Apostila Aulas Práticas LAQ 2017 2

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SUMÁRIO 
 
 
 
Apresentação da disciplina 
Revisão sobre equilíbrio químico (Aula teórica) 
Técnicas Aplicadas em Análise Qualitativa 
Identificação de cátions - Grupo I 
Identificação de cátions - Grupo II / Identificação de cátions - Grupo III A 
Identificação de cátions - Grupo III B / Identificação de cátions - Grupo IV 
Identificação de cátions - Grupo V 
Identificação de cátions 
 
Identificação de ânions - Parte I / Identificação de ânions - Parte II 
Identificação de ânions - Parte III 
Identificação de ânions - Parte IV 
Identificação de ânions - Parte V 
 
Preparo de soluções 
Padronização de soluções 
Volumetria de neutralização 
Titulação de retorno 
Titulação de ácido poliprótico - Potenciometria 
Volumetria de precipitação 
Volumetria de oxidação-redução 
Volumetria de complexação 
Espectrofotometria 
Espectrofotometria 
Gravimetria 
Gravimetria 
 
Aula Prática sobre Técnicas Aplicadas em Análise Qualitativa 
Procedimento 1: 
1- Com a espátula, transfira uma quantidade de amostra (CuSO4.5H2O) para o 
cadinho de porcelana; 
2- Acender o bico de Bunsen, corretamente; 
3- Colocar o cadinho de porcelana sobre a tela de amianto para iniciar o aquecimento; 
4- Quando o sólido descolorir, retirar, com a pinça metálica, o cadinho de porcelana e 
colocar sobre a placa de madeira e aguardar 5 minutos; 
5- Em seguida, com a pisseta, adicione gotas de água destilada ao pó descolorido do 
cadinho de porcelana e observe. 
Questões: 
Escreva a equação trabalhada nesta prática. 
Procedimento 2: 
Supondo-se um frasco que contenha um sólido, sem identificação, na bancada de um 
laboratório. Esse frasco desperta, em um químico analítico clássico e um químico 
analítico instrumental, provavelmente, as mesmas dúvidas: 
 Qual é o composto? 
 Apresenta ainda condições de uso? 
 É tóxico e perigoso na sua manipulação? 
Entrega-se uma amostra deste frasco a um químico analítico instrumental e com 
instrumentação sofisticada, ele teve uma resposta breve em termos de análise 
instrumental. O composto é formado por 5 elementos diferentes e sua fórmula empírica é 
S2, O14, H20, N2 e Fe. Mas, qual é o composto? 
Já o químico analítico clássico, deverá fazer o seguinte: 
1- Acender a fonte de aquecimento, corretamente; 
2- Umedecer com fenolftaleína uma fita de papel de filtro, colocar na saída do tubo de 
ensaio e aquece-lo. 
3- Observar o que ocorre com o papel de filtro e com o sólido. Anote. 
4- Terminado o aquecimento, coloque o resíduo em um Becker e observe o ocorrido. 
5- Em outro tubo de ensaio coloque uma pequena quantidade do sólido desconhecido 
e adicione água destilada. Anotar o que ocorre. 
6- Adicione gotas de H2SO4. Anotar o que ocorre. 
7- No mesmo tubo, adicionar gotas de K3[Fe(CN)6] (ferricianeto de potássio). Anotar o 
que ocorre. 
8- Pegue outro tubo de ensaio e coloque uma quantidade do sólido desconhecido, 
adicione água destilada e depois gotas de BaCl2. Anote o que ocorre. 
 
 
Questões: 
1- Escreva as equações trabalhadas nesta prática, explicando todos os passos 
envolvidos. 
2- Qual é o composto. 
Procedimento 3: 
1. Acender o bico de Bunsen corretamente. 
2. Limpar corretamente o fio de níquel-cromo em HCl concentrado. 
3. Mergulhar o fio de níquel-cromo na solução do sal em estudo e em seguida levar a 
chama. 
4. Observar e registrar a cor. 
5. Comparar a cor da chama obtida no experimento com o da literatura. 
 
OBS: O NaCl normalmente contamina as demais amostras, adulterando os resultados; 
por esse motivo é deixado por último. 
 
 
Questões: 
1- Preencher o quadro abaixo indicado. 
AMOSTRA COR DA CHAMA ELEMENTO METÁLICO 
 
 
 
 
 
 
2- Em que se baseia o ensaio da chama? 
3- Por que razão cada metal emite uma cor diferente? 
4- Se fosse usado o sulfato de bário em vez do cloreto de bário, o resultado seria o 
mesmo? Justifique. 
5- Quais as limitações do uso do ensaio da chama. 
6- Por que os fogos de artifício são coloridos? 
 
CÁTIONS GRUPO I 
(Ag+ Pb2+ Hg2
2+) 
 
 
 
 Ao receber a solução para pesquisar os cátions do grupo da prata, tratar com HCl 
diluído até a total precipitação. Observar a precipitação de um precipitado branco. 
 
 Aquecer suavemente, sem ferver, para completar a reação e favorecer a 
coagulação do precipitado. Deixar esfriar. 
 
 Filtrar ou centrifugar. O resíduo (1) poderá conter prata, chumbo e mercúrio na 
forma de cloretos e o filtrado (1) é formado por cátions de outros grupos, logo será 
desprezado. 
 
 Tratar o resíduo com água destilada e aquecer em banho-maria. Centrifugar e 
separar o resíduo (2) e o filtrado (2). Ao filtrado adicionar 1 gota de cromato de potássio, 
K2CrO4, diluído. Se aparecer um precipitado amarelo, a solução contém chumbo na 
forma de cromato de chumbo. 
 
 Ao resíduo (2), que poderá conter prata e mercúrio, adicionar 5-8 gotas de 
hidróxido de amônio, NH4OH, 1:1. Aquecer. Se o resíduo ficar preto, a amostra contém 
íon mercuroso na forma de Hg(NH2)Cl e Hg metálico. Centrifugar e separar. O filtrado 
(3) poderá conter o íon prata na forma de Ag(NH3)2
+, íon diaminoargentato. 
 
 Ao filtrado (3) adicionar gotas de HNO3 diluído. Se aparecer um precipitado 
branco a amostra contém íons prata na forma de cloreto de prata. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questões: 
 
1) Por que os íons Ag+, Pb2+ e Hg2+ estão juntos no mesmo grupo? Qual o reativo 
deste grupo? Demonstre as reações dos íons com o reativo do grupo. 
2) Por que se usa o reativo do grupo em uma determinada diluição? 
3) Qual a finalidade de se lavar o resíduo com água quente? Demonstre a reação. 
4) Como se encontram a prata e o mercúrio depois que o resíduo é lavado com 
amônia diluída? Represente as equações. 
5) Qual a função do acido nítrico diluído na pesquisa da prata e do cromato de 
potássio na pesquisa do chumbo? Demonstre as reações. 
CÁTIONS GRUPO II 
(Hg2+ Pb2+ Cu2+ Bi3+ Cd2+) 
 
 
 
Questões: 
 
1) Indique as reações de precipitação dos cátions do 2 grupo A com H2S. 
2) Por que é importante a concentração do ácido clorídrico entre 0,25 e 0,30 M antes 
de adicionar H2S na solução inicial do grupo II? 
3) Por que o precipitado dos sulfetos neste grupo é tratado com HNO3 (1:2) a quente? 
4) Por que o chumbo faz parte do 1 grupo e também do 2 grupo? 
5) Qual a função do álcool etílico e do acido sulfúrico na identificação do chumbo no 
2 grupo A? Descrever as reações. 
6) Por que usar o ácido acético na identificação do cobre? 
7) Para pesquisarmos o Cd em presença de Cu se faz necessário o uso do KCN? Por 
quê? 
CÁTIONS GRUPO III A 
(Fe3+ Al3+ Cr3+) 
 
 
 Ao receber a solução para pesquisar os cátions do 3 grupo, sub-grupo A, grupo do 
ferro, juntar 2 gota de HNO3 concentrado e ferver. 
 
Adicionar 10 gotas de NH4Cl. Levar ao banho-maria e adicionar 20 gotas de 
hidróxido de amônio (1:1) até perceber cheiro de amoníaco. (O aquecimento é feito para 
favorecer a coagulação do precipitado). 
 
 Centrifugar, separar e adicionar um pouco de água destilada ao o resíduo (1). O 
resíduo pode conter ferro, alumínio e cromo na forma de hidróxidos. O filtrado (1) é 
formado de cátions de outros grupos, portanto, será desprezado. 
 
 Ao tubo que contem o resíduo (1), adicionar 5 gotas de NaOH 6M e 5 gotas de 
H2O2 a 3%. 
 
 Ferver suavemente até cessar desprendimento de O2 (1-2 minutos). Esfriar. 
 
 Centrifugar e separar. O resíduo (2) é formado de hidróxido de ferro. O filtrado (2) 
poderá conter alumínio e cromo na forma de aluminato de sódio (NaAlO2) e cromato de 
sódio (Na2CrO4). 
 
 Reservar o filtrado (2).Observar a cor do filtrado (2). Se for amarelo é possível que 
o cromo esteja presente, se for incolor comprova a ausência de cromo. 
 
 Tratar o resíduo (2) com HCl (1:1) até dissolvê-lo totalmente (5 gotas). Adicionar 1 
gota de ferrocianeto de potássio K4[Fe(CN)6]. Se aparecer um precipitado azul intenso 
de ferrocianeto férrico, a solução contém ferro. 
 
 Retomar o filtrado (2) e dividir em duas poções: 
 
Porção 1: adicionar 5 gotas de HCl (1:1) e 5 gotas de NH4OH (1:1). Aquecer a ebulição. 
Se aparecer um precipitado branco gelatinoso de hidróxido de alumínio, a solução 
contém alumínio. 
 
Porção 2: Adicionar 2 gotas de ácido acético (1:1) e 3 gotas de acetato de chumbo 
[Pb(CH3COO)2]. Se aparecer um precipitado amarelo de cromato de chumbo, a 
solução contém cromo. 
 
 
Questões: 
 
1) Dar as equações dos cátions do sub-grupo III A, quando atacados pelo reativo do 
grupo? 
2) Qual a função do cloreto de amônio solido na pesquisa dos cátions do sub-grupo III 
A? 
3) Qual a função do hidróxido de sódio e água oxigenada na identificação dos cátions 
do sub-grupo III A? Escreva as equações. 
4) Por que é necessário a oxidação do ferro II na pesquisa dos cátions do sub-grupo 
III A? Como oxidá-lo? 
5) Dê a reação de identificação do ferro III com o ferrocianeto de potássio. 
CÁTIONS GRUPO III B 
(Co2+ Zn2+ Mn2+ Ni2+) 
 
 
 
Questões: 
 
1) Dar as equações dos cátions do subgrupo III B quando atacados pelo reativo do 
grupo. 
2) Em que se baseia a subdivisão do grupo III em subgrupo A e subgrupo B? 
3) Por que o reativo do grupo III B deve ser preparado no momento a ser utilizado? 
4) O que são soluções coloidais? 
5) Explicar a função do álcool amílico e do tiocianato de amônio (NH4SCN) na 
identificação do cobalto. 
CÁTIONS GRUPO IV 
(Ca2+ Ba2+ Sr2+) 
 
 Ao receber a amostra, adicionar 5 gotas de NH4Cl e 5 gotas de NH4OH (1:1). 
Aquecer a solução, próximo da ebulição. Adicionar solução de (NH4)2CO3 até total 
precipitação ( 20 gotas). 
 
 Centrifugar e separar. O resíduo (1) poderá conter bário, cálcio e estrôncio na 
forma de carbonatos. O filtrado (1) é formado de cátions de outros grupos. Desprezar 
o filtrado (1). 
 
 Adicionar 10 gotas de CH3COOH (1:1) ao resíduo (1). Aquecer a solução à 
ebulição até cessar desprendimento de CO2. 
 
 Adicionar gotas de K2CrO4. Se aparecer um precipitado amarelo continuar a adição 
de cromato até precipitação completa (Quando a solução ficar laranja). 
 
Centrifugar e separar. O resíduo (2) é formado de cromato de bário e identifica o 
bário. O filtrado (2) poderá conter cálcio e estrôncio na forma de cromato. 
 
 Aquecer o filtrado (2) para eliminar o gás carbônico. Esfriar a solução. Adicionar 
gotas de NH4OH (1:1) (até solução amarela) e em seguida gotas de (NH4)2CO3 em 
excesso ( 20 gotas). Um precipitado branco a solução poderá conter cálcio e estrôncio 
na forma de carbonato. 
 
 Centrifugar e separar. O resíduo (3) poderá conter cálcio e estrôncio na forma de 
carbonato. O filtrado (3) é formado de cromato de amônio. Desprezar. 
 
 Dissolver o resíduo (3) em CH3COOH (1:1) ( 10 gotas). Aquecer a solução para 
eliminar o CO2. Esfriar a solução. 
 
 Adicionar 10 gotas de NH4OH (1:1) e adicionar 10 gotas de (NH4)2SO4. Aquecer a 
ebulição. Se aparecer um precipitado branco de sulfato de estrôncio, a amostra 
contém estrôncio. 
 
 Centrifugar e separar. Resíduo (4) é formado de sulfato de estrôncio. O filtrado (4) 
poderá conter cálcio. 
 
 Adicionar 5 gotas de NH4OH (1:1) e 5 gotas de (NH4)2C2O4. Se aparecer um 
precipitado branco de oxalato de cálcio a amostra contém cálcio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Questões: 
 
1) Dar as equações dos cátions do IV grupo como o reativo do grupo. 
2) Qual a função do cloreto do NH4Cl e do NH4OH antes da adição do precipitante? 
3) Escrever a reação do ácido acético com o precipitado dos cátions do grupo IV. 
4) Escrever a equação de acetato de bário com cromato de potássio. 
5) Escrever a equação de identificação de estrôncio com sulfato de amônio e do 
cálcio com o oxalato de amônio. 
CÁTIONS A SEREM IDENTIFICADOS EM 
AMOSTRA ORIGINAL – GRUPO V 
NH4
+ K+ Na+ Mg2+ Li+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Divide-se a solução em duas partes. 
Parte 1: Adiciona-se 5 gotas de NaOH. 
Prepara-se uma fita de papel tornassol 
vermelho. Coloca-se o tubo de ensaio para 
aquecer. Quando começar a desprender 
gases colocar a fita na saída do tubo de 
ensaio. Coloração azul no papel tornassol 
vermelho identifica o NH4
+. 
Parte 2: Evapora-se a solução em 
cápsula de porcelana. Não havendo 
resíduo não há K+. Havendo resíduo 
adiciona-se água e em seguida adiciona-
se 1 mL de CH3COONa e 1 mL de 
C4H6O6. Agitar e atritar o bastão de vidro 
nas paredes do tubo de ensaio. Deixar 
em repouso. Precipitado branco cristalino 
identifica o K+. 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS ÂNIONS EM GRUPOS ANALÍTICOS 
 
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são tão sistemáticos como 
os descritos para os cátions. Não existe realmente um esquema satisfatório que permita a 
separação dos ânions comuns em grupos principais, e a subseqüente 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. Estudaremos, então, a classificação adotada por Arthur Vogel. Ele 
divide os ânions em dois grupos: 
 
Grupo I: 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 
(CO3
2-), hidrogenocarbonato ou bicarbonato (HCO3
-), sulfito (SO3
2-), tiossulfato 
(S2O3
2-), 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 (BO3
3-), hexacianoferrato 
(II) ([Fe(CN)6]
4-), hexacianoferrato (III) ([Fe(CN)6]
3-), tiocianato (SCN-), formiato 
(HCOO-), acetato (CH3COO
-), oxalato ((COO)2
2-), tartarato (C4H4O6
2-) e citrato 
(C6H5O7
3-). 
 
Grupo II: os que dependem de reações em solução. Esse grupo se subdivide em: 
 
I- Reações de precipitação: sulfato (SO4
2-), 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 ou permanganato (MnO4
-), cromato 
(CrO4
2-) e dicromato (Cr2O7
2-). 
Os acetatos, formiatos, salicilatos, benzoatos e succinatos formam também outro 
grupo, pois todos dão uma coloração característica ou precipitado por adição de solução 
de cloreto de ferro (III) à solução praticamente neutra. 
Nosso estudo se restringirá apenas aos ânions que ocorrem com mais freqüência 
nas amostrascomuns. Como alguns ânions podem pertencer a mais de uma das 
subdivisões, serão estudadas apenas as reações mais importantes de um número 
limitado de ânions. 
 
1. Carbonatos, CO3
2- 
 
Os carbonatos normais, com exceção dos carbonatos de metais alcalinos e de 
amônio, são insolúveis em água. Os hidrogenocarbonatos ou bicarbonatos de cálcio, 
estrôncio, bário, magnésio e possivelmente de ferro existem em solução aquosa. Eles são 
formados pela ação do excesso de ácido carbônico sobre os carbonatos normais, tanto 
em solução aquosa como em suspensão, e decompostos por ebulição de suas soluções, 
formando dióxido de carbono e água. Os bicarbonatos dos metais alcalinos são solúveis 
em água, porém são menos solúveis que os carbonatos normais correspondentes. 
 
1.1 – Ácido Clorídrico diluído: decompõe-se com efervescência, devido à liberação do 
dióxido de carbono (Reação de Confirmação): 
 
 
 
 
1.2 – Solução de Cloreto de Bário ou de Cálcio: precipitado branco de carbonato de 
bário ou cálcio: 
 
 
 
 
 
Essa reação serve para distinguir os carbonatos do hidrogenocarbonatos. Somente 
os carbonatos reagem. Os precipitados formados são solúveis em ácidos minerais e ácido 
carbônico. 
 
Produtos de Análise: Calcário, mármore, calcita, estalactites, estalagmites, conchas, 
casca de ovo, coral... 
 
 
2. Hidrogenocarbonato ou bicarbonato, HCO3
- 
 
A maioria das reações dos hidrogenocarbonatos (bicarbonatos) é semelhante às 
dos carbonatos. 
 
2.1 – 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. 
 
2.2 – 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. 
 
 
 
 
 
 
2.3 – Cloreto de Mercúrio (II) 
 
Nenhum precipitado se forma com íons hidrogenocarbonato, enquanto que em uma 
solução de carbonato forma um precipitado marrom avermelhado de carbonato básico de 
mercúrio (II) (3HgO.HgCO3 = Hg4O3CO3). 
 
 
 
 
 
3. Sulfito, SO3
2- 
 
Somente os sulfitos de metais alcalinos e de amônio são solúveis em água. Os 
sulfitos dos outros metais são fracamente solúveis ou insolúveis. 
 
 
 
 
 
3.1 – Ácido Clorídrico diluído (ou ácido sulfúrico diluído) (Reação de 
Confirmação) 
 
Decompõem-se mais rapidamente a quente, com liberação de dióxido de enxofre: 
 
 
 
 
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. 
 
3.2 – Solução de Cloreto de Bário ou Cloreto de Estrôncio 
 
Precipitado branco de sulfito de bário ou de estrôncio (por agitação): 
 
 
 
 
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. 
 
3.3 – Solução de Permanganato de Potássio, previamente acidificada com ácido 
sulfúrico diluído 
 
Descoloração por redução a íons manganês (II): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.4 – Solução de Dicromato de Potássio, previamente acidificada com ácido 
sulfúrico diluído 
 
Coloração verde, devido à formação de íons cromo (III) 
 
 
 
 
 
 
Produtos de Análise: Fixadores fotográficos, alvejantes de fibras têxteis, conservadores 
de vinho, indústria do papel... 
 
4. Tiossulfato, S2O3
2- 
 
A maioria dos tiossulfatos que têm sido preparados é solúvel em água. Os de 
chumbo, prata e bário são pouco solúveis. Muitos deles se dissolvem em excesso de 
solução de tissulfato de sódio, formando sais complexos. 
 
4.1 – 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. O enxofre forma, primeiro, 
uma solução coloidal. 
 
 
 
4.2 – Solução de Iodo 
 
Descoloração, formando uma solução incolor de íons tetrationato: 
 
 
 
 
 
4.3 – Solução de Cloreto de Bário 
 
Precipitado branco de tiossulfato de bário, BaS2O3, provenientes de soluções 
moderadamente concentradas: 
 
 
 
4.4 – 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: 
 
 
 
 
 
Produtos de Análise: Fixadores fotográficos, produtos anticloro, extratores de prata, 
alvejantes de ossos, palha e marfim... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte Experimental – Parte I______________________________________ 
 
1- Reações do ânion Carbonato, CO3
- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de carbonato de sódio (Na2CO3) e 5 gotas 
de ácido clorídrico diluído (HCl). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de carbonato de sódio (Na2CO3) e 3 gotas 
de cloreto de bário (BaCl2). Anote o que ocorre. 
 
2- Reações do ânion Hidrogenocarbonato ou Bicarbonato, HCO3
- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 10 gotas de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e 
aqueça em banho-maria o tubo de ensaio. Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de bicarbonato de sódio (NaHCO3) e 5 
gotas de sulfato de magnésio (MgSO4). Aquecer em banho-maria e anotar o que 
ocorre. 
 
3- Reações do ânion Sulfito, SO3
- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de sulfito de sódio (Na2SO3) e 2 gotas de 
cloreto de bário (BaCl2). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de permanganato de potássio (KMnO4) e 3 
gotas de ácido sulfúrico diluído (H2SO4). Em seguida adicione 5 gotas de sulfito de 
sódio (Na2SO3) e anote o que ocorre. 
c) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) e 5 
gotas de ácido sulfúrico diluído (H2SO4). Em seguida adicione 5 gotas de sulfito de 
sódio (Na2SO3) e anote o que ocorre. 
 
4- Reações do ânion Tiossulfato, S2O3
2- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 2 gotas 
de ácido clorídrico diluído (HCl). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de iodo e em seguida adicione 5 gotas de 
tiossulfato de sódio (Na2S2O3). Anote o que ocorre. 
c) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e 3 gotas 
cloreto de bário (BaCl2). Anote o que ocorre. 
 
 
Pós-Laboratório________________________________________________ 
 
1. Elaborar um relatório explicando o que ocorre em todas as reações trabalhadas no 
procedimento experimental. 
5. Sulfeto, S2- 
 
O sulfeto ácido, normale os polissulfetos de metais alcalinos são solúveis em 
água. Suas soluções aquosas dão reação alcalina, devido à hidrólise. Os sulfetos da 
maioria dos demais metais são insolúveis. Os alcalino-terrosos são escassamente 
solúveis, mas são gradualmente convertidos, por contato com a água, em 
hidrogenossulfetos (dissulfetos) solúveis. 
 
5.1 – Ácido Clorídrico ou sulfúrico diluído (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): 
 
 
 
5.2 – Solução de nitrato de prata 
 
Precipitado preto de sulfeto de prata (Ag2S), insolúvel em ácido nítrico diluído a frio, 
mas nele solúvel a quente: 
 
 
 
5.3 – Solução de acetato de chumbo 
 
Precipitado preto de sulfeto de chumbo, PbS: 
 
 
 
Produtos de Análise: Minérios (galena - PbS, cinábrio - HgS, blenda-ZnS, pirita- FeS2), 
águas naturais, decomposição de seres vivos, águas sulfurosas, exalações vulcânicas... 
 
 
 
 
 
6. Cloreto, Cl- 
 
A maioria dos cloretos é solúvel em água. O cloreto de mercúrio (I), cloreto de 
prata, cloreto de chumbo, cloreto de cobre (I) (CuCl), oxicloreto de bismuto (BiOCl), 
oxicloreto de antimônio (SbOCl) e oxicloreto de mercúrio (Hg2OCl2) são insolúveis em 
água. 
 
6.1 – Ácido Sulfúrico concentrado 
 
Ocorre uma decomposição considerável do cloreto a frio, e completa a quente, com 
desprendimento de ácido clorídrico. 
 
 
 
 
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; 
c) Tornar vermelho o papel de tornassol. 
 
6.2 – Dióxido de Manganês e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de 
Confirmação) 
 
 
 
 
 
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. 
 
6.3 – 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. 
 
Produtos de Análise: Água do mar (NaCl, KCl, CaCl2, Mg2Cl), sal- gemas, suco gástrico 
(HCl), gases vulcânicos, água potável, alvejante, água de piscina (Cl2)... 
 
7. Brometo, Br- 
 
Os brometos de prata, mercúrio (I) e cobre (I) são insolúveis em água. O brometo 
de chumbo é pouco solúvel a frio, mas muito solúvel em água fervendo. Todos os outros 
brometos são solúveis. 
 
7.1 – 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. 
 
 
 
 
 
 
7.2 – Dióxido de Manganês e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de 
Confirmação) 
 
Desprendem-se vapores de bromo de cor marrom avermelhada. 
 
 
 
 
 
7.3 – 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. 
 
 
 
Produtos de Análise: Água do mar (NaBr, KBr, MgBr2), filmes fotográficos (AgBr), 
reagentes, produtos farmacêuticos, gás lacrimogêneo (brometo de benzilo- C7H7Br)... 
8. Iodeto, I- 
 
A solubilidade dos iodetos é semelhante à dos cloretos e brometos. Os iodetos de 
prata, mercúrio (I), mercúrio (II), cobre (I) e chumbo são os sais menos solúveis. 
 
8.1 – Ácido Sulfúrico concentrado 
 
A reação desse reagente com iodeto sólido, com aquecimento, desprende-se 
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. 
 
 
 
8.2 – Solução de Nitrato de Prata 
 
Precipitado amarelo e 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. 
 
 
 
8.3 – 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 o iodo é dissolvido nesse 
solvente orgânico formando uma solução violeta que ficará abaixo 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). 
 
 
 
 
 
 
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. 
Parte Experimental – Parte II_____________________________________ 
 
1- Reações do ânion Sulfeto, S2- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de sulfeto de sódio (Na2S) e 1 gota de 
nitrato de prata (AgNO3). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de sulfeto de sódio (Na2S) e 1 gota de 
acetato de chumbo - Pb(CH3COO)2. Anote o que ocorre. 
 
2- Reações do ânion Cloreto, Cl- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de cloreto de sódio (NaCl) e 2 gotas de 
nitrato de prata (AgNO3). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de cloreto de sódio (NaCl) e 2 gotas de 
acetato de chumbo [(CH3COO)2Pb]. Anote o que ocorre. 
 
3- Reações do ânion Brometo, Br- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de brometo de potássio (KBr) e 2 gotas de 
nitrato de prata (AgNO3). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de brometo de potássio (KBr) e 2 gotas de 
acetato de chumbo [(CH3COO)2Pb]. Anote o que ocorre. 
 
4- Reações do ânion Iodeto, I- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de iodeto de potássio (KI) e 2 gotas de 
nitrato de prata (AgNO3). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de iodeto de potássio (KI) e 2 gotas de 
acetato de chumbo [(CH3COO)2Pb]. Anote o que ocorre. 
c) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas hipoclorito de sódio (NaClO) e 5 gotas de 
ácido clorídrico diluído (HCl). Em seguida adicione 5 gotas de iodeto de potássio 
(KI). Anote o que ocorre. 
 
 
Pós-Laboratório________________________________________________ 
 
1. Elaborar um relatório explicando o que ocorre em todas as reações trabalhadas no 
procedimento experimental. 
 
9. Fluoreto, F- 
 
Os fluoretos de metais alcalinos comuns e de prata, mercúrio,alumínio e níquel 
são facilmente solúveis em água, os de chumbo, cobre, ferro (III), bário e lítio são pouco 
solúveis, e os demais alcalinos terrosos são insolúveis em água. 
 
9.1 – Ácido Clorídrico ou sulfúrico diluído (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 temperatura elevada 
(90ºC), ele se dissocia completamente em monômero de fluoreto de hidrogênio (ácido 
fluorídrico) (reação 2): 
 
 
 
 
 
 
 
Esse gás tem uma ação corrosiva sobre a sílica do vidro. Logo, os experimentos 
devem ser conduzidos em recipientes de teflon. 
 
9.2 – Solução de Cloreto de Cálcio 
 
Precipitado branco, viscoso, de fluoreto de cálcio (CaF2), pouco solúvel em ácido 
acético e solúvel em ácido clorídrico diluído. 
 
 
 
Produtos de Análise: Minérios (fluorita-CaF2, criolita-Na3AlF6), fundente nos altos- fornos 
(CaF2), gravação do vidro (HF), inseticidas, fungicidas, conservadores da madeira, água 
potável (CaF2 para prevenção de cáries nos dentes)... 
 
10. Nitrato, NO3
- 
 
Todos os nitratos são solúveis em água. Os nitratos de mercúrio e bismuto 
produzem sais básicos, tratando-os com água, estes são solúveis em ácido nítrico diluído. 
 
 
10.1 – Ácido Sulfúrico concentrado 
 
Formam-se vapores de cor marrom avermelhada de dióxido de nitrogênio, 
acompanhado de vapores ácidos de ácido nítrico. A reação é feita a quente. 
 
 
 
 
 
Essa reação não ocorre em ácido sulfúrico diluído. 
 
10.2 – Solução de Sulfato de ferro (II) e Ácido Sulfúrico concentrado 
(Reação de Confirmação) 
 
Leva a formação do íon [Fe(NO)]2+ que é evidenciado pelo surgimento do anel 
marrom na zona de contato dos dois líquidos (reagente e amostra em estudo). 
 
 
 
 
 
 
 
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. 
 
10.3 – Redução de Nitrato em meio alcalino 
 
Desprende-se amônia (NH3), que é detectada por seu odor, por sua ação sobre o 
papel de tornassol vermelho, sobre o papel de nitrato de mercúrio (I) ou sobre o papel 
com fenolftaleína. Reação é feita por aquecimento e o meio alcalino de hidróxido de 
sódio, na presença de pó de zinco ou alumínio em pó. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Produtos de Análise: Minérios (salitre-de-Chile-NaNO3, salitre-de-bengala-KNO3), 
adubos (Ca(NO3)2, NaNO3, NH4NO3), pólvora- negra (KNO3), explosivos (TNT, 
nitrocelulose), produtos pirotécnicos, tinta para cabelo e industria fotográfica (AgNO3), 
papel de cópias (Cu(NO3)2)... 
11. Acetato, CH3COO- 
 
Todos os acetatos normais, com exceção dos acetatos de prata e mercúrio (I), que 
são pouco solúveis, são facilmente solúveis em água. Alguns acetatos básicos, como o de 
ferro, alumínio e cromo, são insolúveis em água. 
 
11.1 – Ácido Sulfúrico diluído 
 
Por aquecimento, desprende-se ácido acético que é reconhecido por seu odor 
semelhante a vinagre: 
 
 
 
 
11.2 – 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. 
 
 
 
 
 
 
Produtos de Análise: CH3COOH (vinagre), Pb(CH3COO)2 (mordente, alvejante, produtos 
farmacêuticos), Cu(CH3COO)2 (pesticidas), CH3COONa (indústria de sabões, 
farmacêuticas e de corantes)... 
 
12. Oxalato, (COO)2
- 
 
Os oxalatos de metais alcalinos e de ferro (II) são solúveis em água, os demais 
insolúveis. São solúveis em ácidos diluídos. Alguns oxalatos se dissolvem em solução 
concentrada de ácido oxálico em virtude da formação de oxalatos solúveis ácidos ou 
compostos. 
 
 
 
 
12.1 – 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. 
 
 
 
12.2 – 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. 
 
 
 
 
Produtos de Análise: folhas de couve, indústria de corante... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte Experimental – Parte III_____________________________________ 
 
1- Reações do ânion Fluoreto, F- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de fluoreto de sódio (NaF) e 1 gota de 
nitrato de prata (AgNO3). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de fluoreto de sódio (NaF) e 1 gota de 
cloreto de cálcio (CaCl2). Anote o que ocorre. 
 
2- Reações do ânion Nitrato, NO3
- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 10 gotas de solução saturada de sulfato de ferro 
(II) (FeSO4), 2 gotas de ácido nítrico e 7 gotas de nitrato de potássio (KNO3). Em 
seguida adicione gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) pela parede do tubo 
de ensaio e anote o que ocorre. 
 
3- Reações do ânion Acetato, CH3COO
- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de acetato de sódio (CH3COONa), 5 gotas 
de ácido sulfúrico diluído (H2SO4) e aquecer em banho-maria. Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 10 gotas de acetato de sódio (CH3COONa), 3 
gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4), 5 gotas de etanol e aquecer em 
banho-maria por 3 minutos. Esfriar a solução. Colocar numa placa de petri e diluir 
com um pouco de água e verificar o odor de frutas. 
 
4- Reações do ânion Oxalato, (COO)2
2- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de oxalato de sódio (COONa)2 e 3 gotas 
de cloreto de cálcio (CaCl2). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de oxalato de sódio (COONa)2, 3 gotas de 
permanganato de potássio (KMnO4) e 3 gotas de ácido sulfúrico diluído (H2SO4). 
Aquecer em banho-maria e anotar o que ocorre. 
 
 
Pós-Laboratório________________________________________________ 
 
1. Elaborar um relatório explicando o que ocorre em todas as reações trabalhadas no 
procedimento experimental. 
13. Sulfato, SO4
2- 
 
Os sulfatos de bário, estrôncio e chumbo são praticamente insolúveis em água, os 
de cálcio e mercúrio (II) são pouco solúveis e a maioria dos demais sulfatos metálicos é 
solúvel. Alguns sulfatos básicos, tais como os de mercúrio, bismuto e cromo, são também 
insolúveis em água, mas se dissolvem em ácido clorídrico ou nítrico diluídos. 
 
13.1 – 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.13.2 – 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. 
 
 
 
 
13.3 – Solução de Nitrato de Mercúrio (II) 
 
Precipitado amarelo de sulfato básico de mercúrio (II): 
 
 
 
 
 
Produtos de Análise: Minérios (baritina- BaSO4, anglesita-PbSO4, glauberita- 
Na2SO4, epsomita-MgSO4), adubos, curtumes, corantes, materiais de construção, tintas, 
inseticidas (CuSO4)... 
 
 
 
 
14. Fosfato, PO4
3- 
 
São conhecidos três ácidos fosfóricos: ácido ortofosfórico (H3PO4), ácido 
pirofosfórico (H4P2O7) e o ácido metafosfórico (HPO3). Existem sais dos três ácidos: os 
ortofosfatos são os mais estáveis e mais importantes. As de piro e metafosfatos passam a 
ortofosfatos, lentamente, à temperatura ambiente, e, mais rapidamente, por ebulição. Os 
metafosfatos, a menos que preparados por métodos especiais, são usualmente 
polímeros, isto é, são derivados do (HPO3)n. 
O ácido ortofosfórico é um ácido tribásico, dando três séries de sais: ortofosfatos 
primários (H2PO4
-), ortofosfatos secundários (HPO4
2-) e ortofosfatos terciários (PO4
3-). 
Os fosfatos dos metais alcalinos, com exceção do lítio e de amônio são solúveis 
em água. 
Os fosfatos primários dos metais alcalino terrosos também são solúveis. Todos os 
fosfatos secundários e terciários dos metais alcalino terrosos são pouco solúveis ou 
insolúveis em água. 
 
14.1 – 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: 
 
 
 
 
 
14.2 – 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: 
 
 
 
 
 
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. 
 
 
 
 
14.3 – 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. 
 
 
 
 
 
 
O íon MoO4
2- é empregado na equação por uma questão de simplicidade, ele pode 
existir sob condições experimentais da reação. 
 
14.4 – Mistura Magnesiana (MgCl2 + NH4OH + NH4Cl) 
 
Forma-se um precipitado branco cristalino de MgNH4PO4.6H2O. 
 
 
 
 
 
Produtos de Análise: Minérios fosfatados, adubos, cimento dentário, ossos, purificadores 
de água... 
 
15. Borato, B4O7
2- 
 
O ácido bórico (ortobórico) livre H3BO3 é um sólido cristalino branco, bastante 
solúvel na água e que pertence aos ácidos mais fracos. Contudo, os seus sais, chamados 
boratos, não correspondem, pela sua composição, ao ácido ortobórico H3BO3, mas ao 
ácido metabórico HBO2 e ao ácido tetrabórico H2B4O7. 
Entre os boratos, apenas os dos metais alcalinos são solúveis em água. O mais 
importante deles é o tetraborato de sódio Na2B4O7.10H2O (bórax). Como sais de ácido, 
todos os boratos solúveis são fortemente hidrolisados em solução aquosa e gera solução 
com caráter alcalino. Os boratos insolúveis na água dissolvem-se nos ácidos. As soluções 
de boratos são incolores. 
 
 
 
 
15.1 – Solução de Cloreto de Bário 
 
Precipitado branco de metaborato de bário, Ba(BO2)2, solúvel nos ácidos. A sua 
formação pode ser representada pela equação: 
 
 
 
 
Pela equação, podemos observar que ocorre precipitação de somente parte do íon 
borato presente em solução. Para precipitação completa, a reação deve desenvolver-se 
em meio alcalino: 
 
 
 
 
Produtos de Análise: Minérios (Boracita-Mg3B7O13Cl, Bórax-Na2B4O7.10H2O, Kernita-
Na2B4O7 .4H2O, Ulexita-NaCaB4O9.7H2O, Colemanita-Ca2B6O11.5H2O)... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Parte Experimental – Parte IV___________________________________ 
 
1- Reações do ânion Sulfato, SO4
2- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de sulfato de sódio (Na2SO4) e 2 gotas de 
cloreto de bário (BaCl2). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de sulfato de sódio (Na2SO4), 2 gotas de 
permanganato de potássio (KMnO4) e 2 gotas de cloreto de bário (BaCl2). Em 
seguida adicione algumas gotas de peróxido de hidrogênio (H2O2) a 3%. Anote o 
que ocorre. 
c) Em um tubo de ensaio adicione 3 gotas de sulfato de sódio (Na2SO4) e 2 gota de 
acetato de chumbo (CH3COO)2Pb. Anote o que ocorre. 
 
2- Reações do ânion Fosfato, PO4
3- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de hidrogenofosfato dissódico 
(Na2HPO4.7H2O) e 3 gotas de nitrato de prata (AgNO3). Anote o que ocorre. 
b) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de hidrogenofosfato dissódico 
(Na2HPO4.7H2O) e 3 gotas de cloreto de ferro (III) (FeCl3). Anote o que ocorre. 
c) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de hidrogenofosfato dissódico 
(Na2HPO4.7H2O), 5 gotas de ácido clorídrico diluído (HCl – 2M) e 5 gotas de 
cloreto de magnésio (MgCl2). Adicione a seguir 2 gotas de hidróxido de amônio 
concentrado (NH4OH). Anote o que ocorre. 
 
3- Reações do ânion Tetraborato, B4O7
2- 
 
a) Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de borato de sódio (Na2B4O7), 3 gotas de 
hidróxido de sodio (NaOH – 6M) e 3 gotas de cloreto de bário (BaCl2). Anote o que 
ocorre. 
 
 
 
Pós-Laboratório________________________________________________ 
 
1. Elaborar um relatório explicando o que ocorre em todas as reações trabalhadas no 
procedimento experimental. 
Reações Complementares 
 
1. 5 gotas de NaCl + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3: (Precipitado branco) 
2. 5 gotas de NaCl + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de (NH4)2CO3 (Δ por 5 minutos): (Precipitado solúvel) 
3. 5 gotas de NaCl + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de NH4OH concentrado: (Precipitado solúvel) 
4. 5 gotas de NaCl + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de NH4OH diluída: (Precipitado solúvel) 
5. 5 gotas de NaCl + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de S2O32-: (Precipitado solúvel) 
 
6. 5 gotas de KI + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3: (Precipitado amarelo floculento) 
7. 5 gotas de KI + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de (NH4)2CO3 (Δ por 5 minutos): (Precipitado insolúvel) 
8. 5 gotas de KI + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de NH4OH concentrado: (Precipitado pouco solúvel) 
9. 5 gotas de KI + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de NH4OH diluída: (Precipitado insolúvel) 
10. 5 gotas de KI + 1 gota de HNO3 + 1 gota de AgNO3 + 10 gotas de S2O32-: (Precipitado solúvel) 
 
11. 5 gotas de KBr + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3: (Precipitado amarelo pálido floculento) 
12. 5 gotas de KBr + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de (NH4)2CO3 (Δ por 5minutos): (Precipitado insolúvel) 
13. 5 gotas de KBr + 1 gota de HNO3 + 1 gota de AgNO3 + 10 gotas de NH4OH concentrado: (Precipitado solúvel) 
14. 5 gotas de KBr + 1 gota de HNO3 + 1 gotas de AgNO3 + 10 gotas de NH4OH diluída: (Precipitadopouco solúvel) 
15. 5 gotas de KBr + 1 gota de HNO3 + 1 gota de AgNO3 + 10 gotas de S2O32-: (Precipitado solúvel) 
 
16. 5 gotas de NaH2PO4 + 5 gotas de AgNO3: (Precipitado amarelo) 
17. 5 gotas de NaH2PO4 + 5 gotas de AgNO3 + 5 gotas de HNO3 diluído: (Precipitado solúvel) 
18. 5 gotas de NaH2PO4 + 5 gotas de AgNO3 + 5 gotas de NH4OH diluída: (Precipitado solúvel) 
19. 5 gotas de Na2CO3 + 5 gotas de AgNO3: (Precipitado branco que torna-se amarelo ou marrom com excesso de reagente ou com Δ – formação de oxido de prata) 
20. 5 gotas de Na2CO3 + 5 gotas de AgNO3 + 5 gotas de HNO3 diluído: (Precipitado solúvel) 
 
21. 10 gotas de KBr + 4 gotas de H2SO4 diluído + 10 gotas de clorofórmio. Adicionar NaClO (gota a gota): (Solução marrom avermelhada abaixo da camada aquosa) 
22. 10 gotas de KI + 4 gotas de H2SO4 diluído + 10 gotas de clorofórmio. Adicionar NaClO (gota a gota): (Solução violeta abaixo da camada aquosa - e marrom, iodo) 
23. 5 gotas de KI + 5 gotas de KBr + 4 gotas de H2SO4 diluído + 10 gotas de clorofórmio. Adicionar NaClO (gota a gota): (Solução violeta, iodo – vermelha pardacenta, bromo) 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido - UFERSA 
 
Lab. Análise Química – Prof. Dr. Ricardo Leite e Prof. Dra. Kalyanne Gomes 
PREPARO DE SOLUÇÕES 
 
 
1– OBJETIVOS 
 
Nesta aula prática o aluno deverá integrar os diversos procedimentos laboratoriais 
envolvidos no preparo de soluções: 
- o cálculo prévio da quantidade de soluto a ser utilizada; 
- a utilização adequada da vidraria de laboratório; 
- técnicas de diluição e mistura de soluções. 
 
2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
2.1 – Definição de solução 
 
 As soluções são misturas homogêneas, monofásicas, constituídas de dois ou mais 
componentes. 
 
2.2 – Importância das soluções 
 
O emprego de soluções é uma constante na Química Analítica e, geralmente, qualquer 
análise química inicia-se com uma etapa de preparação das soluções a serem empregadas. 
Fora do campo da Química, as soluções encontram emprego no cotidiano de diversos 
profissionais. Seja na preparação de formulações medicamentosas para animais, na 
utilização de praguicidas nas lavouras, no manuseio de complementos vitamínicos para 
animais, na adubação através da irrigação, etc, a verdade é que os agrônomos, engenheiros 
agrícolas e ambientais, zootecnistas, engenheiros de pesca, etc. irão se deparar cedo ou 
tarde com o problema de preparar uma solução. No laboratório ou no campo os princípios de 
preparo de soluções são os mesmos e devem ser assimilados pelos futuros profissionais 
dessas áreas. 
 
 
 
 
 
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2.3 – Concentração 
 
Toda solução é constituída de um solvente (constituinte geralmente em maior 
proporção) e de um ou mais solutos (constituintes em menores proporções). Podemos dizer 
que uma das características mais importantes de uma solução é sua concentração. 
Basicamente, a concentração de uma solução pode ser definida de duas formas: 
 
soluçãodequantidade
solutodequantidade
ãoConcentraç 
 
ou 
 
solventedequantidade
solutodequantidade
ãoConcentraç 
 
 
As quantidades de soluto, solvente ou solução, e, por conseguinte, a concentração podem ser 
expressas em diferentes unidades. 
As unidades empregadas para medir as quantidades de soluto e solvente podem tanto 
ser físicas (grama, litro, etc.) quanto químicas (mol, fórmula-grama, equivalente-grama, etc). 
Algumas das unidades de concentração derivadas são apresentadas segundo sua 
natureza (física ou química) no quadro abaixo: 
 
Unidades físicas de concentração Unidades químicas de concentração 
- massa/massa 
- massa/volume 
- volume/volume 
- densidade 
- título 
- partes por milhão (ppm) 
- partes por bilhão (ppb) 
- partes por trilhão (ppt) 
- Concentração em quantidade de 
matéria (molaridade) 
- Normalidade 
- Molalidade 
- Formalidade 
 
 
 
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 Convém relembrar que a molaridade (M), hoje chamada de concentração em 
quantidade de matéria segundo recomendação da IUPAC1, é definida como sendo a razão 
entre o número de mols de soluto (n) e o volume de solução (V) em litros. Assim, podemos 
equacionar a definição de molaridade como sendo: 
V
n
M 
 
Porém, lembrando que o número de mols de um soluto é igual a razão entre sua massa (m) e 
sua massa molar (MM = massa molecular tomada em gramas), teremos: 
MM
m
n 
 e 
VMM
m
M


 
 
 A normalidade (N) é ainda bastante empregada como unidade de concentração, 
apesar de seu uso não ser recomendado pela IUPAC. 
Definimos a normalidade como sendo a razão entre o número de equivalentes-grama 
de soluto (nE) e o volume da solução em litros (V): 
V
n
N E
 
 Considerando que o número de equivalentes-grama de soluto é igual à razão entre a 
massa de soluto (m) empregada e o seu equivalente-grama (E), temos: 
 
VE
m
N


 
 O equivalente-grama de uma substância é a razão entre sua massa molar (MM) e sua 
“valência” (x): 
x
MM
E 
 
Onde, 
x = número de hidrogênios ionizáveis no caso de ácidos; 
x = número de hidroxilas (OH) nos hidróxidos; 
x = carga total em módulo dos cátions ou dos ânions em um sal; 
x = número de elétrons trocados no caso de oxidantes e redutores. 
 
 A molalidade é definida como sendo a razão entre o número de mols do soluto e a 
massa de solvente em kilogramas. 
 
1
 1IUPAC – International Union of Pure and Applied Chemistry (organismo internacional que regulamenta as convenções em química) 
 
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 A formalidade (F) apresenta uma importância conceitual. Quando dissolvemos uma 
substância iônica em água, o cloreto de sódio – NaCl, por exemplo, esta se dissocia em íons 
e não teremos em solução a substância original. Assim, numa solução aquosa de NaCl temos 
íons Na+ e Cl-. Não podemos conceitualmente falar de molaridade de NaCl pois este não 
existe em solução. O mais correto é falar de formalidade, pois estamos considerando apenas 
a fórmula do NaCl sem levar em consideração seu real estado em solução. A formalidade é 
definida, então, como sendo a razão entre o número de fórmulas-gramas do soluto por 
volume da solução em litros. 
 
2.4 – Calculando a massa de soluto necessária para preparar uma solução de concentração 
desejada. 
 
Com base na definição da concentração em quantidade de matéria, podemos calcular 
qual é a massa em gramas de um determinado soluto, que devemos pesar, para preparar 
um dado volume de solução com uma concentração previamente especificada. 
 
EXEMPLO: Calcule a massa de hidróxido de sódio em gramas que deve ser pesada para 
preparar 500 mL de uma solução 0,2 mol/L. (massas atômicas: Na = 23 u.m.a., O = 16 u.m.a 
e H = 1 u.m.a.) 
 
Solução: 
A massa molar do hidróxido de sódio (NaOH) será: 
MMNaOH = 23 + 16 + 1 = 40 g/mol 
 
Sendo M = 0,2 mol/L; V = 500 mL = 0,5 L podemos calcular a massa de soluto diretamente da definição de 
molaridade: 
Lmolg
gm
Lmol
5,0/40
)(
/2,0


 
ggm 4)( 
 
 
 
 
 
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 No caso de substâncias impuras devemos levar em consideração o título (% 
massa/massa)no cálculo da massa de substância a ser pesada. Quando trabalhamos com 
substâncias líquidas é conveniente calcular o volume de substância correspondente à massa 
da substância necessária para preparar a solução desejada, uma vez que nesse caso fica 
mais fácil medir um volume que uma massa. Informações, tais como densidade e título de 
um reagente, podem ser obtidas nos rótulos dos mesmos. O exemplo a seguir ilustra esses 
casos. 
 
EXEMPLO: Deseja-se preparar 250 mL de uma solução 0,5 mol/L de HCl. Dispõe-se no 
laboratório de HCl PA (reagente para análise) contendo 37 % em peso de HCl e densidade 
igual a 1,19 g/mL. Calcule o volume de HCl que deve ser empregado para preparar a solução 
desejada. (dados: massa molar do HCl = 36,5 g/mol) 
 
SOLUÇÃO: 
Inicialmente devemos calcular a massa de HCl que utilizaríamos caso o reagente estivesse puro, isso é 
realizado exatamente como no exemplo anterior. 
 
Dados: MMHCl = 36,5 g/mol; M = 0,5 mol/L e V = 250 mL = 0,25 L 
 
Lmolg
gm
Lmol
25,0/5,36
)(
/5,0


 
 
ggm 5625,4)( 
 de HCl puro!, 
 
Porém, nosso reagente apresenta apenas 37 % em peso de HCl (o resto é água !). Podemos calcular quanto 
devemos pesar de nosso reagente para obtermos uma massa de HCl igual a 4,5625 g através de uma regra 
de três simples. 
 
Massa de 
reagente 
 % de HCl 
 
4,5625 g 
 
- 
 
100 % 
x - 37 % 
 
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Devemos notar que a pureza do reagente e a massa que deve ser pesada são grandezas inversamente 
proporcionais. Quanto menor o % de HCl maior será a massa de reagente que deverá ser pesada. 
Resolvendo a regra de três temos: 
 
%100
%375625,4

x
g
 
 
gx 33,12
 de HCl a 37 % devem ser pesadas! 
 
Neste ponto, lembramos que o nosso reagente é um líquido. Não é conveniente pesarmos um líquido, 
ainda mais sendo ele corrosivo como o HCl. Devemos então calcular o volume de HCl 37 % correspondente a 
uma massa de 12,33 g. Para tanto utilizaremos a densidade da solução. 
V
m
d 
 
Dados: d = 1,19 g/mL; m = 12,33 g 
V
g
mLg
33,12
/19,1 
 
mLV 36,10
 de HCl 37% devem ser medidos para prepararmos nossa solução. 
 
2.5 – Padrões primários e secundários 
 
 Quando preparamos uma solução devemos levar em conta se o soluto é um padrão 
primário ou secundário. 
Os reagentes padrão-primário são substâncias estáveis, não higroscópicas, não 
eflorescentes, de fácil purificação e alto peso molecular, que servem para o preparo direto de 
soluções de concentração definida. As soluções de reagentes padrão-primário podem ser 
usadas para determinar a concentração exata de soluções de reagentes padrão-secundário. 
Exemplos de reagentes padrão-primário são: cloreto de sódio, nitrato de prata, dicromato de 
potássio, biftalato de potássio, trióxido de arsênio, ácido oxálico, carbonato de sódio, etc. 
Os reagentes padrão-secundário são substâncias higroscópicas, voláteis, eflorescentes 
e alteráveis, cujas soluções devem ter sua concentração exata definida através de um 
procedimento de padronização. Exemplos de reagentes padrão-secundário são: ácido 
clorídrico, hidróxido de sódio, ácido sulfúrico, permanganato de potássio, cloreto de cálcio, 
etc. 
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2.6 – Diluição de soluções 
 
 Quando uma solução é diluída, seu volume é aumentado devido à adição de solvente, 
sua concentração diminui, porém a quantidade de soluto permanece invariável. Podemos 
escrever que: 
Quantidade de soluto antes da diluição = quantidade de soluto após a diluição 
 
Considerando que: 
Quantidade de soluto = concentração da solução x volume de solução 
Obtemos a seguinte expressão: 
 
ffii CVCV 
 
 
Onde: 
Vi = volume da solução antes da diluição; 
Ci = concentração da solução antes da diluição; 
Vf = volume da solução após a diluição; 
Cf = concentração da solução após a diluição. 
 
EXEMPLO: Qual é o volume de uma solução de hidróxido de sódio 0,4 mol/L que devemos 
utilizar para preparar 50 mL de uma solução 0,08 mol/L por diluição? 
 
SOLUÇÃO: 
 
Dados: Ci = 0,4 mol/L; Cf = 0,08 mol/L e Vf = 50 mL. 
 
LmolmLLmolVi /08,050/4,0 
 
mLVi 10
 
 
 
 
 
 
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2.7 – Mistura de soluções de mesmo soluto 
 
 Quando misturamos soluções de concentrações diferentes do mesmo soluto, o 
número de moles do soluto contido na solução resultante será igual à soma do número de 
moles das soluções originais. Dessa forma, ao misturarmos um volume V1 de uma solução 
de concentração C1, com um volume V2 de uma solução de concentração C2, obteremos uma 
solução de concentração C3 dada pela seguinte expressão: 
 
21
2211
3
VV
VCVC
C



 
 
EXEMPLO: Calcule a concentração de uma solução de NaOH resultante da mistura de 200 
mL de uma solução de NaOH 8,0 g/L e 800 mL de uma solução de NaOH 5,0 g/L. 
 
SOLUÇÃO: 
 
Dados: C1 = 8,0 g/L; V1 = 200 mL; C2 = 5,0 g/L e V2 = 800 mL. 
 
)/(6,5
1000
5600
1000
40001600
)(800)(200
)(800)/(0,5)(200)/(0,8
3 Lg
mLmL
mLLgmLLg
C 





 
 
2.8 – Sistemática para o preparo de soluções 
 
 O preparo de uma solução envolve a dissolução do soluto no solvente. De acordo com 
o tipo do soluto podemos encontrar dois tipos de procedimentos: preparo de soluções padrão 
primário e preparo de soluções padrão secundário. 
 
a) Preparo de uma solução padrão primário: 
- Calcular a quantidade de soluto a ser usada no preparo da solução desejada; 
- pesar em vidro de relógio ou pesa-filtro, a massa calculada do soluto (o mais exatamente 
possível); 
- dissolver o soluto no solvente, cuidadosamente, evitando qualquer tipo de perda; 
(utilizar becker e bastão de vidro para este fim); 
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- transferir o soluto, já dissolvido, do becker para um balão volumétrico de volume desejado, 
usando um funil e evitando perdas (lavar bem o material recolhendo as águas de lavagem no 
balão!); 
- completar o volume do balão com o solvente desejado (geralmente água destilada) até o 
menisco; 
- homogeneizar a solução por inversão. 
(Observação: Neste procedimento podemos usar a massa do soluto para calcular a real 
concentração da solução!) 
 
b) Preparo de uma solução padrão secundário: 
 
- Calcular a quantidade de soluto necessária para o preparo da solução desejada; 
- pesar a massa ou medir o volume, de forma aproximada, do soluto; 
- dissolver o soluto em um pouco do solvente usando um becker e um bastão de vidro; 
- transferir o conteúdo do becker para um balão volumétrico com o auxílio de um funil; 
- completar o volume do balão até o menisco; 
- homogeneizar por inversão; 
- determinar a real concentração da solução por padronização. 
(Observação: neste procedimento a quantidade de soluto empregada não pode ser usada 
para calcular a concentração da solução!) 
 
2.9 – Algumas observações quanto à medida de volumes 
 
 Chamamos de menisco à interface existente entre um líquido e o ar (ou outro gás) em 
um tubo. O menisco pode ter a forma côncava (ex: água) ou convexa (ex: mercúrio), 
dependendo da tensão superficial do líquido. 
Quando preenchemos uma vidraria volumétrica devemos observarque o menisco 
tangencie a marca indicativa do volume desejado, porém, dependendo da cor da solução 
dois casos podem se apresentar. No caso de soluções incolores a marca da vidraria deve 
tangenciar a base do menisco, enquanto que no caso de soluções coloridas devemos fazer 
coincidir o topo do menisco com a marca da vidraria. A figura abaixo ilustra esse 
procedimento. 
 
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(a) Posição correta do menisco para o caso de soluções incolores; (b) Posição correta do 
menisco para o caso de soluções coloridas. 
 
 Outro fato importante que devemos levar em consideração quando do preenchimento 
de uma vidraria volumétrica é que devemos manter a marca do volume na altura dos olhos, 
durante o preenchimento, para evitar os erros de paralaxe (deslocamento aparente de um 
objeto quando se muda a posição de observação do mesmo). 
 
3 – PROCEDIMENTOS PRÁTICOS 
 
3.1 - Preparo de uma solução de NaOH 0,5 mol/L 
 
a) Calcule a massa de hidróxido de sódio necessária para preparar 50 mL de uma solução 
0,5 mol/L de NaOH. 
b) Pese a massa de NaOH calculada em um becker limpo e seco. 
c) Dissolva o NaOH pesado, no próprio becker, com água destilada. Use um bastão de vidro. 
d) Transferir a solução para um balão volumétrico de 50 mL, espere o balão esfriar até a 
temperatura ambiente e então complete o volume até a marca indicativa de volume. 
e) Homogeneizar por inversão. 
f) Transferir a solução preparada para um frasco de plástico e rotular (anotar o nome da 
substância, fórmula, concentração, data de preparação e responsável). 
Modelo: 
 
 
 
Hidróxido de Sódio – NaOH 
0,5 mol/L 
03/04/2017 
Grupo 1 – Carlos 
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3.2 – Preparo da solução de HCl 0,5 mol/L 
 
a) Calcular o volume de HCl concentrado que deve ser utilizado para preparar 100 mL de 
uma solução 0,5 mol/L. (obter os dados de pureza do HCl concentrado e sua densidade no 
rótulo do frasco do reagente!) 
b) Medir com uma pipeta graduada e com auxílio de uma pêra (pipetador), em uma capela, o 
volume de HCl concentrado calculado. 
c) Transferir o volume de HCl concentrado medido para um balão volumétrico de 100 mL 
contendo cerca de 25 mL de água destilada. 
d) Esperar o balão esfriar até a temperatura ambiente e completar com água destilada até o 
menisco. 
e) Homogeneizar por inversão. 
f) Transferir a solução preparada para um frasco de vidro e rotular (de acordo com o modelo). 
 
3.3 – Preparo da solução de HCl 0,05 mol/L partindo da solução de HCl 0,5 mol/L 
 
a) Calcular o volume de solução de HCl 0,5 mol/L que deve ser medido para prepararmos 50 
mL de uma solução de HCl 0,05 mol/L. 
b) Medir com o auxílio de uma pipeta o volume calculado da solução de HCl 0,5 mol/L e 
transferir para um balão volumétrico de 50 mL. 
c) Completar o volume do balão com água destilada. 
d) Homogeneizar por inversão. 
e) Transferir a solução preparada para um frasco de vidro e rotular (de acordo com o 
modelo). 
 
4 – PÓS-LABORATÓRIO 
 
a) Faça uma pesquisa sobre situações em que é necessária a preparação de uma solução em 
sua área de atuação. 
b) Por que se utiliza um frasco de vidro para o armazenamento da solução de HCl e um 
frasco de plástico para armazenar uma solução de NaOH? 
c) Podemos confiar na concentração das soluções preparadas nesta aula prática? Explique 
d) Explique a diferença que existe entre molalidade e molaridade. Em quais situações é mais 
interessante utilizar a molalidade como unidade de concentração? 
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5 – EXERCÍCIOS 
 
1) Calcule a concentração em quantidade de matéria de uma solução de Na2SO4 obtida pela 
dissolução de 56,8 g deste sal em 500 mL de solução. (R: 0,8 mol/L) 
 
2) Quantos gramas de NaOH são necessários para preparar 2 L de uma solução 0,02 mol/L 
desta base ? (R: 1,6 g) 
 
3) Calcule quantos mililitros de H2SO4 (ácido sulfúrico) concentrado (densidade = 1,98 g/mL 
e pureza = 98 %) são necessários para preparar 1 L de solução 0,02 mol/L deste ácido. (R: 
1,01 mL) 
 
4) O ácido cítrico é um triácido de massa molar igual a 192 g/mol. Calcule quantos gramas 
de ácido cítrico devem ser pesados para preparar 500 mL de uma solução 0,1 N deste ácido. 
(R: m = 3,2 g) 
 
5) Qual é a concentração em quantidade de matéria de uma solução a 4,8 g/L de dicromato 
de potássio em água (K2Cr2O7) ? (R: 0,016 mol/L) 
 
6) Quantos gramas de hidróxido de potássio existem em 100 mL de uma solução 0,2 mol/L 
desta substância ? (R: 1,122 g) 
 
7) Calcule o volume de uma solução de hidróxido de sódio 0,8 mol/L que deve ser utilizado 
para preparar por diluição 1 L de solução 0,04 mol/L desta base. (R: 50 mL) 
 
8) Calcule a concentração de uma solução obtida pela diluição de 400 mL de solução 0,5 
mol/L de HCl até um volume de 2 L. (R: 0,1 mol/L) 
 
9) Qual é a concentração de uma solução de cloreto de sódio obtida pela mistura de 200 mL 
de uma solução 0,4 mol/L e de 800 mL de uma solução 0,6 mol/L deste sal. (R: 0,56 mol/L) 
 
10) Calcule o volume V1 de uma solução de HNO3 0,8 mol/L que deve ser misturado com um 
volume V2 de uma segunda solução de HNO3 0,2 mol/L de forma a obter 1 L de solução de 
HNO3 0,5 mol/L. (R: V1 = V2 = 500 mL) 
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6 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Balança analítica Ácido clorídrico concentrado 
Balão volumétrico – 100 mL (02) Hidróxido de sódio PA 
Balão volumétrico – 50 mL (02) Água destilada 
Bastão de vidro 
Capela 
Espátula 
Etiquetas 
Frasco de plástico para reagente 
Frasco de vidro para reagente (02) 
Funil 
Pêra 
Pisseta 
Proveta – 50 mL 
 
7 – BIBLIOGRAFIA 
 
MENDHAM, J. et al. Análise química quantitativa (Vogel). 6. Ed. Ver. Rio de Janeiro: LTC, 
2002. 462 p. 
 
HARRIS, Daniel C. Análise química quantitativa. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001. 862 p. 
 
SKOOG, D.H. et al. Fundamentos de Química Analítica. 8. ed. São Paulo: Thomson, 2006. 
999 p. 
 
BACCAN, Nivaldo et al. Química analítica quantitativa e elementar. 2. ed. rev. ampl. São 
Paulo: Edgard Blücher; Campinas 
 
MOREAU, C.; PAYEN, J-.P. Solutions aqueuses: rappels de cours; exercices et problèmes 
corrigés. Paris: BERLIN, 1992. 351 p. 
 
HARVEY, David. Modern analytical chemistry. 1. ed. New York: McGraw-Hill, 2000. 816 p. 
 
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PADRONIZAÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
 
1 – OBJETIVOS 
 
Esta aula prática tem como objetivo desenvolver, no aluno, competências e 
habilidades relacionadas à técnica de padronização de soluções. Ao final desta aula, deseja-
se que o aluno tenha desenvolvido as seguintes aptidões: 
- reconhecer as bases da análise volumétrica; 
- realizar a padronização de uma solução por titulometria; 
- efetuar os cálculos da concentração real de uma solução e de seu fator de 
 correção com base nos dados obtidos durante a padronização. 
 
2 – ABORDAGEM TEÓRICA 
 
2.1 – A padronização de soluções 
 
 Em química o termo padronização refere-se à determinação exata da concentração de 
um reagente em solução. A padronização é necessária quando preparamos soluções de 
reagentes padrão-secundário. Geralmente,utiliza-se na padronização uma técnica de análise 
química que permita determinar a concentração da solução em estudo. A técnica analítica 
mais utilizada na padronização de soluções é a análise volumétrica (ou titulometria). 
 
2.2 – A análise volumétrica 
 
 Na análise volumétrica mede-se certo volume da solução de concentração 
desconhecida e adiciona-se a essa solução, por incrementos de volume (gota a gota), com o 
auxílio de uma bureta, uma solução de concentração conhecida de um reagente que reaja 
com a substância que se deseja analisar. A solução de concentração desconhecida recebe o 
nome de titulado e a solução padrão (solução de concentração conhecida) é chamada de 
titulante. Quando a quantidade de reagente presente no titulante adicionado for 
estequiometricamente equivalente à quantidade de substância analisada presente no 
titulado, atingiu-se o chamado ponto de equivalência da titulação (P.E.). Idealmente, deve-se 
parar a adição de titulante, fechando a torneira da bureta, quando o P.E. é atingido. Como o 
P.E. é de difícil percepção, frequentemente, adiciona-se uma substância que mude de 
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coloração quando da proximidade do P.E., essa substância é chamada de indicador. O ponto 
da titulação no qual paramos de adicionar o titulante devido à mudança de coloração do 
indicador é chamado de ponto final de titulação. A diferença entre o ponto final de titulação e 
o ponto de equivalência é chamada de erro de titulação. 
 
2.3 – Reações químicas e titulometria 
 
 Para que uma análise titulométrica seja possível é necessário que exista uma reação 
química entre o analito e o reagente cuja solução será usada como titulante. Porém, para 
que uma reação seja usada em titulometria, ela deve obedecer a certos critérios: 
- A reação dever ser rápida (praticamente instantânea), ou caso contrário que possa ser 
acelerada pela ação de um catalisador ou por aquecimento; 
- Os reagentes (titulado e titulante) devem reagir estequiometricamente entre si; 
- Não estar sujeita à ocorrência de reações paralelas; 
- O ponto final deve ser facilmente perceptível através de uma mudança nas propriedades 
físico-químicas da solução ou da mudança de coloração de um indicador nas proximidades 
do ponto de equivalência. 
 Dependendo do tipo de reação empregada na titulometria, nós podemos classificá-la 
em quatro tipos: 
 
a) Titulometria de neutralização: neste tipo de titulometria utiliza-se uma reação entre 
um ácido e uma base, ou seja, uma reação de neutralização. 
b) Titulometria de precipitação: titulometria que envolve reações de formação de 
compostos pouco solúveis. 
c) Titulometria de complexação: envolve reações de formação de complexos entre o 
titulante e o titulado. 
d) Titulometria de oxi-redução: utiliza reações de oxidação e redução entre o titulante e o 
titulado. 
 
 
 
 
 
 
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2.4 – Montagem experimental para uma análise titulométrica 
 
 A figura ao lado mostra uma montagem típica 
usada em titulometria. 
 Inicialmente, preenche-se uma bureta com 
a solução o titulante até a marca do zero. A 
solução do titulado é colocada em um 
erlenmeyer ao qual é adicionado o titulante, gota 
a gota, com o auxílio de uma bureta. 
 A agitação da solução titulada pode ser 
feita manualmente, ou com auxílio de um 
agitador magnético. Usa-se um suporte universal 
e garras castelloy para a fixação da bureta. 
 
 
 
2.5 – Cálculo da concentração do titulado 
 
 Durante uma titulação ocorre uma reação de estequiometria conhecida entre o 
titulante e o titulado. Consideremos uma reação química genérica entre uma espécie A 
(titulado) e uma espécie B (titulante): 
 
x A + y B  produtos 
 
Através da estequiometria da reação podemos escrever que: 
 
y x nA = x x nB 
onde : nA = número de moles da espécie A (titulado); 
 nB = número de moles da espécie B (titulante); 
 x e y = coeficientes estequiométricos para a reação entre A e B. 
 
Lembrando que : n = M x V(L) 
 
Barra de agitação
magnética
Erlenmeyer
Bureta
Agitador
magnético
Solução do
titulado
titulante
Suporte universal
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Lab. Análise Química – Prof. Dr. Ricardo Leite e Prof. Dra. Kalyanne Gomes 
 
Temos: y x MA x VA = x x MB x VB 
 
Onde : MA = molaridade da solução do titulado; 
 MB = molaridade da solução titulante; 
 VA = volume da solução de titulado usada na titulação; 
 VB = volume da solução de titulante gasto na titulação; 
 
Exemplo: Calcule a molaridade de uma solução de ácido clorídrico, sabendo que 20 mL desta 
solução ácida necessitaram de 10,5 mL de uma solução padrão de carbonato de sódio 0,1 
mol/L para sua completa neutralização. 
 
Reação: 2 HCl + Na2CO3  2 NaCl + CO2 + H2O 
 
Dados: 
A = HCl 
B = Na2CO3 
 
x = 2 
y = 1 
MA = ? 
MB = 0,1 mol/L 
VA = 20 mL 
VB = 10,5 mL 
 
Calculo da concentração do titulado : 
 
1 . MA . 20 (mL) = 2 . 0,1 (mol/L) . 10,5 (mL) 
 
MA = 0,105 mol/L (concentração da solução de HCl titulada !) 
 
 
 
 
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2.6 – Cálculo do fator de correção para uma solução padrão 
 
 Quando preparamos uma solução padrão secundário, o valor verdadeiro da 
concentração desta solução é obtido por padronização. Para relacionarmos o valor da 
concentração que inicialmente tínhamos desejado preparar (concentração desejada ou 
nominal) com o valor da concentração que realmente obtivemos para nossa solução 
(concentração real), podemos estabelecer um fator de correção f: 
 
f = concentração real/concentração desejada 
 
Quando queremos encontrar o valor da concentração verdadeira de uma solução 
padronizada, basta multiplicarmos o valor do fator de correção pela concentração nominal da 
solução. 
 
Exemplo: Se uma solução de HCl 0,5 mol/L possui um fator de correção, f = 0,988, sua 
molaridade real será: Mreal = Mnominal . f = 0,5 (mol/L) x 0,988 = 0,494 mol/L 
 
3 – PROCEDIMENTOS PRÁTICOS 
 
3.1 – Padronização da solução de HCl 0,5 mol/L 
 
a) Preparar uma solução padrão de carbonato de sódio 0,25 mol/L. Coloque cerca de 30 g de 
carbonato de sódio PA para secar na estufa a 110 °C até obter massa constante. Guarde em 
dessecador até atingir a temperatura ambiente. Pese, em um becker, exatamente, 26,5 g 
(verifique o cálculo!) do carbonato de sódio seco e dissolva em água destilada, transfira para 
um balão volumétrico de 1,0 L e complete o volume até a marca. 
 
b) Preencha a bureta com a solução padrão de carbonato de sódio, elimine eventuais bolhas 
de ar e zere a bureta. 
 
c) Usando uma pipeta volumétrica, transfira 20 mL da solução de HCl a ser titulada para um 
erlenmeyer. Adicione cerca de 50 mL de água destilada ao erlenmeyer, usando uma proveta. 
 
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c) Adicione 3 (três) gotas de indicador misto (vermelho de metila + verde de bromocresol) ao 
conteúdo do erlenmeyer e agite com movimentos circulares. 
 
d) Adicione a solução do titulante (carbonato de sódio), gota a gota, à solução do titulado, 
agitando