os íons Ag+ são recrutados para a
formação do complexo diaminoprata (I), [Ag(NH3)2]+. As reações de formação do precipitado de mercúrio e complexação da prata podem ser
observadas a seguir.
Hg2Cl2 ( s ) + 2NH3 ( aq ) → Hg ( s ) + NH4 ( aq )
+ + Hg NH2 Cl ( s ) + Cl -
( aq )
AgCl ( s ) + 2NH3 ( aq ) → Ag NH3)2] +
( aq ) + Cl -
( aq )
ÍONS AG+
Para a identificação da prata adicionamos ao sobrenadante, contendo o complexo [Ag(NH3)2]+, ácido nítrico, e o precipitado reaparece,
conforme a reação a seguir.
( )
[ (
Ag NH3)2] +
( aq ) + Cl -
( aq ) + 2 H +
( aq ) → AgCl ( s ) + 2 NH4
+
( aq )
VEJA A SEGUIR O ESQUEMA DE SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO GRUPO I.
Esquema: Mendham et al. (2002. p. 457).
 Marcha analítica do grupo I.
[ (
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO II
Imagem: Smokefoot / Wikimedia Commons / Domínio Público
 Estrutura química da tioacetamida. (TAA).
Os cátions do grupo II – chumbo, mercúrio (II) ou mercúrico, cobre e arsênio – são obtidos pela precipitação com tioacetamida (TAA) que
forma os seguintes precipitados:
Pb2 +
( aq ) + S2 -
( aq ) → PbS ( s ) Kps = 2, 5 x 10 - 27
Hg2 +
( aq ) + S2 -
( aq ) → HgS ( s ) Kps = 1, 6 x 10 - 52
Cu2 +
( aq )+ S2 -
( aq ) → CuS ( s ) Kps = 6, 3 x 10 - 36
2As3 +
( aq ) + 3S2 -
( aq ) → As2S3 ( s ) Kps = 2, 1 x 10 - 22
Após a precipitação na forma de sais de sulfeto, podemos proceder com a marcha analítica do grupo II.
ÍONS AS3+
A separação do arsênio é dada pela adição de hidróxido de sódio, NaOH, responsável por solubilizar e separar esse íon dos outros
elementos. A acidificação do meio faz com que haja novamente a precipitação do As3+ na forma de As2S3.
A identificação do arsênio é feita por meio da reação de dissolução do precipitado com ácido nítrico para formar o arsenato e posterior adição
de nitrato de prata para a formação de um precipitado castanho avermelhado de arsenato de prata.
3As3 +
( aq ) + 5HNO3 ( conc . ) + 2 H2O ( l ) → 3AsO4
3 -
( aq )
+ 5NO ( s ) + 9H +
( aq )
AsO4
3 -
( aq )
+ 3Ag +
( aq ) → 3Ag3AsO4 ( s )
ÍONS HG2+
O íon mércurio (II) será identificado pela permanência de um precipitado preto na presença de ácido clorídrico, pois os cátions Cu2+ e Pb2+
são solúveis.
ÍON PB2+
Ao sobrenadante, adicionamos ácido sulfúrico para separar e identificar a presença de chumbo, formando um precipitado branco, conforme
reação a seguir.
Pb2 +
( aq ) + SO4
2 -
( aq )
⇌ PbSO4 ( s )
ÍON CU2+
O cobre (II), presente no sobrenadante, é identificado pela reação com o complexo hexacianoferrato (II) de potássio, formando um precipitado
marrom avermelhado de hexacianoferrato (II) de cobre em meio ácido, conforme reação a seguir.
2Cu2 +
( aq ) + Fe CN)6]4 -
( aq ) → Cu2 Fe CN)6] ( s )
A MARCHA ANALÍTICA DO GRUPO II PODE SER OBSERVADA NO ESQUEMA A
SEGUIR.
[ ( [ (
Esquema: Mendham et al. (2002. p. 458-469).
 Marcha analítica do grupo II.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO III
Os elementos do grupo III são subdivididos em IIIA – ferro (III), cromo (III), alumínio – e IIIB – manganês (II) e zinco.
Na análise sistemática dos cátions do grupo III, os cátions do grupo IIIA são precipitados na forma de hidróxidos, conforme as reações a
seguir, enquanto os cátions do grupo IIIB permanecem solúveis no sobrenadante. Sobre a análise destes últimos, falaremos adiante.
Fe3 +
( aq ) + 3OH -
( aq ) → Fe OH)3 ( s ) Kps = 3, 2 x 10 - 38
Cr3 +
( aq ) + 3OH -
( aq ) → Cr OH)3 ( s ) Kps = 6, 3 x 10 - 31
Al3 +
( aq ) + 3OH -
( aq ) → Al OH)3 ( s ) Kps = 1, 0 x 10 - 32
O precipitado obtido na separação dos grupos é lavado com uma mistura de NH4Cl e água destilada. Após a lavagem, o precipitado é
dissolvido pela adição de HCl diluído.
ÍON FERRO (III)
A precipitação do ferro é realizada pela adição de NaOH até pH alcalino e adição de H2O2 em aquecimento em banho-maria. A confirmação
da presença de ferro é feita pela adição de hexacianoferrato (III) de potássio que forma um precipitado azul-escuro de Fe4[Fe(CN)6]3.
Fe2 + + Fe CN)6]3 - → Fe3 + + Fe CN)6]4 -
4 Fe3 + + 3 Fe CN)6]4 - → Fe4 Fe CN)6]3
ÍON ALUMÍNIO
O alumínio é precipitado pela adição solução de hidróxido de amônio à solução que contém o Al3+. Na análise sistemática do grupo IIIA, ao
sobrenadante contendo Al3+ e Cr3+ é adicionada solução de amônio e se observa a formação de um precipitado branco gelatinoso de
(
(
(
[ ( [ (
[ ( [ (
hidróxido de alumínio conforme reação a seguir.
Al3 +
( aq ) + 3NH3 ( aq ) + 3H2O → Al OH)3 ( s ) + 3NH4
+
( aq )
ÍON CROMO (III)
O cromo III que é oxidado a cromato pela adição de hidróxido é identificado pela adição de ácido acético diluído e de acetato de chumbo.
Observa-se, então, a formação de um precipitado amarelo que indica a presença de cromo III na forma de cromato de chumbo, PbCrO4.
CrO4
2 -
( aq )
+ Pb CH3COO)2 ( aq ) → PbCrO4 ( aq ) + 2CH3COO - ( aq )
Os cátions do grupo IIIB, que permanecem solúveis no sobrenadante após a adição do hidróxido, são precipitados na forma de sulfetos
mediante a adição de solução de tioacetamida, conforme as reações a seguir.
Zn2 +
( aq ) + S2 -
( aq ) → ZnS ( s ) Kps = 1, 0 x 10 - 23
Mn2 +
( aq ) + S2 -
( aq ) → MnS ( s ) Kps = 1, 4 x 10 - 15
Os precipitados são dissolvidos na presença de ácido clorídrico. O ácido sulfídrico é eliminado por aquecimento.
ÍON MANGANÊS (II)
A adição de NaOH diluído promove a formação de um precipitado de hidróxido de manganês. A presença do manganês é confirmada pela
adição de peróxido de hidrogênio, que promove a formação de um precipitado marrom, característico do MnO(OH)2. A reação de precipitação
(
(
do manganês pode ser observada a seguir.
Mn2 +
( aq ) + 2OH -
( aq ) → Mn OH)2 ( s )
Mn OH)2 ( s ) + H2O2 ( aq ) → MnO OH)2 ( s )
ÍON ZINCO
Na presença de hidróxido, o zinco permanece em solução por formação de um complexo solúvel, [Zn(OH)4]2-. O sobrenadante então é
tratado com ácido acético e tioacetamida. A presença de zinco é identificada pela formação de um precipitado branco de sulfeto de zinco.
Zn2 +
( aq ) + S2 -
( aq ) → ZnS ( s )
A IMAGEM A SEGUIR APRESENTA A MARCHA ANALÍTICA DE ALGUNS
ELEMENTOS DOS SUBGRUPOS IIIA E IIIB.
(
( (
Esquema: Mendham et al. (2002, p. 469-480).
 Marcha analítica do grupo III.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO IV
O quarto grupo (bário, cálcio e estrôncio) é obtido pela precipitação de carbonato de bário, carbonato de estrôncio e carbonato de cálcio por
adição de carbonato de amônio, (NH4)2CO3, conforme reações a seguir.
Ba2 +
( aq ) + CO3
2 -
( aq )
→ BaCO3 ( s ) Kps = 8, 1 x 10 - 9
Ca2 +
( aq ) + CO3
2 -
( aq )
→ CaCO3 ( s ) Kps = 4, 9 x 10 - 9
Sr2 +
( aq ) + CO3
2 -
( aq )
→ SrCO3 ( s ) Kps = 1, 6 x 10 - 9
A mistura de precipitados é tratada com ácido acético até total dissolução. Posteriormente, adiciona-se acetato de amônio e dicromato de
potássio.
ÍON BÁRIO
O precipitado amarelo formado pela adição do dicromato de potássio corresponde ao BaCrO4 e identifica a presença de bário.
Ba2 +
( aq ) + CrO4
2 -
( aq )
→ BaCrO4 ( s )
Os íons Ca2+ e Sr2+ presentes no sobrenadante são novamente precipitados, com a adição de NH4OH e (NH4)2CO3 na forma de carbonato
para eliminação dos íons cromato presentes em solução.
O precipitado é novamente dissolvido com ácido acético e tratado com sulfato de amônio em aquecimento e posterior repouso da solução.
ÍON ESTRÔNCIO
A formação de um precipitado branco, SrSO4, com a adição de sulfato de amônio indica a presença de Sr2+, conforme a reação a seguir.
Sr2 +
( aq ) + SO4
2 -
( aq )
→ SrSO4 ( s )
ÍON CÁLCIO
O cálcio é identificado pela adição de hidróxido de amônio em pH alcalino e (NH4)2C2O4. A formação de um precipitado branco referente ao
Ca(C2O4) indica a presença dos íons cálcio na solução.
Ca2 +
( aq ) + C2O4
2 -
( aq )
→ Ca C2O4) ( s )
O ESQUEMA A SEGUIR APRESENTA A MARCHA ANALÍTICA DE ALGUNS
ELEMENTOS DO GRUPO IV.
(
Esquema: Mendham et al. (2002, p. 480-485).
 Marcha analítica do grupo IV.
ANÁLISE SISTEMÁTICA DO GRUPO V
O grupo V é composto pelos cátions de sódio, magnésio e potássio e não apresenta reagente específico para a precipitação dos cátions.
Outro fator importante é que os íons que compõem esse grupo quase não formam substâncias insolúveis.
Para a investigação da presença dos cátions desse grupo, a solução-problema é dividida em três partes iguais para a realização de testes
específicos para cada cátion.
ÍON MAGNÉSIO
O íon magnésio é identificado pela reação com o reagente p-nitrobenzeno-azo-resorcinol (magneson) na presença de hidróxido de sódio. A
formação de uma laca azul indica a presença de Mg2+. Essa reação depende da adsorção do corante magneson sobre o Mg(OH)2.
ÍON POTÁSSIO
O íon potássio é identificado pela adição de uma solução de hexanitrocobaltato (III) de sódio, Na3[Co(NO2)6]. A reação forma um precipitado
amarelo de hexanitrocobaltato (III) de potássio.
A reação pode ser observada a seguir.
3 K +
( aq ) + Co NO2)6]3 -
( aq ) → K3 Co NO2)6] ( s )
ÍON SÓDIO
Os íons sódio são identificados pela reação com acetato de uranilo e magnésio. A reação promove a formação de um precipitado amarelo,
cristalino de acetatode uranilo, magnésio e sódio.
Na +
( aq ) + Mg2 +
( aq ) + 3 UO2
2 +
( aq )
+ 9CH3COO -
( aq ) → NaMg UO2)3 CH3COO)9 ( s )
[ ( [ (
( (
O ESQUEMA A SEGUIR APRESENTA A MARCHA ANALÍTICA DE ALGUNS
ELEMENTOS DO GRUPO V.
Esquema: Mendham et al. (2002, p. 485).
 Marcha analítica do grupo V.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. A PARTIR DOS CONHECIMENTOS SOBRE ANÁLISE SISTEMÁTICA DE CÁTIONS, AVALIE AS AFIRMATIVAS
A SEGUIR.
I– A ANÁLISE QUÍMICA QUALITATIVA BUSCA CONHECER SOMENTE A PRESENÇA OU AUSÊNCIA DE
DETERMINADO ANALITO.
II– A ANÁLISE DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS REQUER INSTRUMENTOS E EQUIPAMENTOS
SOFISTICADOS.
III– OS CÁTIONS SÃO AGRUPADOS EM TRÊS GRUPOS, SENDO O GRUPO III SUBDIVIDIDO EM IIIA E IIIB.
IV– A ANÁLISE DE CÁTIONS ENVOLVE A SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO ATRAVÉS DO USO DE REAÇÕES
DE PRECIPITAÇÃO.
ASSINALE A ALTERNATIVA CORRETA.
A) I e II.
B) I e III.
C) II e IV.
D) II e III.
E) I e IV.
2. (FUNCAB - SEDAM - RO – 2014) UMA SOLUÇÃO CONTÉM ÍONS AQUI DESIGNADOS POR: X2+, Y3+ E Z2+ EM
IGUAL CONCENTRAÇÃO 0,01 MOL.L-1. QUANDO ÍONS HIDROXILA SÃO ADICIONADOS LENTAMENTE À
SOLUÇÃO, FORMAM-SE HIDRÓXIDOS INSOLÚVEIS DESSES CÁTIONS QUE PRECIPITAM SELETIVAMENTE. À
ORDEM DE PRECIPITAÇÃO DOS HIDRÓXIDOS ESTÁ INDICADA NA ALTERNATIVA: DADO KPS: X(OH)2 = 4,0 X
10-20; Y(OH)3= 2,7 X 10-34 E Z(OH)2 = 1,6 X 10-11:
A) X(OH)2, Z(OH)2 e Y(OH)3.
B) Z(OH)2, Y(OH)3 e X(OH)2.
C) X(OH)2, Y(OH)3 e Z(OH)2.
D) Z(OH)2, X(OH)2 e Y(OH)3.
E) Y(OH)3, X(OH)2 e Z(OH)2.
GABARITO
1. A partir dos conhecimentos sobre análise sistemática de cátions, avalie as afirmativas a seguir.
I– A análise química qualitativa busca conhecer somente a presença ou ausência de determinado analito.
II– A análise de identificação de cátions requer instrumentos e equipamentos sofisticados.
III– Os cátions são agrupados em três grupos, sendo o grupo III subdividido em IIIA e IIIB.
IV– A análise de cátions envolve a separação e identificação através do uso de reações de precipitação.
Assinale a alternativa correta.
A alternativa "E " está correta.
A identificação de cátions requer o uso de vidrarias e equipamentos simples. Por exemplo, tudo de ensaio, pipetas, bastão de vidro, placa de
aquecimento para banho-maria. Os cátions são divididos em cinco grupos.
2. (FUNCAB - SEDAM - RO – 2014) Uma solução contém íons aqui designados por: X2+, Y3+ e Z2+ em igual concentração 0,01 mol.L-
1. Quando íons hidroxila são adicionados lentamente à solução, formam-se hidróxidos insolúveis desses cátions que precipitam
seletivamente. À ordem de precipitação dos hidróxidos está indicada na alternativa: Dado Kps: X(OH)2 = 4,0 x 10-20; Y(OH)3= 2,7 x
10-34 e Z(OH)2 = 1,6 x 10-11:
A alternativa "E " está correta.
Vamos calcular a concentração de hidróxidos para cada composto precipitado.
Kps = X2 + OH - 2 ⟹ OH - =
4,0 x 10 - 20
0,01 = 2,0 x 10 - 9 mol /L
Kps = Y3 + OH - 3 ⟹ OH - =
3 2,7 x 10 - 34
0,01 = 6,5 x 10 - 10 mol /L
[ ][ ] [ ] √
[ ][ ] [ ] √
Kps = Z2 + OH - 2
⟹ OH - =
1,6 x 10 - 11
0,01 = 4,0 x 10 - 5 mol /L
MÓDULO 3
 Reconhecer os ânions mais comuns em laboratório e os conceitos de métodos instrumentais para identificação de íons
ANÁLISE QUALITATIVA DE ÂNIONS
Vamos estudar, neste módulo, a identificação dos principais ânions utilizados em laboratório. Para a segregação e identificação de ânions
presentes em uma amostra não existe uma sistemática, ou seja, não existe uma marcha analítica. Então como iremos analisar os ânions?
A identificação dos ânions é feita por meio do tratamento da amostra com reagentes que irão promover a precipitação deles.
[ ][ ] [ ] √
Foto: Shutterstock.com
 Imagem Ilustrativa.
SÃO DOZE OS ÂNIONS MAIS INVESTIGADOS NO LABORATÓRIO:
cloreto (Cl-) brometo (Br-) iodeto (l-)
fluoreto (F-) sulfato (SO4
2-) nitrato (NO3
-)
nitrito (NO2
-) carbonato (CO3
2-) fosfato (PO4
3-)
sulfito (SO3
2-) cromato (CrO4
2-) sulfeto (S2-)
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
A amostra contendo um ou mais analitos para investigação, em geral, passa por uma série de testes preliminares. Os testes preliminares
apenas indicam a presença ou ausência de alguns íons por meio da cor da amostra, sua solubilidade em água e valor de pH. As
informações que esses testes fornecem muitas vezes são suficientes para indicar ou eliminar a presença de alguns ânions que deverão
passar por testes específicos. O quadro a seguir apresenta alguns testes preliminares.
Teste preliminar Método Resultado
Solubilidade da
amostra
Adicionar uma pequena quantidade de amostra
sólida em um tubo de ensaio e adicionar água.
Agitar e aquecer.
Se alguma substância não se dissolver, isso indica a
presença de SrSO4, PbSO4, BaSO4, AgCl, BaCO3,
entre outras
pH da amostra Determinar o pH utilizando uma fita de pH
universal.
pH 2,0 indica a presença de íons CO3
2-, S2-
ou PO4
3-
Tratamento com
H2SO4 concentrado
Adicionar, com muito cuidado, H2SO4
concentrado na amostra.
CO3
2- → CO2(g): incolor e inodoro
NO2
- → NO(g): incolor – torna-se marrom em
contato com o ar
NO2
- → NO2(g): marrom, odor picante
F- → H2F2: incolor, corrói o vidro
I- → I2(g): violeta
Br- → Br2(g): marrom
CI- → CI2(g): incolor, odor picante
CH3COO- → CH3COOH: incolor, odor de
vinagre
* Os sulfatos, boratos e fosfatos não apresentam
evidências de reação.
Quadro: Testes preliminares para identificação de ânions. Extraída de Baccan et al. (1988, p. 236-238).
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Após a realização dos testes preliminares podemos realizar os testes específicos para confirmar a ausência ou presença do analito.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON CLORETO
A identificação pode ser feita a partir da precipitação de cloreto de prata utilizando o reagente nitrato de prata como agente precipitante, em
meio ácido.
A amostra deve ser acidificada com uma solução de HNO3 6,0 M e em seguida o reagente precipitante AgNO3 0,2 M é adicionado.
O aparecimento de um precipitado na cor branca e floculento pode indicar a presença de íons cloreto.
Para confirmar a sua presença, devemos centrifugar e adicionar ao precipitado uma solução de NH3 6,0 M até total dissolução.
Voltamos a adicionar uma solução de HNO3 6,0 M e, se observarmos novamente o precipitado branco, confirmamos a presença de íon Cl- na
amostra.
Devemos lembrar que os íons brometo e iodeto são interferentes dessa análise. As reações para a análise de cloreto são apresentadas a
seguir.
Cl -
( aq ) + Ag +
( aq ) → AgCl ( s )
AgCl ( s ) + 2NH3 ( aq ) → Ag NH3)2] +
( aq ) + Cl -
( aq )
Ag NH3)2] +
( aq ) + 2Cl -
( aq ) + 2H +
( aq ) → AgCl ( s ) + 4NH4
+
( aq )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON CARBONATO
O íon carbonato é identificado pela adição de uma solução de cloreto de bário que promoverá a precipitação de um sólido branco de
carbonato de bário.
Nesse teste somente os carbonatos reagem – os bicarbonatos não.
A reação pode ser confirmada pela dissolução do precipitado em um ácido mineral. As reações para a análise de carbonato são
apresentadas a seguir.
Ba2 +
( aq ) + CO3
2 -
( aq )
→ BaCO3 ( s )
BaCO3 ( s ) + 2H +
( aq ) → Ba2 +
( aq ) + CO2 ( g ) + H2O ( l )
[ (
[ (
javascript:void(0)
ÁCIDO MINERAL
O ácido mineral ou inorgânico é um derivado de um composto inorgânico, ou seja, não possui átomos de carbono. Por exemplo: HCl,
HNO3 e H2SO4.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON SULFITO
O íon sulfito pode ser identificado pela adição de uma solução de cloreto de bário que forma um precipitado branco de sulfito de bário.
Esse precipitado se dissolve na presença de HCl diluído, liberando dióxido de enxofre. As reações para a análise de sulfito são apresentadas
a seguir.
Ba2 +
( aq ) + SO3
2 -
( aq )
→ BaSO3 ( s )
BaSO3 ( s ) + 2H +
( aq ) → Ba2 +
( aq ) + SO2 ( g ) + H2O ( l )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FLUORETO
Para a identificação do íon fluoreto podemos utilizar o cloreto de cálcio como agente precipitante.
A reação promoverá o surgimento deum precipitado branco e viscoso de fluoreto de cálcio. Este é insolúvel em ácido acético e ligeiramente
solúvel em ácido clorídrico diluído.
A formação do fluoreto de cálcio pode ser observada na reação a seguir.
2 F -
( aq ) + Ca2 +
( aq ) → CaF2 ( s )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON NITRITO
O nitrito pode ser analisado pela adição de uma solução de iodeto de potássio, seguida de acidificação com ácido acético que resulta na
liberação de iodo, o qual pode ser identificado pela cor azul, produzida com pasta de amido.
2 NO2
-
( aq )
+ 2 I -
( aq ) + 2CH3COOH ( aq ) → I2 + 2NO ( g ) + 2CH3COO -
( aq ) + 2H2O ( l )
Foto: Shutterstock.com
 Foto ilustrativa de solução aquosa de bromo pouco
concentrada em tubo de ensaio.
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON BROMETO
O íon brometo deverá ser identificado pela reação de oxidação utilizando o dióxido de manganês em ácido sulfúrico concentrado.
A reação promove o desprendimento de vapores de bromo de cor marrom avermelhada. O bromo pode ser reconhecido pelo forte e irritante
cheiro e branqueamento do papel de tornassol.
A reação de identificação dos íons brometo pode ser observada a seguir.
2 Br -
( aq ) + MnO2 ( s ) + 2 H2SO4 ( aq ) → Br2 ( g ) + Mn2 +
( aq ) + 2 SO4
2 -
( aq )
+ 2 H2O ( l )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON IODETO
O ânion iodeto é identificado pelo aparecimento do iodeto molecular formado na fase orgânica da reação. A amostra deverá ser acidificada
com ácido sulfúrico. Em seguida, são adicionados cristais de NaNO3 e CCl4.
A presença do iodo se dá pela formação da cor violeta na fase orgânica.
São íons interferentes nessa análise o cromato e o sulfeto.
Foto: Shutterstock.com
 Foto ilustrativa do iodo evaporando, fazendo com que
vapores violetas subam da fusão.
A reação de identificação é mostrada a seguir.
2 HNO2 ( aq ) + 2 I -
( aq ) + 2 H +
( aq ) → 2 NO ( g ) + I2 ( CCl4 ) + 2 H2O ( l )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON NITRATO
Para a identificação dos íons nitrato vamos acidificar a amostra com ácido sulfúrico concentrado e fio de cobre.
Após o aquecimento, ocorrerá a liberação de vapores de NO2 de cor marrom avermelhada, e a solução adquire uma cor azul devido à
formação de íons Cu2+.
A reação a seguir corresponde à análise de nitrato.
2 NO3 - aq + 4 H2SO4 ( aq ) + 3 Cu ( s ) → 3 Cu2 +
( aq ) + 2 NO ( g ) + 4 SO4
2 -
( aq )
+ 4 H2O ( l )
2 NO ( g ) + 2O2 ( g ) → 2NO2 ( g ) 
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON SULFATO
Os íons sulfato podem ser identificados pelo ensaio de precipitação do sal sulfato de bário de cor branca.
Para esse ensaio acidificaremos a amostra com solução de HCl diluído e adicionaremos solução de BaCl2.
A seguir a reação de identificação de sulfatos.
Ba2 +
( aq ) + SO4
2 -
( aq )
→ BaSO4 ( s )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON FOSFATO
Para a identificação dos íons fosfato realizaremos a reação de precipitação de um sólido amarelo brilhante referente ao (NH4)3[P(Mo3O10)4]
(s).
A amostra deverá ser acidificada com uma solução concentrada de ácido nítrico e levada ao aquecimento.
( )
Em seguida adicionaremos solução de molibdato de amônia.
A reação pode ser observada a seguir.
HPO4
2 -
( aq )
+ 3NH4
+
( aq )
+ 12 MoO4
2 -
( aq )
+ 23H +
( aq ) → NH4)3 P Mo3O10)4] ( s ) + 12 H2O ( l )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON CROMATO
Identificam-se os íons cromato pela precipitação de um sólido amarelo-pálido de cromato de bário que é insolúvel em água e em ácido
acético, mas que é solúvel em ácidos minerais diluídos. A reação de precipitação se dá pela adição de cloreto de bário.
Tal reação pode ser observada a seguir.
Ba2 +
( aq ) + CrO4
2 -
( aq )
→ BaCrO4 ( s )
IDENTIFICAÇÃO DO ÍON SULFETO
O íon sulfeto deverá ser identificado por meio da reação de formação de um precipitado negro no papel de filtro.
A amostra deverá ser acidificada com ácido sulfúrico e em seguida homogeneizada.
Um pedaço de papel de filtro umedecido com uma solução de acetato de chumbo deverá ser posicionado na boca do tubo de ensaio.
A reação pode ser observada a seguir.
S2 -
( aq ) + 2 H +
( aq ) → H2S ( g )
( [ (
H2S ( g ) + Pb2 +
( aq ) ⇌ PbS ( s )
 ATENÇÃO
Para cada ânion podemos encontrar mais de um teste específico na literatura. Devemos sempre estar atentos aos íons que são interferentes
em outras análises. Um exemplo é a identificação dos íons cloretos que podem ter como interferentes os íons brometo e iodeto.
MÉTODOS INSTRUMENTAIS DE ANÁLISE DE ÍONS
Existem muitas técnicas que podem ser aplicadas na determinação de cátions e ânions. A escolha do método dependerá das características
da amostra e dos recursos disponíveis.
Vamos focar no estudo de métodos espectroscópicos baseados na medida da quantidade de radiação produzida ou absorvida pelas
moléculas ou por espécies atômicas de interesse.
ESPECTROSCOPIA UV-VISÍVEL
A técnica analítica é baseada na medida da intensidade de radiação absorvida pelo analito, quando um feixe de luz atravessa a amostra. A
interação da luz oferece muitas possibilidades para a execução de medidas tanto qualitativas como quantitativas.
 ATENÇÃO
Quando utilizamos a técnica para identificar uma amostra ou quantificar os analitos nela presente, chamamos de análise espectroquímica.
Quando aplicamos na obtenção de um espectro denominamos de espectrometria.
A luz visível faz parte do espectro eletromagnético. Em uma extremidade do espectro encontram-se os raios gama e na outra, as ondas de
rádio. A parte que nossos olhos veem é muito pequena e vai de 400 nm a 750 nm. Os instrumentos de análise normalmente abrangem
medidas contidas no ultravioleta (400 nm a 180 nm).
A FIGURA A SEGUIR APRESENTA O ESPECTRO ELETROMAGNÉTICO.
Foto: Shutterstock.com
 Espectro eletromagnético.
A quantização da luz se dá a partir da movimentação dos elétrons pelos níveis de energia. Ao absorver luz, o elétron de um átomo que se
encontra no estado fundamental passa de um nível fundamental de energia para um nível superior de energia ((estado excitado)) .
Um feixe de luz de intensidade I0 passa pela amostra que se encontra dentro de uma cubeta. Uma parte da luz é absorvida e, portanto, um
feixe de luz de intensidade menor I ultrapassa a cubeta e chega ao detector do instrumento. A intensidade de radiação que é absorvida é
proporcional à concentração da espécie em solução, fato que matematicamente é evidenciado pela lei de Lambert-Beer.
A = log
I0
I = ℇbc
Onde:
A= absorbância
I0= intensidade que incide na amostra
I= intensidade que ultrapassa a amostra
ɛ= absortividade molar
b= distância percorrida pela radiação, caminho óptico
c= concentração do analito na amostra
As técnicas instrumentais são normalmente aplicadas quando desejamos determinar a concentração de um analito presente na amostra.
Entretanto, podemos aplicar em determinações qualitativas.
Na espectrofotometria UV-visível ((UV-vis)) podemos reconhecer a presença de uma espécie química pela presença de absorção em
determinado comprimento de onda ou pela comparação de espectros UV-vis.
Muitos compostos inorgânicos absorvem radiação ultravioleta e/ou visível. Os espectros desses compostos apresentam bandas de absorção
largas que normalmente se sobrepõem.
Os elementos da primeira série de transição são os mais coloridos.
A absorção desses compostos envolve a transição de elétrons dos orbitais d preenchidos e não preenchidos.
O comprimento de onda no qual ocorre a absorção irá depender do número atômico, do estado de oxidação do metal e do ligante ao qual ele
está ligado.
 EXEMPLO
Podemos analisar o espectro UV-vis de amostras que contêm cromo e determinar se o cromo presente está na forma oxidada Cr6+ ou Cr3+.
O espectro do Cr6+ apresenta duas bandas largas e de elevada intensidade. A primeira banda aparece em aproximadamente 380 nm e a
segunda, em aproximadamente 570 nm.
Já o espectro obtido para o Cr3+ apresenta uma banda de baixa intensidade em aproximadamente 570 nm.
Importante ressaltar que esses comprimentos de onda podem ser deslocados de acordo com o ligante ao qual o metal está ligado.
Tanto cátions como ânions podem ser determinadospor métodos colorimétricos. A escolha do procedimento colorimétrico para a
determinação de uma substância dependerá da concentração do analito. E, nesse caso, o método colorimétrico é acurado a baixas
concentrações. Porém, em concentrações elevadas, necessita-se de diluição.
Uma análise colorimétrica deve ter reações específicas para determinada substância. Devemos utilizar compostos formadores de complexos.
No método descrito, devemos ter uma proporcionalidade entre a cor e a concentração. É importante que a intensidade da cor aumente
linearmente com a concentração da substância que está sendo analisada. A estabilidade da cor produzida deve ser suficiente a ponto de
permitir a leitura da absorbância. A reação colorida deve ser muito sensível, principalmente quando a quantidade do analito for muito
pequena.
Íons Reagente Comprimento de Onda
NH4
+ Reagente de Nessler 400 – 425 nm
As3+ Molibdato de amônio 840 nm
Cr3+ 1,5-difenilcarbazida 365 – 370 nm
Ti4+ Peróxido de hidrogênio 3% 410 nm
Cl- Cloranilato de mercúrio II 530 nm
PO4
3- Azul de molibdênio 820-830 nm
SO4
2- 2,5-dicloro-3,6-p-benzoquinona 530 nm
Quadro: Análise colorimétrica de cátions e ânions. Extraída de Vogel et al. (2002, p. 369).
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Métodos colorimétrico são passíveis de interferentes e caso a amostra apresente um interferente o mesmo deverá ser removido ou
complexado antes da adição do reagente que promoverá a coloração da reação.
O especialista Luiz Américo faz a resolução de exercícios sobre quantificação de cátions por espectrofotometria UV-vis.
ESPECTROSCOPIA ATÔMICA
Também pode ser empregada na determinação qualitativa ou quantitativa de elementos químicos. As espécies atômicas ou íons elementares
(por exemplo, Fe+ e Al+) são determinadas em meio gasoso por meio do processo de atomização. A eficiência dessa etapa define a precisão
e exatidão do método.
ATOMIZAÇÃO
Processo no qual o analito é convertido em átomos ou íons elementares em fase gasosa.
Alguns métodos podem ser aplicados na atomização da amostra. São eles:
plasmas acoplados individualmente;
chama;
eletrotérmica;
plasma de corrente contínua;
arco elétrico;
javascript:void(0)
centelha elétrica.
Nos átomos ou íons em fase gasosa existem apenas transições eletrônicas. Logo, os espectros não são definidos com bandas e sim por um
número limitado de linhas espectrais estreitas, que podem ser de absorção ou emissão.
A figura a seguir apresenta o espectro de absorção do átomo de hidrogênio.
Foto: Shutterstock.com
 Espectro de absorção do átomo de hidrogênio.
Quando os átomos do analito são excitados por uma energia externa na forma de calor ou energia elétrica o espectro obtido será de emissão.
Essa energia pode ser proveniente de um plasma, uma chama ou um laser de potência que leva os átomos de um estado fundamental
(baixa energia) para um estado excitado (elevada energia) momentaneamente.
No espectro de absorção atômica, a energia é incidida sobre o vapor do analito. Quando essa energia possuir comprimento de onda
específico para o analito, ela será absorvida pelos átomos e promoverá a excitação. Quanto mais elétrons externos, mais linhas espectrais
aparecerão no espectro de emissão e absorção. Cada elemento químico possuirá uma linha espectral em comprimento de onda específico.
 EXEMPLO
O sódio apresentará linhas estreitas em aproximadamente 330 nm, o potássio em 404 nm e o cálcio em 423 nm.
A ionização em chamas leva à produção de uma mistura de átomos, íons e elétrons no meio que é altamente aquecido (> 3.000 K). O
equilíbrio entre essas espécies depende:
da temperatura da chama;
da concentração do analito; e
da concentração dos elétrons produzidos na ionização.
 EXEMPLO
Na atomização do bário teremos o seguinte equilíbrio:
Ba ⇌ Ba + + e -
Nesse caso, dois espectros de emissão ou absorção aparecem. Um espectro correspondente ao átomo e outro ao íon.
A técnica mais empregada na espectrometria atômica é a espectrometria de absorção atômica (EAA) devido a sua efetividade,
simplicidade e baixo custo. Essa técnica apresenta um desvio instrumental da lei de Beer, ou seja, desvio resultante do método empregado
para efetuar as medidas de absorbância.
Esse desvio ocorre com frequência quando a radiação policromática é empregada na medida da absorbância. A lei de Beer se aplica
estritamente quando as medidas são efetuadas com a radiação monocromática.
Vamos supor que um feixe de radiação seja constituído de dois comprimentos de onda, λ’ e λ”, e que a lei se aplique a cada comprimento de
onda. O efeito da radiação monocromática na lei de Beer pode ser observado nas equações a seguir.
A ' = log
I '
0
I ' = ℇ'bc
e
A '' = log
I ''
0
I '' = ℇ ''bc
A medida de absorbância feita com a radiação composta pelos dois comprimentos de onda será:
Am = log
I '
0 + I "
0
I ' + I "
Caso as absortividades molares sejam iguais, a lei de Beer é obedecida. Se for diferente a relação entre a Am e a concentração, não será
linear.
Devemos escolher o comprimento de onda para a medida espectrofotométrica em uma região onde a absortividade do analito seja
essencialmente constante. Geralmente, quanto melhor o instrumento for, menos provável a ocorrência de desvios da lei de Beer devido à
radiação policromática.
Os instrumentos de EAA são normalmente equipados por:
( )
um monocromador ultravioleta/visível de grade;
uma lâmpada de cátodo oco;
chama;
um espelho;
um detector; e
um processador.
A resposta, sob a forma de absorbância, é calculada a partir do logaritmo da razão entre os componentes de referência e da amostra.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (FAUEL – 2016) O CONHECIMENTO DA ABSORÇÃO DE LUZ PELA MATÉRIA É A FORMA MAIS USUAL DE
DETERMINAR A CONCENTRAÇÃO DE COMPOSTOS PRESENTES EM SOLUÇÃO. A MAIORIA DOS MÉTODOS
UTILIZADOS EM BIOQUÍMICA CLÍNICA ENVOLVE A DETERMINAÇÃO ESPECTROFOTOMÉTRICA DE
COMPOSTOS CORADOS. A ESPECTROFOTOMETRIA É UMA DAS TÉCNICAS ANALÍTICAS VASTAMENTE
UTILIZADAS EM LABORATÓRIOS DE ANÁLISES CLÍNICAS. EM RELAÇÃO À LEI DE LAMBERT BEER,
ASSINALE A ALTERNATIVA INCORRETA.
A) A fração da luz incidente absorvida por uma solução em dado comprimento de onda está relacionada com a espessura da camada
absorvente e a concentração das espécies que absorvem a luz.
B) A lei de Lambert-Beer assume que a luz incidente é um feixe paralelo e monocromático e que as moléculas do solvente e do soluto estão
orientadas ao acaso, onde I é a intensidade da luz transmitida e I0 é a intensidade da luz incidente.
C) O coeficiente de absorção molar varia com a natureza do composto absorvente, com o solvente e com o comprimento de onda e também
com o pH da solução.
D) A concentração da solução é obtida por cálculos que relacionam a absorbância com a concentração de um analito padrão.
E) e) O feixe de luz cromático atravessa um meio opaco e heterogêneo, e a camada desse meio absorve igual à fração de luz que atravessa,
independentemente, da intensidade da luz que incidia. Onde I é a intensidade da luz incidente e I0 é a intensidade da luz transmitida.
2. (CCC IFCE - IF-CE - 2011) A LUZ MONOCROMÁTICA OU POLICROMÁTICA, AO ATINGIR UM MEIO
HOMOGÊNEO, REFLETE-SE EM DUAS PARTES. UMA É ABSORVIDA E A OUTRA É TRANSMITIDA. DOIS
CIENTISTAS, DE FORMA DISTINTA, ESTUDARAM ESSES EFEITOS, SENDO QUE BEER ESTUDOU O EFEITO
DA CONCENTRAÇÃO DO CONSTITUINTE COLORIDO DA SOLUÇÃO SOBRE A TRANSMISSÃO E A
ABSORÇÃO, ENQUANTO LAMBERT DESENVOLVEU A RELAÇÃO ENTRE ESPESSURA DA CAMADA E A
TRANSMISSÃO. A LEI FUNDAMENTAL PARA A ESPECTROFOTOMETRIA É CONHECIDA COMO LEI DE
LAMBERT-BEER, UTILIZADA PARA O CÁLCULO DA ABSORBÂNCIA. A ABSORBÂNCIA, EXPRESSA EM
TERMOS DE TRANSMITÂNCIA, É CALCULADA PELA FÓRMULA:
A) A = -ln T
B) A = ln T
C) A = -log T
D) A = -10T
E) A = 10T
GABARITO
1. (FAUEL – 2016) O conhecimento da absorção de luz pela matéria é a forma mais usual de determinar a concentração de
compostos presentes em solução. A maioria dos métodos utilizados em bioquímica