Apostila Química Analítica Teórica UERJ - Jéssica Pinho

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO 
 INSTITUTO DE QUÍMICA 
 CURSO DE GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA QUÍMICA 
 DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA TEÓRICA 
PROFª: JÉSSICA PINHO 
 
 
 
 
 
 
2ª versão (2016-1) 
2 
 
SUMÁRIO 
 
INTRODUÇÃO 03 
ATIVIDADE IÔNICA, FORÇA IÔNICA E COEFICIENTE DE ATIVIDADE 05 
TRATAMENTO SISTEMÁTICO DO EQUILÍBRIO 08 
DIAGRAMA DE DISTRIBUIÇÃO – SISTEMAS POLIPRÓTICOS 09 
DIAGRAMA DE SILLÉN – SISTEMAS MONOPRÓTICOS 12 
DIAGRAMA DE SILLÉN – SISTEMAS POLIPRÓTICOS 13 
ÍNDICE DE CAPACIDADE TAMPONANTE 14 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SISTEMAS MONOPRÓTICOS 16 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SISTEMAS POLIPTRÓTICOS 17 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – EFEITO DA CONCENTRAÇÃO E DE KA 18 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SAIS ANFIPRÓTICOS 19 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – INDICADORES DO PONTO FINAL 20 
LISTA 1 21 
LISTA 2 22 
LISTA 3 23 
LISTA 4 26 
LISTA 5 28 
EQ. DE PRECIPITAÇÃO – EFEITO DO ÍON COMUM E ÍON ADVERSO 31 
EQ. DE PRECIPITAÇÃO – EFEITO DA FORÇA IÔNICA NA SOLUBILIDADE 
DOS SAIS 
31 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – MISTURA DE ÂNIONS 32 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – FATORES QUE AFETAM A CURVA DE 
TITULAÇÃO 
35 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – DETECÇÃO DO PONTO FINAL 37 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – MÉTODOS ARGENTOMÉTRICOS 37 
LISTA 6 40 
LISTA 7 41 
EQ. DE COMPLEXAÇÃO – CONSTANTE DE FORMAÇÃO CONDICIONAL 43 
ZONA DE PREDOMINÂNCIA DAS ESPÉCIES EM FUNÇÃO DO P – LIGANTE 44 
FUNÇÃO DE DISTRIBUIÇÃO 45 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO – INTRODUÇÃO 47 
INDICADORES METALOCRÔMICOS 48 
LISTA 8 55 
EQUILÍBRIO REDOX – CONCEITOS BÁSICOS 59 
EQUILÍBRIO REDOX – ELETRODOS 61 
EQUILÍBRIO REDOX – CÉLULAS GALVÂNICAS 65 
VOLUMETRIA REDOX – EXEMPLOS 66 
VOLUMETRIA REDOX – DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL 70 
LISTA 9 73 
LISTA 10 75 
GRAVIMETRIA – TIPOS 78 
GRAVIMETRIA – ETAPAS 80 
GRAVIMETRIA POR PRECIPITAÇÃO – FORMAÇÃO DE PRECIPITADO 81 
GRAVIMETRIA – FATOR GRAVIMÉTRICO 89 
LISTA 11 90 
 
 
 
 
3 
 
INTRODUÇÃO 
 
 
 
 
 
 
Obs: Recipiente não pode reagir pois pode contaminar a amostra (aquecimento em um forno) 
 
4 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
 
Atividade iônica, força iônica e coeficiente de atividade. 
 
 
6 
 
 
 
 
 
7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
Tratamento Sistemático do Equilíbrio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
Diagrama de Distribuição – Sistemas Polipróticos 
 
10 
 
 
11 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
Diagrama de Sillén – Sistemas Monopróticos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
Diagrama de Sillén – Ácidos Polipróticos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
Índice ou capacidade tamponante 
1. Ácido acético (pKA = 4,74) 
 
2. Amônia (pKA = 9,24) 
 
3. Ácido ascórbico (pKA1 = 4,1; pKA2 = 11,8) 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
4. Ácido Dipicolínico (pKA1 = 2,2; pKA2 = 4,8) 
 
5. Etilenodiamina (pKA1 = 6,85; pKA2 = 9,93) 
 
 
6. Ácido fosfórico (pKA1 = 2,1; pKA2 = 7,0; pKA3 = 12,4) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SISTEMAS MONOPRÓTICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SISTEMAS POLIPRÓTICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – EFEITO DA CONCENTRAÇÃO E DE KA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – SAIS ANFIPRÓTICOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
VOLUMETRIA DE NEUTRALIZAÇÃO – INDICADORES DO PONTO FINAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
LISTA 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
 
LISTA 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
LISTA 3 
 
 
 
24 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
LISTA 4 
 
 
27 
 
 
 
 
 
28 
 
 
 
 
 
 
LISTA 5 
 
29 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
EQUILÍBRIO DE PRECIPITAÇÃO – EFEITO DO ÍON COMUM E ÍON DIFERENTE 
 
 
 
 
EQUILÍBRIO DE PRECIPITAÇÃO – EFEITO DA FORÇA IÔNICA NA SOLUBILIDADE DOS SAIS 
 
 
 
32 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – TITULAÇÃO DE MISTURA DE ÂNIONS 
 
Considere 50,00 mL de uma solução 0,0500 M de I- e 0,0800 M de Cl-. Esboce a curva de 
titulação, considerando que foi usado AgNO3 0,1 M. Dados: KPS (AgI) = 8,3 x 10
-17; KPS (AgCl) 
= 1,82 x 10-10. 
KPS (AgI) / KPS (AgCl) = ([Ag+][I-]) / ([Ag+][Cl-] = 4,6 x 10-7  [I-] = 4,6 x 10-7[Cl-] 
 
No P.E.: 
nAgNO3 = nI- MAgNO3VAgNO3 = MI-VI-  VAgNO3 = 25,00 mL 
nAgNO3 = nCl- MAgNO3VAgNO3 = MCl-VCl-  VAgNO3 = 40,00 mL 
 
OBS: Após 25,00 mL é que começará a ocorrer efetivamente a precipitação de AgCl. 
 
Início: VAgNO3 = 0,00 mL 
 
pCl = - log[Cl-] = - log (0,0800) = 1,10 
pI = - log[I-] = - log (0,0500) = 1,30 
 
Antes do P.E. para I- (0,00 mL < VAgNO3 < 25,00 mL): 
 
nI-(sobra) = nI-(início) – nAgNO3 (adic.)  MI- (Sobra) = nI- (sobra) / Vtotal  pI 
 
Ex: VAgNO3 = 10,00 mL 
 
nI- (sobra) = (0,0500 x 50,00) – (0,100 x 10,00) = 2,50 – 1,00 = 1,50 mmol 
MI- (sobra) = 1,50 mmol / 60,00 mL = 2,50 x 10
-2 M  pI = 1,60 
KPS = [Ag+][I-]  KPS / [I-] = [Ag+] = (8,3 x 10-17 / 2,50 x 10-2) = 3,3 x 10-15 M  pAg = 14,5 
 
No P.E para o I- (VAgNO3 = 25,00 mL) 
 
nCl- = 0,0800 x 50,00 = 4,00 mmol  MCl- = 0,0533 M 
 
[I-] = 4,6 x 10-7 [Cl-] = 2,4 x 10-8 M  pI = 7,62 
 
[Ag+] = KPS / [I-] = 3,4 x 10-9 M  pAg = 8,47 
 
Após o P.E do I- e antes do P.E. do Cl- (25,00 mL < VAgNO3 < 40,00 mL): 
 
Ex: VAgNO3 = 30,00 mL (25,00 mL pra atingir P.E para o I
- e 5,00 mL pra atingir o Cl-) 
nCl- (sobra) = nCl- (início) – nCl- (Reagiu) = (0,0800 x 50,00) – (0,100 x 5,00) = 3,5 mmol 
MCl- (sobra) = 0,044 M  pCl = 1,36 
[Ag+] = KPS / [Cl-] = 4,1 x 10-9 M  pAg = 8,39 
33 
 
[I-] = KPS / [Ag+] = 2,0 x 10-8 M  pI = 7,70 
 
No P.E para o Cl-: VAgNO3 = 40,00 mL 
nAgNO3 = nCl-  [Ag
+] = [Cl-] = √KPS = 1,35 x 10-5 M  pAg = pCl = 4,87 
 
[I-] = KPS / [Ag+] = 6,2 x 10-12 M  pI = 11,2 
 
34 
 
 
 
35 
 
 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO – FATORES QUE AFETAM A CURVA DE TITULAÇÃO 
 
36 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO - DETECÇÃO DO PONTO FINAL 
 
 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO - MÉTODOS ARGENTOMÉTRICOS 
 
38 
 
 
 
 
39 
 
 
 
 
 
 
40 
 
LISTA 6 
 
 
 
 
41 
 
 
 
LISTA 7 
 
 
42 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
EQUILÍBRIO DE COMPLEXAÇÃO – CONSTANTE DE FORMAÇÃO CONDICIONAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
ZONA DE PREDOMINÂNCIA DAS ESPÉCIES EM FUNÇÃO DO P – LIGANTE 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
46 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
VOLUMETRIA DE COMPLEXAÇÃO – INTRODUÇÃO 
 
 
 
 
48 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
50 
 
51 
 
52 
 
53 
 
 
 
54 
 
55LISTA 8 
 
56 
 
 
 
57 
 
 
 
58 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
EQUILÍBRIO REDOX – CONCEITOS BÁSICOS 
 Uma reação redox envolve a transferência de elétrons de uma espécie para outra. 
 Espécie oxidada ou que sofre oxidação é aquela que perde elétrons. Agente oxidante: espécie que 
causa oxidação ao se reduzir. 
 Espécie reduzida ou que sofre redução é aquela que ganha elétrons. Agente redutor: espécie que 
causa redução ao se oxidar. 
Fe3+ + V2+  Fe2+ + V3+ 
 Carga elétrica (q): É medida em Coulombs (C). O valor do módulo da carga de um elétron é igual a 
1,602 x 10-19 C, de modo que 1 mol de elétrons possui 1,602 x 10-19 x 6,022 x 1023 = 9,649 x 104 C = 
constante de Faraday. 
q = n x F 
(onde n = número de elétrons transferidos) 
Exemplo: Se 5,585 g de Fe3+ forem reduzidos a Fe
2+ , quantos coulombs de carga devem ter sido 
transferidos? 
1 mol de Fe3+ ---- 56 g 
 X ---- 5,585 g  x = 0,0997 mol 
q = n x F  q = 0,0997 x 9,649x104 = 9,62 x 103 C 
 
 Corrente elétrica (i): A quantidade de carga fluindo a cada segundo através de um circuito elétrico é 
chamada de corrente elétrica. A unidade de corrente é o Ampère (A). Uma corrente de 1 A representa a 
carga de 1 C por segundo circulando por um determinado ponto de um circuito elétrico. Exemplo: 
Suponha que elétrons são forçados para dentro de um fio de platina imerso em uma solução contendo 
Sn4+, reduzindo a Sn2+ com uma velocidade de reação de 4,24 mmol/h. Qual a quantidade de corrente 
elétrica que passa através da solução? 
Sn4+ + 2e-  Sn2+ 
Os elétrons circulam a uma velocidade (2mmol de e-/mmol de Sn4+) x (4,24 mmol/h) = 8,48 mmol de e-
/h. 
1h (= 3600 s) --- 8,48 mmol de e- 
1 s ---- x  x = 2,36 x 10-3 mmol de e-/s = 2,36 x 10-6 mol de e-/s 
 
I = q/t = (n x F) / t = (2,36 x 10-6 mol de e-/s x 9,649 x 104 C/mol de e-) / 1 s  I = 0,228 C/s = 0,228 A 
 
 Potencial elétrico, trabalho e energia livre: Potencial elétrico: a diferença de potencial (ddp) 
elétrico entre dois pontos é o trabalho necessário (ou que pode ser realizado) para que uma carga 
elétrica se movimente de um ponto ao outro. A ddp é medida em volts (V). Quanto maior a ddp entre 
dois pontos, mais forte será o “empurrão” em uma partícula carregada passando entre esses dois 
pontos. Quando uma carga q se move através de uma ddp, E, o trabalho realizado é: 
W = E x q 
60 
 
(onde W = trabalho – em joules; E = ddp – em volts; q = carga – em coulombs) 
 
O trabalho tem dimensões de energia e sua unidade é o Joule, J (V x C). Um joule de energia é 
liberado ou absorvido quando 1 C de carga se move entre dois pontos cujos potenciais elétricos 
diferem entre si em 1 V. Exemplo: Qual trabalho pode ser realizado se 2,4 mmol de elétrons fluem 
através de uma ddp de 0,27 V? 
q = n x F = 2,4 x 10-3 mol x 9,649 x 104 C/mol = 2,32 x 102 C 
O trabalho que pode ser realizado: 
W = E x q = 0,27 V x 2,32 x 102 C = 62,64 J 
 
A variação de energia livre (∆G) para uma reação química que ocorre reversivelmente a temperatura 
e pressão constantes é igual ao trabalho elétrico máximo possível que pode ser realizado sobre suas 
vizinhanças. 
Trabalho realizado sobre as vizinhanças = - ∆G 
O sinal negativo indica que a energia livre de um sistema diminui quando o trabalho é realizado sobre 
as vizinhanças. Considerando que: 
∆G = - W = - E x q = - E x (n x F) = - nFE 
∆G = - n x F x E 
 Lei de Ohm: Estabelece que a corrente (I) que passa através de um circuito elétrico é diretamente 
proporcional à ddp (V) no circuito e inversamente proporcional a resistência (R) do circuito. 
R = U / I 
A unidade de resistência é o ohm (Ω – ômega). Uma corrente de 1 A circulará por um circuito onde 
exista uma ddp de 1 V se a resistência do circuito for de 1 Ω. A unidade ampère é equivalente A = V/ 
Ω 
 
 Potência (P): É o trabalho realizado por unidade de tempo. A unidade SI mais conhecida é 
o watt (w). 
P = W / t = (E x q) / t = (E x q) / s = E x (q/s) = E x I 
P = E x I 
Uma célula eletroquímica capaz de gerar uma corrente de 1 A com uma ddp de 1 V, tem uma 
potência de 1 W. 
BALANCEAMENTO REDOX – ETAPAS: 
 
1. Identificar o processo como uma reação redox 
2. Dividir o processo global em meias – reações 
3. Equilibrar estequiometricamente cada meia reação (com H2O e H
+) 
4. Equilibrar cada meia reação com relação às cargas 
5. Equilibrar a quantidade de elétrons (caso necessário) 
61 
 
6. Somar as meias – reações e verificar se a mesma está estequiometricamente e com as cargas 
equilibradas. 
Exemplo 1: VO2
+
 + Zn(s)  VO
2+
 + Zn
2+
 
 
Exemplo 2: Co(s) + NO3
-
(aq)  Co
3+
 + NO2(g) 
 
Exemplo 3: C2H5OH(aq) + Cr2O7
2-
(aq)  CH3CO2H(aq) + Cr
3+
(aq)
 
 
 
EQUILÍBRIO REDOX – ELETRODOS 
o Eletrodo de referência: O uso de eletrodos para medir potenciais elétricos que fornecem 
informações químicas é chamado de potenciometria. No caso mais simples, o analito é uma espécie 
eletroativa (pode doar ou receber elétrons de um eletrodo) que é parte de uma célula galvânica. 
Podemos fazer com que uma amostra a ser analisada seja parte de uma meia – célula, inserindo, 
dentro da solução, um eletrodo inerte, por exemplo, um fio de Pt, que pode transferir elétrons para o 
analito ou receber elétrons do analito. Como esse eletrodo responde ao analito, ele é chamado de 
eletrodo indicador. Podemos conectar essa meia – célula a outra por meio de uma ponte salina. A 
segunda meia – célula tem uma composição fixa, de modo que o seu potencial é constante. Devido a 
esse potencial constante, a segunda meia – célula é denominada eletrodo de referência. A ddp da 
célula eletroquímica em questão é a ddp variável da meia – célula que contém o analito e o potencial 
constante do eletrodo de referência. 
 
o Suponha que você deseja saber as quantidades relativas de Fe3+ e Fe2+ presentes em uma 
determinada solução. 
 
Eletrodo da direita: Fe3+ + 1e-  Fe2+ E0 = + 0,771 V 
Eletrodo da esquerda: AgCl(s) + 1e
-  Ag + Cl- E0 = 0,222 V (eletrodo de referência) 
62 
 
Os potenciais de eletrodo são: E+ = 0,771 - 0,05196 log ([Fe
2+] / [Fe+3]) e E- = E
0 – 0,05196 log ([Cl-]) = 
0,222 – 0,05196 log ([Cl-]) 
 
E = E+ - E- = [0,771 - 0,05196 log ([Fe
2+] / [Fe+3])] – [0,222 – 0,05196 log ([Cl-])] 
E = E+ - E- = 0,771 – 0,222 – 0,05916 log ([Fe
2+][Cl-] / [Fe3+]) 
 
o Eletrodo de referência de Ag - AgCl e calomelano: Os eletrodos de referência de Ag-AgCl e 
calomelano são os mais usados por suas vantagens. Um EPH é difícil de ser utilizado, pois requer H2(g) 
e uma superfície catalítica de Pt recentemente preparada, facilmente envenenada em muitas soluções. 
O potencial padrão de redução para o par AgCl|Ag é 0,222 V (T = 25°C). Este seria o potencial de um 
eletrodo Ag-AgCl se a atividade do Cl- fosse unitária, entretanto não é. Um problema com os eletrodos 
de referência é que os poros da ponta porosa podem entupir, tornando a resposta elétrica do eletrodo 
lenta e instável. Uma das maneiras para contornar esse problema é a substituição da ponta porosa por 
um capilar que não apresente restrições à vazão de líquido. Outra possibilidade é forçar um fluxo de 
solução sempre renovada proveniente do eletrodo, através da junção eletrodo – analito, antes de 
realizarmos uma medida. 
 
Eletrodo de referência de prata – cloreto de prata com junção dupla. 
 
O eletrodo de calomelano é baseado na seguinte reação: ½ Hg2Cl2(s) + 1e
-  Hg(l) + Cl
- E0 = 0,268 V 
63Eletrodo de calomelano saturado 
 
o Eletrodos indicadores: os eletrodos metálicos desenvolvem um potencial elétrico em resposta à 
uma reação redox que se passa na superfície do metal. Os eletrodos de íons seletivos não se 
fundamentam em reações redox. Em vez disso o potencial elétrico é gerado devido a ligação seletiva de 
um determinado íon com uma membrana. O eletrodo metálico indicador mais comum é o de Pt, um 
metal relativamente inerte, que não participa da maioria das reações químicas. Sua função é 
simplesmente permitir a passagem de elétrons para uma espécie em solução, ou então, a passagem de 
elétrons provenientes da espécie em solução. Os eletrodos de Au são ainda mais inerte que os de Pt. 
Vários tipos de C são usados como eletrodos indicadores, pois muitas reações redox são rápidas na 
superfície do Carbono. Um eletrodo metálico funciona melhor quando a superfície é grande está bem 
limpa. Para limpar a superfície desse eletrodo basta um mergulho rápido em uma solução de HNO3 8 M 
em uma capela seguido por uma lavagem intensa com água destilada. 
 
o Medida do pH com eletrodo de vidro: o eletrodo de vidro usado para medir o pH é o exemplo mais 
comum de um eletrodo de íon seletivo. Um eletrodo combinado de pH incorpora em um mesmo corpo, 
os eletrodos de vidro e de referência. 
 
64 
 
 
Eletrodo de vidro 
 
 
Diagrama de um eletrodo de vidro combinado tendo um eletrodo de referência de prata – cloreto de 
prata. O eletrodo de vidro é imerso em uma solução de pH desconhecido, em uma profundidade tal que 
o tampão poroso na parte inferior direita fique abaixo da superfície do líquido. Os dois eletrodos de prata 
– cloreto de prata medem a diferença de potencial através da membrana de vidro. 
 
A parte do eletrodo sensível ao pH é um bulbo, ou cone, de vidro de paredes finas, localizado na ponta 
dos eletrodos. O eletrodo de referência, no lado esquerdo do diagrama de barras é o eletrodo de prata – 
cloreto de prata em forma espiral no eletrodo combinado. O eletrodo de referência, no lado direito, é um 
eletrodo reto de prata – cloreto de prata no centro do eletrodo. Os dois eletrodos de referência medem a 
diferença do potencial elétrico através de uma membrana de vidro. A ponte salina é o pequeno tampão 
poroso no lado inferior direito ao eletrodo combinado. 
65 
 
EQUILÍBRIO REDOX – CÉLULAS GALVÂNICAS 
 
 
 
 
66 
 
 
 
VOLUMETRIA REDOX – EXEMPLOS 
 
 
67 
 
 
 
 
 
 
68 
 
 
 
 
 
69 
 
 
 
 
 
70 
 
 
 
 
VOLUMETRIA REDOX – DETERMINAÇÃO DO PONTO FINAL 
 
 
71 
 
 
 
 
 
72 
 
 
 
 
 
 
73 
 
 
 
LISTA 9 
 
 
74 
 
 
 
 
 
 
 
75 
 
 
LISTA 10 
 
 
 
76 
 
 
 
 
 
 
 
77 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
78 
 
 GRAVIMETRIA – TIPOS 
 
 
 
 
79 
 
 
 
 
 
80 
 
 
 
GRAVIMETRIA – ETAPAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
81 
 
GRAVIMETRIA POR PRECIPITAÇÃO – FORMAÇÃO DE PRECIPITADOS 
 
 
 
82 
 
 
 
 
 
 
 
83 
 
 
 
 
 
 
84 
 
 
 
 
 
 
85 
 
 
 
 
 
86 
 
 
 
 
 
87 
 
 
 
 
 
88 
 
 
 
 
 
89 
 
 
 
 
 
GRAVIMETRIA – FATOR GRAVIMÉTRICO 
 
90 
 
 
 
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