APOSTILA quimica Analitica qualitativa

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FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE 
ESCOLA DE QUÍMICA E ALIMENTOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
APOSTILA 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2009 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
 Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de 
análise química que permitem determinar a composição química das substâncias ou de mistura 
das mesmas, e também o desenvolvimento de novas técnicas, métodos de processo analítico. 
 A química analítica encontra-se presente em praticamente todas as atividades 
humanas que envolvem a química. Por exemplo, agricultura, meio-ambiente, transformação 
metalúrgica, farmacologia, etc.. O teor de nitrogênio de um fertilizante determina seu valor 
comercial. Os alimentos devem ser analisados com relação aos contaminantes ou teor de 
vitaminas. 
 A disciplina de química analítica engloba as análises químicas qualitativas e 
quantitativas. Enquanto a análise qualitativa busca identificar os elementos, íons ou compostos 
presentes na amostra, a quantitativa se preocupa com a quantidade de um ou mais dos 
constituintes presentes na amostra. 
 Portanto este material tem por objetivo orientar o trabalho dos alunos no decorrer das 
aulas práticas de química analítica. No entanto, é indispensável, por parte de cada aluno, a 
consulta da bibliografia da área, antes, durante ou mesmo após as aulas práticas. 
 
 
2 TIPOS DE SOLUÇÃO AQUOSA 
SOLUÇÕES CONDUTORAS DE ELETRICIDADE: ELETRÓLITOS 
A condução da corrente é devido à presença de íons. O soluto, neste caso, são 
substâncias inorgânicas que se ionizam (produzem íons quando dissolvidos). 
 
SOLUÇÕES NÃO CONDUTORAS DE ELETRICIDADE: NÃO ELETRÓLITOS 
O soluto, neste caso, são substâncias orgânicas que não se ionizam em solução (não 
produzem íons quando dissolvidos, e assim, não conduzem a corrente elétrica. 
 
A Química Analítica têm interesse nas soluções aquosas de eletrólitos, sejam eles 
fortes ou fracos. 
As substancias inorgânicas, que em solução aquosa formam íons, são: 
� Os ácidos ionizam, geando o hidrogênio como cátion e um ânion correspondente. 
� As bases ionizam, gerando o íon hidroxila como ânion e um cátion correspondente 
� Os sais se ionizam, geram soluções em que todas as partículas presentes são íons. 
 
 
2.1 CLASSIFICAÇÃO DOS ELETRÓLITOS CONFORME O GRAU DE IONIZAÇÃO 
ELETRÓLITOS FORTES: São aqueles que apresentam alto grau de ionização (produzem 
muitos íons). Exemplo: ácidos fortes (H2SO4, HCl e HNO3), bases fortes (NaOH, KOH), sais 
(TODOS). 
ELETRÓLITOS FRACOS: São aqueles que mostram um baixo grau de ionização (produzem 
poucos íons). Exemplo: ácidos fracos (CH3COOH, H2CO3), bases fracas (CH3NH2, NH4OH). 
 
 
As reações em Química Analítica são basicamente de 3 tipos: 
� IONIZAÇÃO: reações que conduzem a formação de íons. 
Exemplo: 
 
� COMPLEXAÇÃO: reações que conduzem a formação de complexos. 
Exemplo: 
 
� OXI-REDUÇÃO: reações que envolvem transferência de elétrons 
Exemplo: 
 
 
 3
REAÇÃO REVERSÍVEL: reações que ocorrem simultaneamente nos dois sentidos da reação. 
A reação pode ocorrer tanto na reação direta quanto na inversa, tendem ao estado de 
equilíbrio. 
 
 
Genericamente, pode-se dizer: 
 
REAÇÃO DIRETA: se processa da esquerda para a direita 
REAÇÃO INVERSA: se processa da direita para esquerda. 
 
Na química analítica as reações são iônicas e reversíveis: 
direta 
aA + bB � cC + dD 
indireta 
���� reversibilidade 
 
 
2.2 CLASSIFICAÇÃO DOS ELETRÓLITOS CONFORME O GRAU DE IONIZAÇÃO 
 
Fortes: são aqueles que apresentam alto grau de ionização (produzem muitos íons). 
Ex.: ácidos fortes (H2SO4, HCl e HNO3), bases fortes (NaOH e KOH), sais (todos) α = 1 
 
α = nº de partículas ionizadas 
nº total de partículas 
 
Grau de ionização é a relação entre o nº de partículas ionizadas e o nº total de 
partículas dissolvidas. 
 
Fracos: são aqueles que apresentam baixo grau de ionização. 
Ex.: ácidos fracos (CH3COOH, H2CO3), bases fracas (NH4OH) α << 1 
 
3 TEORIAS ÁCIDO–BASE 
Na Tabela 1 podemos observar um resumo de teorias ácido-base. 
 
Tabela 1: Teorias ácido-base 
Teoria Ácido Base 
Arhenius Substância que produz H
+
 em solução 
aquosa 
Substância que produz OH- 
em solução aquosa 
Browstes – Lowry Doador de H+ Receptor de H+ 
Lewis Receptor de pares de e- Doador de pares de e- 
 
Anfiprótico: caráter ácido ou básico. 
 
Auto–protólise: solventes anfipróticos podem sofrer autoprotólise e formar um par de 
espécies iônicas (Vogel pág. 78). 
Como o nosso interesse é separar espécies e identificá-las, é razoável o controle das 
reações. Para controlar devemos saber quais os fatores que podem alterar as reações e as 
respostas estão na LEI DO EQUILÍBRIO QUÍMICO. 
 4
 
4 EQUILIBRIO QUIMICO 
Na Química Analítica as reações iônicas em meio aquoso são rápidas e reversíveis. 
Considerando a seguinte reação reversível genérica: 
 
aA + bB cC + dD
 
Onde a,b,c,d são coeficientes estequiométricos 
 
A velocidade com que a reação direta ocorre depende do nº de colisões entre as espécies A e 
B e a velocidade com que a reação inversa ocorre, depende do nº de colisões entre as 
espécies C e D por unidade de tempo. 
De acordo com a lei da ação das massas: a velocidade da reação é proporcional às 
concentrações molares dos reagentes, pois quanto maior a concentração, maior o 
número de moléculas (íons), maior o nº de colisões e maior a velocidade da reação na 
reação direta. 
 
Para a reação direta: 
vd = Kd [A]a.[B]b
 
Onde Vd = velocidade da reação direta 
Kd = constante de velocidade que é uma medida do nº de colisões que resulta em reação. 
[A] e [B] = concentrações molares de A e B em moles/L (molar) 
 
 
Para a reação inversa: 
vi = Ki [C]c.[D]d
 
 
Onde Vi = velocidade da reação inversa 
Ki = constante de velocidade 
[C] e [D] = concentrações molares de C e D em moles/L (molar) 
 
 
Quando a reação inicia (entre A e B), Vd é alta porque [A] e [B] (onde o nº de colisões é 
grande) são grandes e a reação inversa é lenta porque as [C] e [D] são pequenas. 
A medida que a reação progride, as [A] e [B] diminuem e [C] e [D] aumentam. Aumentando a 
velocidade inversa e diminuindo a velocidade direta. Eventualmente as velocidades se igualam 
e o sistema esta em equilíbrio dinâmico. 
 
 
4.1 EQUILIBRIO DINAMICO 
 
No equilíbrio dinâmico: Vd = Vi 
 
 
No equilíbrio químico dinâmico as espécies estão se interconvertendo, não estão em repouso, 
não é uma equação estática. Portanto a concentração não varia mais,mas permanece 
constante.. 
 
 5
 
 
 
Progresso de uma reação química no equilíbrio: 
 
Vd = Vi 
 
 
Rearranjando a equação: Equação matemática da fórmula do equilíbrio químico. 
 
 
K é a constante de equilíbrio clássica (considera as concentrações molares) 
 
 
4.2 LEI DO EQUILIBRIO QUIMICO 
 
Não é uma nova lei, mas simplesmente uma aplicação da Lei da ação das massas à 
uma reação reversível. 
“para uma reação reversível, a uma certa temperatura e em estado de equilíbrio dinâmico,o 
produto das concentrações das substâncias formadas na reação (produtos), dividido pelo 
produto das concentrações dos reagentes, cada um usando como potencia o nº de moléculas 
ou íons na equação balanceada, é igual a uma constante, a constante de equilíbrio”. 
 
 
 
SIGNIFICADO DE K: pode ser avaliado através de medidas das concentrações de A, B, C, D 
no equilíbrio. 
Valor elevado de K (K>1): indica que o equilíbrio se desloca para a direita, no sentido de 
formação de produtos. 
Vd é grande e Vi é pequena 
 
Valorbaixo de K (K<1): indica que o equilíbrio se desloca para a esquerda no sentido de 
formação dos reagentes. 
Vd é pequena e Vi é grande 
 
Ou seja, K indica quantas vezes a velocidade da reação direta é maior que a velocidade da 
reação inversa ou vice-versa. Ou também indica com que grau se completa a reação. 
 
 
 
No equilíbrio dinâmico: vd = vi (Vogel pág. 139) 
 
 6
Kd[A]a[B]b = Ki[C]c[D]d 
vd vi 
 
Kd / Ki = [C]c[D]d 
 [A]a[B]b 
 
K = Kd / Ki � Lei do equilíbrio químico (LEQ) 
 
 
Significado do valor numérico da constante: 
K > 1 � K = 1.104 sentido direto foi favorecido, Figura 2 
K < 1 � K = 1.10-4 sentido indireto foi favorecido, Figura 3. 
 
 
Figura 2 : gráfico de K elevada 
 
 
Figura 3: gráfico de K baixa 
 
Interpretação dos gráficos: 
 
Em ambas as situações, no instante inicial, as concentrações dos reagentes (A e B) 
são elevadas e reduzem à medida que A e B reagem dando lugar aos produtos e D.. 
A partir do momento em que as concentrações não variam mais com o passar do 
tempo, as velocidades se igualam e teremos o equilíbrio. 
Em 1, as concentrações de C e D no equilíbrio são maiores do que as A e B 
demonstrando que o gráfico representa uma reação de constante de equilíbrio elevada. 
Em 2, as concentrações de A e B são maiores do que as de C e D demonstrando que o 
gráfico representa uma reação de constante de equilíbrio baixa. 
A constante de equilíbrio clássica varia com a adição de íons em solução, uma vez que 
a mesma considera somente as concentrações molares em sua expressão. 
A constante de equilíbrio termodinâmica leva em consideração, a força iônica do meio, 
a mobilidade dos íons do meio, o efeito do solvente, a temperatura e o diâmetro de íons 
hidratados. Desta forma ela se mantém constante com a adição de íons, conforme a Figura 4. 
Constante de equilíbrio termodinâmica: 
 
K = aCcaDd 
 aAaaBb 
 
a = atividade de um íon = concentração efetiva com a qual uma substância participa da 
reação. � a = [ ] γ 
γ = coeficiente de atividade, representa todas as interações de um sistema causadas 
por mudanças na mobilidade iônica, solvente e temperatura. 
Em soluções diluídas é menor que 10-4 molar, γ = 1. 
 
K =([C]γC)c([D]γD)d 
([A]γA)a([B]γB)b 
 7
 
O coeficiente de atividade pode ser calculado à partir da equação derivada por Debye – 
Heickel. 
 
-log γi = A Zi2 √ u 
 1 + b a √ u 
 
γi = coeficiente de atividade 
A e B = são constantes tabeladas que dependem do solvente e temperatura, para H2O 
e a 25 °C A = 0,51 e B = 0,33 
Z = carga do íon 
a = diâmetro do íon hidratado em ângstrons (Å) �1Å = 10-8 cm 
u = força iônica � u = ½ Σ ci Z2 
z = carga 
c = concentração 
 
Figura 4: Gráfico de demonstração do K clássico e do K termodinâmico 
 
OBS.: para calcularmos as constantes de equilíbrio devemos considerar: 
1) As concentrações dos solutos devem ser expressas em números de moles (n) 
por litro (L); 
2) As concentrações dos gases devem ser expressas em bar; 
3) As concentrações dos sólidos puros, dos líquidos puros e dos solventes são 
omitidas porque são iguais a 1. 
 
 
4.3 DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO 
 
Princípio de Le Châtelier: suponha que um sistema em equilíbrio seja submetido a 
um processo que perturba o sistema. O princípio de Le Châtelier estabelece que a direção na 
qual o sistema avança de volta para o equilíbrio é tal que a perturbação é parcialmente 
compensada. 
 
Ex.: genérico 
 
A + B � C + D 
�[B] � �[B] � 
BrO3- + 2Cr3+ + 4H2O � Br- + CrO72- + 8H+ 
K = [Br-][Cr2O72-][H+]8 
 [BrO3-][Cr3+]2 
K = 1 x 1011 a 25 °C 
 
 8
Em um determinado estado de equilíbrio desse sistema, os constituintes estão 
presentes nas seguintes concentrações: 
 
[H+] = 5,0 M [Cr2O72-] = 0,10 M [Cr3+] = 0,0030 M 
[Br-] = 1,0 M [BrO3-] = 0,043 M 
 
Suponha que o equilíbrio seja perturbado pela adição de dicromato na solução de 
modo que a concentração de [Cr2O72-] aumenta de 0,10 M para 0,20 M. Em que direção irá a 
reação prosseguir para restabelecer o equilíbrio? De acordo com o princípio de Le Châtelier irá 
se deslocar para a esquerda a fim de compensar o aumento da concentração de dicromato. 
 
 
Q = (1,0)(0,20)(5,0)8 
(0,043)(0,0030)2 
Q = 2.1011 > 1.1011 
 
Se Q > K � se desloca para a direita para atingir o equilíbrio 
Se Q < K � se desloca para a esquerda para atingir o equilíbrio 
Q = K � equilíbrio 
 
 
4.4 FATORES QUE AFETAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES E O EQUILIBRIO 
QUÍMICO 
 
As colisões ou contatos entre as partículas reagentes (íons, átomos ou moléculas) não são 
necessariamente efetivas na formação dos produtos da reação. Portanto, fatores que possam 
aumentar o nº de colisões efetivas (eficazes) entre as partículas dos reagentes, aumentam a 
velocidade de reação. 
Os fatores que tem maior influência são: 
 
CATALISADORES: Os catalisadores podem ser POSITIVOS (que aceleram a reação) ou 
NEGATIVOS (que retardam as reações, também chamados inibidores). Em termos de 
equilíbrio químico os catalisadores afetam apenas as velocidades com que as reações diretas 
e inversas ocorrem, mas não modificam o VALOR DA CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K) 
 
CONCENTRAÇÃO: o número de colisões entre A e B depende de suas concentrações, ou 
seja, do número de A e do número de B. Se todos os fatores permanecerem constantes, 
DOBRANDO A CONCENTRAÇÃO DOS REAGENTES A VELOCIDADE AUMENTARÁ 4X. 
 Dobra a concentração quadruplica a velocidade, pois quadruplica as colisões. 
A
A B
B
 
V = K [A] [B] = 11.11 = 1 V = 21.21 = 4 
 
Em termos de equilíbrio: A posição do equilíbrio é modificada quando se aumenta ou diminui a 
concentração dos produtos ou dos reagentes da reação. Assim, o equilíbrio da reação é 
deslocado no sentido de anular este aumento ou diminuição da concentração, para 
restabelecer o equilíbrio da reação não alterando o valor da CONSTANTE DE EQUILIBRIO 
(K). 
 
CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO-
H3O+
CH3COOH
 
 
 
 9
TEMPERATURA: o aumento da temperatura aumenta a energia cinética das partículas (A e B), 
promovendo um maior numero de colisões e aumentando a velocidade das reações. Em 
termos de equilíbrio químico UM AUMENTO DE TEMPERATURA DESLOCA O EQUILIBRIO 
NO SENTIDO DA REAÇÃO ENDOTERMICA (QUE ABSORVE CALOR) e ALTERA O VALOR 
DE K. 
 
 
PRESSÃO: a variação da pressão da reação só afetará a velocidade da mesma se pelo menos 
um dos reagentes for um gás. Em termos de equilíbrio químico: UM AUMENTO DA PRESSÃO 
DESLOCA O EQUILIBRIO NO SENTIDO DA REAÇÃO QUE SE REALIZA COM A 
CONTRAÇÃO DE VOLUME. Não altera o valor da CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K), 
apenas sua posição. 
 
Nesta reação não há variações de volume entre produtos e reagentes,portanto a variação de 
pressão não altera o ponto de equilíbrio desta reação. 
 
Havendo diferentes volumes entre reagentes e produtos, o equilíbrio é deslocado. Aumentando 
a pressão, a reação desloca-se no sentido de menor volume, pois favorece a concentração de 
todo o sistema. 
Diminuindo a pressão a reação desloca-se no sentido de maior volume, pois favorece a 
expansão de todo o sistema. 
 
 
4.5 PRODUTO IONICO DA ÁGUA 
 
Produto iônico da água: foi determinado experimentalmente que a água, por mais 
pura que seja, conduz corrente elétrica. Esta condução é pequena, mas não pode ser ignorada. 
A água pura a 25 °C deve ter pH 7,0, mas é ácida de vido ao CO2 dissolvido. 
 
CO2 + H2O � HCO3- + H+ 
 
Foi destilado 42 vezes para reduzir a condução à um valor limite. 
Condutância elétrica da água: 0,01.10-6 ohm-1 cm-1 
Autoprotólise ou auto-ionização da água: 
 
H2O + H2O H3O+ + OH-
H2O H+ + OH-
 
 
O equilíbrio da ionização é semelhante aosestudos de até então. Aplicando-se a Lei do 
equilíbrio químico: 
 
Ke = [H3O
+][OH-]
[H2O]
 
 
Onde a [H2O] = CONSTANTE = K 
 
Ke = [H3O
+][OH-]
K
 
Ke = [H3O+][OH-]K .
 
constante do produto iônico da água[H3O+][OH-]Kw =
 
 
O produto das constantes é uma nova constante (Kw ou KH2O) que recebe o nome de 
PRODUTO IONICO DA ÁGUA. O Kw varia com a temperatura. 
 10
A auto-ionização da água é um processo endotérmico e, a medida que �T, �[ ] de íons 
em solvente, podendo-se constatar com os resultados demonstrados na Tabela 2. 
 
 
Tabela 2: Produto iônico da água para diferentes temperaturas 
 
KW T (°C) 
0,11.10-14 0 
0,58.10-14 18 
1,00.10-14 25* 
5,50.10-14 50 
19,0.10-14 75 
48,0.10-14 100 
* Este fator é suficientemente exato para os nossos estudos. 
 
 
 
Portanto: 
[H3O+][OH-]Kw = = 1 . 10-14
 
Como: 
[H3O+]=[OH-]
 
 
[H3O+]2 = Kw
[OH-]2 = Kw
 
 
 
H2O � H+ + OH- 
 
KW = [H+][OH-] � produto iônico da água �constante de autoprotólise da água 
 
K = e-∆G ° / RT 
 
Na reação de auto-ionização, os íons H+ e OH- formam-se na mesma proporção, no 
equivalente as concentrações se igualam. 
 
[H+] = [OH-] � [X][X] = 1.10-14 M � [X] = 1.10-7 
 
Uma definição aproximada de pH é o logaritmo negativo da concentração de H+. 
Definição aproximada: pH ≅ -log [H+] 
Definição correta: pH = -log aH+ 
Então, quando medimos pH com um medidor de pH estamos medindo o logaritmo 
negativo da atividade de íon hidrogênio, e não sua concentração. 
 
KW = [H+][OH-] ∴log KW = log [H+] + log [OH-] 
 
-log KW = -log [H+] – log [OH-] 
 
14,0 = pH + pOH � 25 °C 
 
pOH = -log [OH-] 
 
 
 
 0,00 7,00 14,00 
ácido neutro alcalino 
 
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Ex.: Calcular o pH exato da H2O pura a 25 °C: 
 
H2O � H+ + OH- 
 
KW = aH+aOH- = [H+]γH+[OH-]γOH- 
 
A estequiometria mostra que H+ e OH- são produzidos numa razão molar 1:1, de modo 
que suas concentrações devem ser iguais. 
 
KW = 1,0.10-14 = [X]γH+[X]γOH- 
 
A força iônica da água pura, porém é tão pequena que γH+ = γOH- = 1 
 
1,0.10-14 = X2 
 
X = 1,0.10-7 
 
pH = -log [H+]γH+ 
 
pH = -log (1,0.10-7)1 
 
pH = 7,00 
 
Ex.: Calcular o pH da água contendo KCl 0,10 M, a 25 °C. Dados γH+ = 0,83 e γOH- = 
0,76. Quando a força iônica é 0,10 M. 
 
KW = [H+]γH+[OH-]γOH- 
 
1,0.10-14 = (X)(0,83)(X)(0,76) 
 
X = 1,26.10-7 M 
 
aH+ = [H+]γH+ = (1,26.10-7)(0,83) = 1,05.10-7 
 
aOH- = [OH-]γOH- = (1,26.10-7)(0,76) = 0,96.10-7 
 
pH = -log aH+ = -log (1,05.10-7) 
 
pH = 6,98 
 
Ex.: NaOH � [OH-] = 1,0.10-2 M 
 
[H3O+] = KW / [OH-] 
 
[H3O+] = 1,0.10-14 / 1,0.10-2 
 
[H3O+] = 1,0.10-12 
 
pH = -log [H+] = -log (1,0.10-12) 
 
pH = 12 
 
 
 
 
 
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4.6 APLICAÇÃO DA LEI DO EQUILÍBRIO QUÍMICO A SISTEMAS 
HETEROGÊNEOS 
 
Na química analítica estudamos o equilíbrio entre um eletrólito pouco solúvel e os íons 
provenientes da dissolução desse eletrólito. 
1) Dissolução: usar transporte do AgCl. Saída dos íons do cristal por ação da 
água. 
2) Precipitação a partir de uma solução saturada: os íons Ag+ e Cl- hidratados, 
nos seus deslocamentos na solução, entram em contato com a superfície dos cristais de AgCl 
e sofrem atração dos íons de sinal oposto da rede cristalina e desidratam-se em certos casos. 
Assim, os íons depositam-se novamente sobre a superfície dos cristais. Ou melhor: os íons 
hidratados, em seus deslocamentos na solução, são atraídos pela superfície sólida e 
desidratam-se precipitando. 
Quando esses dois processos (1 e 2) acontecem, temos o equilíbrio dinâmico acontece 
temos uma solução saturada. 
“Uma solução está saturada quando se encontra em estado de equilíbrio com a fase 
sólida correspondente.” 
 
AgCl + H2O � [Ag(H2O)x]+ + [Cl(H2O)y]- 
v1 = K1[AgCl] v1 = aAgCl K1 
 
Sólidos e líquidos puros [ ] = 1 (a = 1) ∴ v1 = K1 
 
v2 = K2[Ag+][Cl-] v2 = K2 aAg+ aCl- 
� no equilíbrio: v1 = v2 
O número de íons que saem do cristal sólido e não para a solução é gual ao número 
que sai da solução e deposita-se no cristal. 
 
vdissolução = vprecipitação 
K1 = K2 aAg+ aCl- 
K1 / K2 = aAg+ aCl- 
 
constante do produto de solubilidade � Kps = aAg+ aCl- 
correta: 
 
Kps = [Ag+][Cl-]γAg+γCl- 
 
Kps���� = solúvel 
Kps���� = pouco solúvel 
Para sólidos pouco solúveis: γ = 1 � há poucos íons em solução, genericamente. 
 
Mx x ay + H2O � xM+ + yA- 
Kps = [M+]x[A*]y 
 
[ ] = concentração molar = mol / L 
Obs.: + e – não são necessariamente cargas unitárias. 
 
Produto de solubilidade: é a constante de equilíbrio para a reação de solubilização 
de um sólido iônico, liberando os seus íons constituintes em solução. 
 
Princípio do produto de solubilidade: “Em uma solução saturada de um eletrólito 
pouco solúvel, o produto das concentrações dos íons, cada uma delas elevada a uma potência 
numericamente, igual ao subíndice com que a respectiva espécie iônica aparece na fórmula, é 
uma constante, em uma determinada temperatura.” 
 
Ex.: Expressões de Kps para: CuS, Ag2S, Ca3(PO4)2 
 
CuS + H2O � Cu2+ + S2- Kps = [Cu2+][S2-] 
Ag2S + H2O � 2Ag+ + S2- Kps = [Ag+]2[S2-] 
Ca(PO4)2 + H2O � 3Ca+ + 2PO42- Kps = [Ca+]3[PO42-]2 
 13
 
� Cálculo para o Kps: 
Calculando o Kps do AgCl, sabendo que a 25 °C, a so lução saturada de AgCl contém 
0,0018g do sal por litro. 
 
1º passo: descreva a equação e Kps 
AgCl + H2O � Ag+ + Cl- Kps = [Ag+][Cl-] 
 
2º passo: transforma a [ ] em molaridade 
1 mol AgCl ________ 143,3 g 
X mol AgCl_________0,0018 g 
X = 1,25.10-5 M 
3º passo: 
[Ag+] = [Cl-] = 1,25.10-5 M 
Kps = (1,25.10-5)2 
 
Kps = 1,56.10-10 M � composto pouco solúvel, precipita fácil 
 
� O Kps não mede a real solubilidade de um sólido, é só um parâmetro 
 
Solubilidade: está relacionada com o número de íons em solução. Igual a 
concentração. 
1:2 AB2 Kps = 1,0.10-6 
AC2 Kps = 1,0.10-9 
Comparando: o 1º é mais solúvel, pois o Kps é maior 
Não se compara o valor de Kps de substância com número diferente de íons. 
Ex.: A3D2 Kps = 10.10-10 
Quanto maior a concentração de íons, maior as colisões e maior a velocidade de 
precipitado e não solubiliza. 
Somente pode-se comparar Kps dos íons com a mesma proporção de cátions e 
ânions. 
 
� Cálculo da solubilidade 
Sabendo-se que o Kps do MgF2 é 6,4.10-9, calcule a solubilidade deste sal em mol/L e 
g/L. 
MgF2 + H2O � Mg2+ + 2F- 
Solubilidade: 
6,4.10-9 = [S][2S]2 = 
4S3 = 6,4.10-9 
S = 1,17.10-3 
1 mol __________ 62,3g ________ 1L 
1,17.10-3__________ x __________ 1L 
x = 0,075 g/L 
 
O valor do Kps somente poderá ser usado diretamente para avaliar a solubilidade de 
sais pouco solúveis quando os mesmos forem de mesma natureza. 
Ex.: AgCl, AgBr, AgI 
 
Para comparar a solubilidade de sais de natureza diferente, como por exemplo, AgCl e 
PbI2, necessitamos calcular a solubilidade usando Kps. 
 
 
Solubilidade e temperatura: quando o valor de solubilidade é mencionado para um 
dado sal, a temperatura deve ser especificada porque para muitos solutos, a solubilidade 
aumenta com a temperatura embora não haja proporcionalidade. 
Outros solutos mostram um decréscimo da solubilidade com o aumento da 
temperatura. 
Ex.: Quando a dissolução é acompanhada de absorção de calor, a solubilidade 
aumenta com o aumento da temperatura. 
Ex.: AgCl ∆H = endo (+) 
 14
Quando a dissolução é acompanhada de desprendimento de calor, a solubilidade 
diminui com o aumento da temperatura. 
Ex.: NaOH ∆H = exo (-) 
 
NaOH � Na+ + OH- + calor 
 
+ calor, diminui a solubilidade 
 
Efeito do íon comum e a solubilidade: o efeito do íon comum diminui a solubilidade 
do sal, pois com a adiçãode um íon comum a solução, o equilíbrio se deslocará (Le Chatelier) 
no sentido de formação do precipitado, ou seja, diminuindo a solubilidade (Figura 5). 
 
AgCl + H2O � Ag+ + Cl- 
 
+ NaCl diminui a solubilidade 
 
 
Figura 5: Gráfico da solubilidade com efeito do 
íon comum 
 
Ag2CrO4 ⇄ 2Ag+ + CrO4- 
 � + CrO4- 
 
 
Ex.: A solubilidade do AgCl é 1,3.10-5 M (0,0019 g/L) se adicionamos um pouco de 
NaCl 0,55M a um litro de solução de AgCl, como ficará o S do AgCl? KpsAgCl = 1,8.10-10 
 
AgCl � Ag+ + Cl- 
� + Cl- 
X X + 0,55 
 
Kps = X(X + 0,55) 
 
Kps = X2 + 0,55X 
 
1,8.10-10 = X2 + 0,55 
Como: (X = S) 
SCl- = 1,3.10-5 << 0,55 
 
Então: 
Kps = S(0,55) 
 
1,8.10-10 = 0,55S 
 
S = 3,27.10-10 << 0,55 
 
 
A aproximação é válida, SCl- < SH2O � devido ao efeito do íon comum 
 
 
 
 15
� Esta aproximação foi feita porque pelo princípio de Le Chatelier, S deve ser menor 
que 1,3.10-5. a adição de um produto (no caso Cl-) desloca o equilíbrio para a esquerda; efeito 
do íon comum que diz que a solubilidade de um sal, em um determinado meio, diminui se um 
dos seus íons constituintes já estiver presente na solução. 
 
Ex.: Calcular a solubilidade molar do hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, em solução, em 
água pura e compará-las com sua solubilidade em uma solução de NaOH 1 M. Dado Kps = 
4,0.10-6. 
 
Solubilidade em H2O: 
Ca(OH)2 � Ca2+ + 2OH- 
 X 2X 
Kps = [Ca2+][2OH-]2 
4,0.10-6 = X(4X2) 
X = 1 x 10-2 M 
 
Solubilidade em NaOH 1M: 
Ca(OH)2 � Ca2+ + 2OH- 
 X 2X + 1 
 +OH- 
Kps = [Ca2+][2OH- + 1OH-] 2 
4,0.10-6 = X(2X + 1)2 
Kps = 4X3 + 4X2 + X 
Então, supondo X << 1 
X = 4,0.10-6 M 
 
 
� Conclusão: a solubilidade do Ca(OH)2 em presença de NaOH (S = 4.10-6M) é bem 
menor do que a solubilidade em H2O (S = 1.10-2 M). Este fenômeno é explicado pelo efeito do 
íon comum, no caso OH-. 
 
Efeito do eletrólito inerte sobre a solubilidade 
1) Efeito salino: aumenta a solubilidade; 
2) Eletrólito inerte: sal que não tem íon comum (Figura 6). 
 
Figura 6: adição de NO3 em 
PbSO4 
 
PbSO4 + H2O � Pb2+ + SO42- 
 aumenta a solubilidade 
Kps = [Pb2+][SO42-]γPb2+γSO42- 
 
 
 
Por que aumenta a solubilidade? 
Com o aumento (adição) de íons estranhos, a força iônica (µ) aumenta, reduzindo a 
mobilidade dos íons. 
Com a redução da mobilidade iônica (γ), as concentrações devem aumentar par manter 
o Kps constante. 
∴aumento das concentrações é consequência do aumento da solubilidade. 
Com a adição de íons estranhos (K+ e NO3-), os íons Pb2+ e SO42- tem menor chance 
de atingir a rede cristalina e depositar-se, enquanto que os íons da rede podem sair para a 
solução, dissolvendo o precipitado (vdissolução > vprecipitação). 
Quando introduzimos um sal com íon comum dois processos ocorrem: efeito do íon 
comum e efeito salino, entretanto: efeito do íon comum > efeito salino (eletrólito inerte) (Figura 
7). 
 16
 
Figura 7: efeito do íon comum e efeito salino 
 
Ex.: Calcule a solubilidade do AgCl em: 
a) H2O A = 0,51 B = 0,33 aAg+ = 2,5 Å aCl- = 3,0 Å 
AgCl � Ag+ + Cl- 
 S S 
 
Kps = S2 S2 = 1,0.10-10 
S = 1,0.10-5 M 
 
b) NaNO3 0,1M Kps = 1,0.10-10 
 
µ = Σ cZ2 ½ = [(0,1)(1)2 + (0,1)(1)2]½ 
µ = 0,1 
-log γAg+ = AZ2 √µ 
1 + Baõ 
 
-log γAg+ = 0,51(1)2 √0,1 
1 + 0,33.2,5.√0,1 
 
-log γAg+ = 0,74 
 
-log γCl- = AZ2 √µ 
1 + Baõ 
 
-log γAg+ = 0,51(1)2 √0,1 
1 + 0,33.3,0.√0,1 
 
-log γCl- = 0,75 
 
Kps = [Ag+][Cl-]γAg+γCl- 
 
Kps = S2γAg+γCl- 
 
1,0.10-10 = S2(0,74)(0,76) 
 
S = 1,3.10-5 em NaNO3 
 
 
� São aproximadamente 30% maior em NaNO3 do que em água 
1,0.10-5 – 1,3.10-5 100 = 30 % 
1,0.10-5 
 
Utilizamos o Kps para calcular a solubilidade de um sal solúvel em: 
� H2O; 
� Presença de íon comum; 
� Presença de eletrólito forte. 
 17
Outros fatores que podem afetar a solubilidade 
� pH: 
BaSO4 � Ba2+ + SO42- 
 +HCl� HSO4- � consumo de SO42- 
Diminui a concentração de SO42- 
 
Em presença de HCl aumenta a solubilidade. Haverá consumo de SO42- e o sal terá de 
compensar o gasto de SO42- e o equilíbrio de deslocará n para a direita. 
 
BaSO4 � Ba2+ + SO42- 
+H2SO4 
� +SO42- 
� Tamanho de particular: para uma dada substância, a solubilidade de uma 
partícula pequena é maior do que a solubilidade de uma partícula grande. 
Ex.: PbCrO4 
Partícula de 0,2 µm tem solubilidade 70 % maior do que as de 1 a 2 µm do mesmo sal, 
partículas > 10 µm praticamente não dissolvem. 
� Solvente: normalmente a solubilidade dos compostos inorgânicos é menor em 
soluções de solventes orgânicos do que em água pura. 
Ex.: Solubilidade do PbSO4 em H2O / CH3CH2OH (Tabela 3) 
 
Tabela 3: solubilidade do PbSO4 em diferentes concentrações de etanol 
Conc. De EtOH (%) 0 10 20 30 40 50 60 70 
Sol. (x10-5 M) 15 5,4 2,1 0,76 0,25 0,16 0,1 0,03 
 
 
4.6.1 HIDRÓLISE 
 
Chama-se hidrólise a reação com água ou decomposição pela ação da água. Alguns 
sais podem sofrer a reação de hidrólise. 
Os sais (eletrólitos fortes) se encontram completamente ionizados em solução aquosa. 
A ionização produz íons positivamente carregados (cátion) e negativamente carregados 
(ânions). 
A reação de hidrólise pode acontecer entre: 
� Ânion do sal e H+ da água; 
� Cátion do sal e OH- da água; 
� Simultânea cátion + OH- e ânion + H+. 
Só ocorrerá hidrólise (reação) dos íons do sal com os íons da água se o produto da 
reação for um ácido ou uma base fraca. 
 
 
Hidrólise do ânion 
 
NaAc � Na+ + Ac- pH alcalino (base forte) 
H2O � OH- + H+ ácido fraco 
Ac- + H2O � HAc + OH- 
 
 
 
Constante de hidrólise (Kh) 
Keq = [HAc][OH-] 
[Ac+][H2O] 
KW = [H+][OH-] 
[OH-] = KW / [H+] 
HAc + H2O � H+ + Ac- 
Kh = [HAc]KW 1 / Ka Ka = [H+][Ac-] / [HAc] 
 [Ac-][H+] 
Kh = KW / Ka 
 
 18
Constante de hidrólise para hidrólise de ânion 
 
 
 
 
Grau de hidrólise (ααααh): é o número de moléculas que são hidrolisadas em relação ao 
número total de moléculas. 
Ac- + H2O � HAc + OH- 
C 0 0 
C-C’ C’ C’ � no equilíbrio 
C-αhC αhC αhC 
αh = C’ / C 
C’ = αhC 
α = nº de moléculas ionizadas 
nº total de moléculas 
 
Kh = [HAc][OH-] 
[Ac-] 
Kh = α2 h C2 
 C - αhC 
Kh = α2 h CC 
 C(1 - αh) 
Kh = α2 h C 
 1 - αh � = 1 
Kh = α2 h C 
αh = (Kh / C)½ 
αh = (KW / KaC)½ 
 
� Cálculo do pH para sais que sofrem hidrólise de ânion 
Ac- + H2O � HAc + OH- 
Kh = [HAc][OH-]� [HAc] = OH-, pois ambos se formam na mesma 
[Ac+][H2O] proporção 
Kh = [OH-]2 / [Ac-] 
Kh = [OH-]2 / C � [Ac-] = Csal, pois sais estão totalmente 
dissociados em solução 
[OH-] = (Kh C)½ � Kh = KW / Ka 
[OH-] = [(KW C) / Ka]½ 
Sabemos que KW = [OH-][H+], então: 
(KW / [H+])2 = {[(KW C) / Ka]½}2 
KW2 / [H+]2 = (KW C) / Ka 
KW Ka = C[H+]2 
[H+]2 = (KW Ka) / C 
[H+] = [(KW Ka) / C]½ 
 
Hidrólise de cátion 
 NH4Cl � NH4+ + Cl- pH ácido (ácido forte) 
 H2O � OH- + H+ 
Kh = KW / Kb αh = (Kh / C)½ [H+] = [(KW Kb) / C]½ 
αh = (KW / KbC)½ 
 
 
 
Hidrólise simultânea de cátion e ânion 
NH4CN � NH4+ + CN- pH neutro 
H2O � OH- + H+ 
Kh = KW / (Ka Kb) [H+] = [(KW Ka) / Kb]½ 
αh = [KW / (Ka Kb)]½ 
 
 19
 
4.6.2 PRECIPITAÇÃO 
 
A regra do produto de solubilidade nos permite prever a ação dos íons sobre a 
solubilidade. 
Se, em uma solução existir um íon a determinada concentração e a esta solução 
adiciona-se outro íon capaz de formar um composto pouco solúvel (precipitado) com o 
primeiro, haverá, precipitação desde que a concentração do íon adicionado resulte em um valor 
numérico superior ao Kps do composto em questão: 
 
PI = produto das concentrações dos íons> Kps � haverá precipitado 
PI > Kps solução super saturada vdissolução < vprecipitação 
�haverá precipitado 
PI = Kps solução saturada vdissolução = vprecipitação 
PI < Kps solução insaturada vdissolução > vprecipitação 
Ex.: Solução de sal de chumbo + cloreto solúvel (NaCl), PbCl2 somente se forma se: 
[Pb2+][Cl-]2 > Kps do PbCl2 (1,6.10-5) 
Ex.: Mistura de uma solução de Pb(NO3)2 0,01M e de uma solução de NaCl 0,01M em 
volumas iguais. 
 
Pb(NO3)2 + 2NaCl � �PbCl2 (S) + 2NaNO3 
 
Quando misturamos estas soluções, o volume da solução final dobra e a concentração 
de cada solução é reduzida pela metade. 
 
M1V1 = M2V2 PI = [Pb2+][Cl-] 
(0,01M)(300mL) = M2(600mL) PI = (5.10-3)(5.10-3) 
M2 = 5.10-3 PI = 1,25.10-7 
KpsPbCl2 = 1,6.10-5 
PI < Kps � não haverá precipitação de PbCl2, quando misturamos a solução 
nestas concentrações a volumes iguais. 
 
Entretanto se misturamos volumes iguais de solução 0,1M de Pb(NO3)2 e 1 M de NaCl: 
[Pb2+] = 0,05 M 
[Cl-] = 0,5 M 
[Pb2+][Cl-]2 = PI 
PI = (0,05)(0,5)2 
PI = 1,25.10-2 
PI > Kps � precipita com solução nestas concentrações. 
Se os volumes não forem iguais? 
Ex.: 25 mL de NaI 1,4.10-9 M e 35 mL de AgNO3 7,9.10-7M. KpsAgI = 8,5.10-17 
NaI + AgNO3 � AgI + NaNO3 
[I-]final = (25 mL)(1,4.10-9) = (60 mL)X X = 5,83.10-10 M 
[Ag+]final = (35 mL)(7,9.10-7) = (60 mL)X X = 4,61.10-7 M 
PI = [Ag+][I-] = (5,8.10-10)(4,6.10-7) 
PI = 2,7.10-16 
PI > Kps � precipita 
 
Regra geral para a formação de precipitados 
“Os precipitados de qualquer eletrólito pouco solúvel não se formam a não ser nos 
casos em que o produto das concentrações dos seus íons (PI) na solução, ultrapasse o seu 
produto de solubilidade, a uma dada temperatura.” 
� Precipitação fracionada: a precipitação de íons de uma mistura acontece de um 
modo fracionado efetuando-se a precipitação de diferentes eletrólitos pouco solúveis 
pela mesma ordem em que são atingidos seu Kps. 
 
 
 
 
 20
 
Ex.: Mistura de KCl e K2CrO4 cujas concentrações são 0,1 M. se adicionarmos AgNO3 
qual deles irá precipitar em primeiro lugar? 
 
Ag+ + Cl- � AgCl Kps = 1,6.10-10 
 [Ag+]AgCl Kps = [Ag+][Cl-] 
[Ag+] = Kps / [Cl-] = 1,6.10-10 / 0,1 
[Ag+] = 1,6.10-9 M 
 
Precipitado branco AgCl 
 
2Ag+ + CrO42- � Ag2CrO4 Kps = 9.10-12 
[Ag+]Ag2CrO4 Kps = [Ag+]2[CrO42-] 
[Ag+] = (Kps / [CrO42-])½ = (9.10-12 / 0,1)½ 
[Ag+] = 9,5.10-6 M 
Precipitado tijolo Ag2CrO4 
 
 21
5 SEGURANÇA NO LABORATÓRIO E DESCARTE DE RESÍDUOS QUÍMICOS 
 
Segurança em um laboratório químico 
Diretrizes Gerais 
Antes de mais nada, o estudante deve lembrar que não está sozinho no laboratório. As 
aulas experimentais são realizadas em grupos. Portanto, todo cuidado deve ser tomado para 
sua própria proteção, bem como para proteger outros estudantes.e do grupo. 
Laboratório não é lugar para brincadeiras de nenhum tipo! Toda atenção deve estar 
dirigida ao experimento. 
Enganos, por distração ou despreparo, podem custar tempo valioso na repetição de 
tudo que estava sendo feito, além dos custos com os reagentes! 
O estudante de ter iniciativa e usar a lógica e seu conhecimento para resolução de 
problemas que aparecem no desenvolvimento do experimento. No entanto, se houver dúvida 
no procedimento, o instrutor deve ser consultado. 
 
Ordem e Segurança 
Lembrar que: acidentes não acontecem, são causados. 
Riscos, por menores que sejam, estão sempre presentes. A organização do local é de 
ordem primária para minimizar acidentes. 
Se algum reagente, especialmente líquido for derramado, deve-se providenciar a sua 
limpeza imediata e de forma correta. Assim, no caso de um ácido, deve estar sempre 
disponível carbonato de sódio sólido, que deverá ser esparramado cuidadosamente sobre o 
líquido ácido. 
Não descartar nunca material sólido insolúvel e nem papel de qualquer espécie nas pias. 
Para evitar que se misturem resíduos que possam ser incompatíveis, e que gerariam 
reações desconhecidas indesejáveis e de conseqüências perigosas, devem ser providenciados 
sempre diversos recipientes (frascos de vidros transparentes), para coletar apropriadamente 
diferentes resíduos (coletados separadamente). 
É importante a segregação dos resíduos gerados. 
Resíduo, em princípio inerte, pode reagir violentamente quando misturado, 
inadvertidamente, com outro resíduo inerte! 
Ácidos e base fortes, bem como reagentes que liberem vapores nocivos, só podem ser 
despejados numa pia sob condições emergenciais, e mesmo assim após deixar escorrer um 
rápido jato forte de água da torneira, que deve ser mantida aberta, jorrando copioso volume de 
água durante algum tempo. 
Lembrar que as tubulações do esgoto ainda são, em muitos casos, de cerâmica, 
podendo, portanto, ser atacadas por ácidos. Mesmo tubulações de PVC, podem ser atacadas 
por ácidos e por alguns solventes orgânicos. As tubulações se ligam no subsolo e se juntam 
num esgoto comunitário, municipal, comum! Isso gera, na maioria das vezes, contaminações 
ambientais impróprias, indevidas, e indesejáveis, com conseqüências desconhecidas. Portanto 
existem certas normas que devem ser observadas: 
Não descartar absolutamente nada nas pias de um laboratório químico ou qualquer outro que 
seja! 
Não jogar resíduos, por menor que seja sua toxicologia, no solo adjacente às portas e janelas 
de um laboratório! 
Não se trata apenas de descartar um volume grande de um resíduo, mas volumes 
pequenos de diversos resíduos. De pouco em pouco pode ser ocorra uma contaminação de um 
eventual lençol freático! 
Pela lei universal da eternidade da matéria, “nada se cria, nada se destrói, mas tudo se 
transforma”, como fenômeno químico; assim é estabelecido pela Lei da conservação de 
Massa. Substância, em geral, não pode desaparecer e nem ser formada do nada, por isso sua 
quantidade total no universo sempre permanece constante. Esta não é uma concepção nova, 
mas já era entendida pelos filósofos do V século a.C. Aqui fica um bom exercício para o 
estudante pensar e refletir sobre o devido significado do descarte químico e a incineração de 
resíduos. 
 
 
 
 
 22
Responsabilidades 
Em princípio, cada um é responsável pelo resíduo que gera. Evidentemente, em 
laboratórios de química acadêmicos, cabe à Instituição assumir esta responsabilidade. Nem 
por isso os estudantes estão livres da responsabilidade, e para tal existem normas que devem 
ser ensinadas, aprendidas e praticadas. Dentro do âmbito abrangente de cada experimento é 
dever do educador ensinar como segregar e tratar o lixo gerado. Também não é válido sempre 
deixar de realizar um experimento porque será gerado um resíduo tóxico! É relevante saber 
manipular corretamente mercúrio, chumbo, cromato e outras espécies que mostram diferentes 
graus de toxicidade. O tratamento correto do resíduo é uma extensão do experimento. 
Minimizando resíduos 
Uma forma conveniente para ensinar química gerando menos lixo é trabalhar com 
quantidades menores, em massa e volume. Isso é especialmente útil quando se trata de 
turmas grandes dentro do laboratório, realizando um experimento. Os procedimentos podem 
ser acomodados em uma escala menor, demonstrando ainda os princípios. Vejam que isso não 
necessariamente tem de ser feito quando se trabalha com grupos pequenos de estudantes. 
Novamente, vale o bom senso. Esta estratégia já foi implantada há tempos com o curso de 
química analítica qualitativa, trabalhando em escala semimicro, contemplando volumes 
máximos de 5-10 mL em pequenos tubos de ensaio, em vez de 200-400 mL, originalmente 
conduzidos em copos de béquer. 
 
 
 
Descarte de resíduos 
 
Está fora dos objetivos desta obra descrever de maneira detalhada uma estratégia de 
tratamento de descarte químico. No entanto, serão descritos alguns procedimentos simples de 
tratamento para as principais soluçõesutilizadas nas aulas práticas de Química Analítica. 
Solventes orgânicos devem ser coletados apropriadamente e enviados para queima em 
incineradores industriais, separando-se antecipadamente os solventes clorados dos não 
clorados. 
Ácidos e bases usados nos experimentos devem ser devidamente neutralizados até pH 
6-9 e depois descartados nas pias, seguido de muita água corrente para causar a diluição dos 
sais gerados no processo de neutralização. Em particular, uma solução de ácido acético em 
pequenos volumes, pode ser neutralizada com hidróxido de sódio e descartada na pia, sob 
fluxo de água. Mas, se for um volume grande, é possível encaminhar para uma incineração, 
onde será misturado em pequenas porcentagens a outro solvente inflamável. 
Soluções ácidas contendo metais tóxicos devem ser tratadas em função dos metais. 
Assim, uma solução ácida contendo Cu2+ e Zn2+, por exemplo, deve ser manipulada para 
remover estes íons na forma de algum precipitado, tal como sulfetos, e depois filtrados. 
De forma geral, e com reservas, se aceita que se jogue numa pia apenas acetatos de 
sódio, potássio, cálcio e amônio. Álcoois aquo-solúveis, diluídos a 10% (v/v) ou menos. 
Aminoácidos e seus sais. Ácido cítrico e seus sais de sódio, potássio, magnésio, cálcio e 
amônio. Etileno glicol diluído a 10 % (v/v) ou menos. Açúcares, como dextrose, frutose, glicose 
e sacarose. 
Além disto, podem-se descartar nas pias, em quantidades controladas as seguintes 
soluções: ácidos e bases neutralizadas. Bicarbonato de sódio e de potássio. Brometos de sódio 
e de potássio. Carbonatos de sódio, potássio, magnésio e de cálcio. Iodetos de sódio e de 
potássio. Fosfatos de sódio, potássio, magnésio, cálcio e amônio. Sulfatos de sódio, potássio, 
magnésio, cálcio e amônio. Tudo acompanhado de muita água sempre. 
Fora disto, nada pode ser descartado diretamente na pia. 
Acima de tudo, ter sempre em mente que: “Todas as substâncias são tóxicas. Não 
existe substância sem toxicidade. É unicamente a dose que determina esta toxicidade”. 
Paracelso, Alquimista do século XVI 
 
 
 
 
 
 
 
 23
 
O laboratório 
 
Antes de iniciar propriamente o trabalho de laboratório, cada estudante tem de estar 
seguro de que sabe exatamente onde se localizam e como se opera os equipamentos de 
segurança: lava-olhos, chuveiros de segurança, extintores de incêndio, pontos de alarme conta 
fogo, frascos de carbonato de sódio para neutralizar derramamento de ácidos sobre a bancada 
ou no chão, soluções de carbonato de sódio para neutralizar ácidos derramados na mão ou na 
roupa, etc.lembrar que em situações onde quantidades relativamente grandes de ácidos são 
derramados sobre o avental, atingindo a roupa, de imediato a peça deve ser retirada, e no caso 
de ácido sulfúrico em contato com a pele não é recomendado que se esfregue com um pano, 
pois irá dilacerar mais ainda a superfície. Usar jatos fortes de água da torneira ou diretamente 
no chuveiro de emergência, donde sai muita água que evita queimaduras subseqüentes pelo 
calor liberado. 
 
 
Cuidados 
 
Todo o acidente deve ser imediatamente comunicado ao instrutor. Dependendo da 
gravidade, os primeiros socorros são providenciados de imediato no próprio laboratório, e a 
seguir a vítima deve ser transportada adequadamente ao atendimento médico mais próximo. 
Evitar uso de lentes de contato, pois quase sempre existem vapores de NH3, HCl, NO2, 
SO2 e outros gases que formam soluções fortemente corrosivas quando em contato com o 
líquido aquoso que irriga a delicada película ocular. 
Usar uma luva grossa ou um pano resistente para proteger as mãos na operação com 
tubos de vidro sendo inseridos em rolhas. 
Não usar toalhas de pano, e muito menos papel, para remover frascos de vidro do 
aquecimento em uma chama. 
Para remover um béquer do aquecimento em uma chama basta desligar a chama ou 
afastar o bico debaixo do béquer. Lembrar que certas condições de chama deixam-na 
transparente (invisíveis), especialmente sob incidência de luz solar. Muito cuidado. Evitar o uso 
de tela de amianto nos aquecimentos com bico de Bunsen. Fibra de amianto causa câncer 
pulmonar. 
Cuidado com manipulação de ácidos e bases concentradas e suas diluições 
Em nenhuma das experiências aqui sugeridas está sendo recomendado o uso de 
ácido perclórico. Mas, vale a pena mencionar os cuidados especiais com este ácido. Quando 
aquecido com matéria orgânica ele pode causar explosões violentas. Mesmo perclorados 
inorgânicos explodem quando aquecidos até quase secura. 
Muitos produtos químicos são perigosos pela toxicidade ou inflamabilidade 
Observar sempre as precauções que devem ser tomadas. Evitar contato com a pele, 
ingestão e inalar vapores. 
Sempre que possível e necessário, certas operações devem ser executadas numa capela. 
Cianetos, sais de mercúrio, sais de bário, ácido oxálico e muitos outros reagentes são 
tóxicos, e podem ser letais. Muitos líquidos orgânicos evaporam rapidamente e os vapores são 
perigosos quando inalados por um período de tempo prolongado. Cuidado com o uso do 
nitrobenzeno, como opção nos experimentos argentimétricos. O mesmo cuidado é válido na 
manipulação do saliciladeído e da 8-hiroxiquinolina. Nestes casos os descartes devem ser 
feitos em frascos indicados pelo instrutor. 
A segregação dos resíduos é relevante, pois há reações que, se não conduzidas 
apropriadamente, fogem do controle manual e se processam violentamente. 
 
 
 
Regras gerais de segurança 
1) Sempre usar óculos de segurança no laboratório; 
2) Sempre usar avental de proteção no laboratório; 
3) Não usar sapatos abertos, tipo sandálias ou chinelos, no laboratório; 
4) Não será permitido trabalhar no laboratório de bermuda, saia, sandália e chinelo; 
5) Nunca usar lentes de contato, mesmo sob óculos de segurança; 
6) Cabelo comprido deve ser preso atrás da nuca para evitar acidentes com fogo; 
 24
7) Nunca comer, beber, fumar ou guardar alimentos dentro do laboratório; 
8) Nunca correr dentro do laboratório, e muito cuidado quando estiver carregando frasco de 
reagente. Evitar encontrões com outras pessoas; 
9) Nunca prove um produto químico ou uma solução; 
10) Sempre que proceder a diluição de um ácido concentrado, adicione-o lentamente, sob 
agitação, sobre a água e nunca ao contrário. (Perigo de projeção da solução ácida); 
11) Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco de reagente antes de usá-lo. Leia duas 
vezes para ter certeza; 
12) Nunca devolver reagente que foi tirado de um frasco, mesmo se não tiver sido usado. 
Isto minimiza contaminações; 
13) Descartar corretamente qualquer reagente não usado ou contaminado. Para isso nunca 
colocar frascos com grandes quantidades de reagentes à disposição no laboratório. É correto 
trabalhar com frascos menores, porque se houver alguma contaminação, menos material terá 
de ser descartado; 
14) Não jogue na pia o produto de sua reação, verifique o local apropriado no laboratório. 
Para seu descarte; 
15) Material sólido deve ser descartado em frascos apropriados. Nunca junto com líquidos; 
16) Muito cuidado quando estiver testando gases pelo odor. Esta prática deve ser evitada; 
17) Não pipete produto algum com a boca. Usar sempre um bulbo de sucção para aspirar 
líquido que não seja a água, com a pipeta; 
18) Antes de iniciar os experimentos, certifique-se de que o sistema de exaustão (capela) 
está funcionando; 
19) Todas as experiências onde se manipulam reagentes perigosos e voláteis, envolvendo a 
liberação de gases e/ou vapores tóxicos devem ser realizadas na CAPELA (símbolo ⇑⇑⇑⇑); 
20) Trabalhe longe da chama ao manusear inflamáveis; 
21) Evite o contato de qualquer substância com a pele. Se derramar ácido ou outro produto 
corrosivo, lavar imediatamente com bastante água; 
22) Não aspire diretamente qualquer vapor ou gás, resultantes de experimentos. Para sentiro odor de uma substância, não colocar o rosto diretamente sobre o recipiente, mas, com o 
auxílio da mão trazer um pouco de vapor até você; 
23) Cuide ao aquecer material de vidro, pois a aparência deste é a mesma, quente ou frio; 
24) Não aqueça tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa; 
25) Todos os sólidos e papéis de filtro que sejam para lançar fora, devem ser colocados no 
lixo. Nunca jogue nas pias materiais sólidos, mesmo que sejam ligeiramente solúveis; 
26) Utilize aparelhagem limpa. Evite derramamentos, mas se isto ocorrer, limpe o local 
imediatamente. 
27) No final do período lave a vidraria e recoloque o material utilizado no seu devido lugar; 
28) Evite o escapamento de gás, fechando a torneira e o registro ao final do trabalho; 
29) Sempre comunicar imediatamente ao instrutor qualquer acidente, por menor que tenha 
sido; 
30) Siga rigorosamente as recomendações do professor; 
31) Tenha sempre presente que o laboratório é um lugar de trabalho sério. Trabalhe de 
forma sistemática e ordenada. Faça apenas os experimentos previstos; 
32) Durante todo o tempo pense sobre o que está sendo feito! 
 
Cuidados para a Limpeza do Material: 
⇒ Lave o material de vidro em água corrente, se necessário utilize detergente, e após 
enxagúe com água destilada; 
⇒ Use escova especial para limpar os tubos de ensaio e outras vidrarias; 
⇒ Os tubos de ensaio podem ser invertidos na estante para que sequem; 
⇒ O material volumétrico é seco a temperatura ambiente e os não volumétricos podem 
ser levados à estufa; 
⇒ É conveniente lavar os frascos e aparelhos usados para estocar ou medir reativos 
com pequenas porções do mesmo, as quais deverão ser posteriormente desprezadas no local 
apropriado. 
 
 
 
 
 
 25
Caderno de Laboratório: 
Cada estudante deverá ter um Caderno de Laboratório, capa dura, com as páginas 
numeradas, no qual deverá constar todas as experiências efetuadas, comentários e 
observações. Os experimentos efetuados, deverão estar descritos no caderno na forma de 
relatório. 
 O material suplementar fornecido deverá ser fixado neste caderno. 
 O caderno de laboratório deverá conter obrigatoriamente: 
1- Sumário (no início do caderno); 
2- Título da experiência a ser executada; 
3- Data da experiência; 
4- Introdução; 
5- Parte Experimental; 
6- Reações utilizadas; 
7- Esquema do procedimento empregado; 
8- Observações, comentários e resultados obtidos; 
9- Bibliografia utilizada; 
 
 26
6 MARCHA GERAL DA ANÁLISE 
6.1 ANÁLISE QUÍMICA 
 
Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de 
análise química que permitem determinar a composição química das substâncias ou de mistura 
das mesmas, e também o desenvolvimento de novas técnicas, métodos de processo analítico. 
 A química analítica encontra-se presente em praticamente todas as atividades 
humanas que envolvem a química. Por exemplo, agricultura, meio-ambiente, transformação 
metalúrgica, farmacologia, etc.. O teor de nitrogênio de um fertilizante determina seu valor 
comercial. Os alimentos devem ser analisados com relação aos contaminantes ou teor de 
vitaminas. 
 A disciplina de química analítica engloba as análises químicas qualitativas e 
quantitativas, que usam as técnicas desenvolvidas por em evidencia o conteúdo de uma 
amostra. Então a composição de uma substancia pode ser determinada por uma análise. O 
procedimento para análise de uma substância pode ser QUALITATIVO, isto é, vai determinar a 
identidade dos constituintes presentes, ou QUANTITATIVO, isto é, vai determinar a quantidade 
dos contituintes. 
A análise qualitativa inclui de um modo geral, um grande número de diferentes 
procedimentos dentre os métodos modernos, tais como, cromatográficos, nucleares, entre 
outros. O método a ser utilizado neste curso envolve a dissolução da amostra e a análise da 
solução, através de reações químicas. 
A análise de uma amostra desconhecida deve atrair a atenção do aluno, dando-lhe 
uma idéia do andamento de uma pesquisa, qual seja: 
1. Definir o problema e estabelecer meios de como soluciona-lo; 
2. Realizar as experiências observando atentamente os resultados 
3. Tomar as decisões necessárias e 
4. Chegar a uma conclusão. 
 
 
 
 27
 
6.2 AMOSTRAGEM E PREPARAÇÃO DA AMOSTRA 
 
O limite de detecção dos métodos analíticos vem sendo constantemente melhorado, 
porém a capacidade de coletar amostras, principalmente ambientais, não seguiu o mesmo 
progresso. Por exemplo, a análise de metais em amostras coletadas em mananciais hídricos 
indicam que houve uma redução na sua concentração de dezenas de ppb para poucos ppt. A 
redução observada deve-se à melhora das condições de amostragem e não devido à 
implementação da qualidade dos resursos hídricos. 
 
 
Amostra 
É uma porção de material tomada do universo e de tal modo selecionada que possua 
as características essenciais do conjunto que está representando. O universo poderá ser um 
meio homogêneo e qualquer amostra representá-lo-á; ou heterogêneo. Se o universo a ser 
representado for um meio heterogêneo a amostragem pode ter por objetivo conhecer as 
particularidades dos componentes ou estabelecer a composição média do universo. 
 
Exemplo de meio heterogêneo: material sólido, cuja composição pode variar com o 
diâmetro das partículas. Usualmente quanto maior o tamanho das partículas maior deve ser o 
tamanho da amostra. Por exemplo, no carvão moído a fração fina é rica em cinzas. Em ligas 
metálicas há segregação em função dos diferentes produtos de solubilidade. 
 
A natureza física do universo irá conferir caracterísitcas específicas à etapa da 
amostragem: 
a- Amostragem de sólidos é mais difícil do que a de líquidos e gases, pois há maior 
probabilidade de ter-se um meio heterogêneo. Para obter amostras confiáveis é 
aconselhado que o tamanho da amostra esteja entre 1/50 e 1/100 do tamanho do universo, 
coletada preferencialmente enquanto o sólido estiver em movimento. 
b- Amostragem de líquidos. Os líquidos misturam-se lentamente por difusão e para obter 
maior homogeneidade os líquidos devem ser agitados. Para mistura homogênea de 
líquidos uma amostra aleatória representará o todo; para universos de tamanho grande a 
amostra deve ser coletada enquanto o líquido estiver em movimento, preferencialmente 
logo após o bombeamento. 
c- Amostragem de gases é feita criando uma zona de baixa pressão que obriga o gás 
deslocar-se para o interior do recipiente coletor. O uso de uma bomba de vácuo ou o 
deslocamento de um líquido no qual o gás seja pouco solúvel é adequado para criar o 
vácuo. É importante lembrar que a temperatura e a pressão têm grande influência no 
volume dos gases e por conseguinte na amostra coletada. 
 
A conservação da amostra até o momento da análise é uma etapa de vital importância, 
sob o risco de contaminar, perder, decompor ou alterar a matriz da amostra e 
conseqüentemente perder a representatividade do universo que representa. 
 
Planificação de um processo de amostragem 
Todos os aspectos de um processo de amostragem devem ser planejados e 
documentados em detalhes. A planificação de um processo de amostragem deve incluir pelo 
menos as razões porque escolher determinado local para amostragem,a duração e freqüência 
de coleta e o nível aceitável de flutuação devido à heterogeineidade do universo. A planificação 
é feita com base em critérios estatísticos, porém preliminarmente deverá ser considerado: 
a. Relação custo de análise / custo da amostragem e valor do material em estudo; 
b. Destino final do material; 
c. Variação máxima da composição admitida; 
d. Exatidão dos métodos empregados; 
e. Natureza do material (estado físico, grau de estratificação, heterogeneidade). 
 
O planejamento deverá prever o número de incrementos a ser coletados, o local de 
coleta,a freqüência, o responsável, a forma de identificação, o meio de conservação da 
 28
amostra durante o transporte e estocagem, o processo de redução a ser usado, o número de 
contra-provas; tempo e forma de arquivamento, etc. 
 
 
 
 
Processo Geral de Amostragem 
 
A amostragem pode ser chamada: 
a) Sistemática quando o universo apresenta variações sistemáticas. Então, o universo é 
dividido em um número real de seções, do qual é retirado um número proporcional de 
incrementos ao acaso, segundo um plano sistemático. 
b) Ao acaso, se as parcelas do universo têm a mesma probabilidade de ser amostrada, ou 
seja, se o universo for homogêneo. 
 
Para fins didáticos as amostras serão classificadas em: 
a) Amostra bruta é o conjunto de incrementos coletados do universo. É imprescindível que seja 
representativa do todo e seu tamanho dependerá: 
da incerteza tolerada na coleta; 
do grau de heterogeneidade do material; 
do tamanho das partículas em que começa a se verificar a heterogeneidade. 
 
b) Amostra de laboratório possui tamanho menor do que a amostra bruta. A amostra de 
laboratório poderá compreender moagem ou não. 
 
c) Amostra para análise é a fração convenientemente reduzida, e normalmente moída, que 
será pesada e quimicamente analisada. 
 
O número de amostras ou de incrementos a ser retirado de um universo pode ser 
estimado por: 
 
 n = [ t s / (µ - x)]2 
sendo: 
n: número de amostras; 
t: parâmetro student; 
s: desvio padrão das amostras individuais; 
µ: média do universo; 
x: média amostral 
 
 Exemplo 1: fonte Vogel 5a ed, p.127 
Verificou-se que uma estimativa da variabilidade do teor de níquel de um carregamento de 
minério, com base em 16 determinações era de 1,5%. Quantas amostras devem ser tomadas a 
fim de gerar, em um nível de confiança de 95%) um erro de amostragem menor do que 0,5%. 
 n = [ 2,13 1,5 / 0,5]2 
 n = 41 
 
 Exemplo 2: fonte Anal. Chem. v.52, p.2244, 1980. 
Calcular o número de incrementos a serem retirados de um universo, sabendo que: 
a) a concentração média do analito é de 0,1ppm; 
b) o desvio padrão de inúmeras amostras foi de 0,05ppm; 
c) o erro aceitável, para um nível de confiança de 95%, deve ser menor do que 20%. 
 n = [ 1,96 0,05 / (0,1 0,2)]2 
 n = 24 
 
 Redução da amostra: 
 Compreende a redução da quantidade de amostra e/ou do diâmetro médio das 
partículas, representada pelas seguintes etapas: 
 a) Mistura: manual (lona ou folha de papel) ou por equipamentos; 
 b) Divisão ou quarteio: pode utilizar equipamentos específicos ou operações manuais. 
Ex: Quarteador do tipo Jones, monte alongado e pazada alternada, processo do cone. 
 29
 c) Moagem poderá ser manual ou mecânica. Essa etapa poderá estar ausente no 
preparo da amostra de laboratório. 
 
 
 
Preparação da amostra para análise 
 Embora muitas amostras cheguem ao laboratório na forma sólida, os 
procedimentos analíticos envolvem a medida ou manipulação do componente (analito) em 
solução aquosa. O processo de dissolução da amostra, normalmente, está longe de ser 
simples ou rotineiro e pode até mesmo representar a maior fração do tempo despendido na 
análise. A maneira de preparar a solução para a análise depende da natureza da amostra e do 
método analítico a ser usado. 
 
 Critérios para a escolha do método de solubilização 
1) Ser eficiente e preferencialmente simples e rápido; 
2) Não atacar o recipiente; 
3) Não deve introduzir a espécie a analisar, nem introduzir espécies interferentes; 
4) Não introduzir uma quantidade excessiva de sais. 
 
Solubilização por via úmida 
 Muitos materias podem ser solubilizados mediante ataque com ácidos minerais 
e ocasionalmente com solução de hidróxido de sódio ou potássio. O ataque com ácidos 
apresenta, muitas vezes, a vantagem de permitir a eliminação relativamente fácil do excesso 
do reagente mediante volatilização; além disso, o ataque ácido costuma apresentar menor 
perigo de contaminação proveniente da agressão do recipiente. 
 
 Ácidos oxidantes 
 a)Ácido sulfúrico concentrado (98%=18M): desidrata e oxida os compostos orgânicos. 
A maioria das ligas e metais também é atacada. Parte de sua eficiência está ligada ao alto 
ponto de ebulição (340oC). 
 b)Ácido nítrico (70%=15,7M): dissolve os metais, exceto alumínio e cromo, devido à 
passivassão pelo óxidos formados. Estanho, antimônio e tungstênio formam ácidos pouco 
solúveis. O ácido diluído também possui características oxidantes. Muito do poder de 
dissolução do ácido é oriundo da capacidade do íon nitrato agir como um oxidante. 
 c)Ácido perclórico (70%=11,6M): o ácido a quente ataca ligas de ferro e aço inoxidável 
que resistem a outros ácidos minerais. Quando concentrado e a quente em presença de 
matéria orgânica, ou substâncias inorgânicas facilmente oxidáveis, tende a explodir. Este risco 
é eliminado usando soluções do ácido ou pelo seu uso concentrado e a frio. Seu ponto de 
ebulição é 203oC. 
 
 Ácidos não-oxidantes 
 a)Ácido fluorídrico (48%=27M): sua principal aplicação é a decomposição de rochas 
silícicas e minerais em que deve ser determinado o teor de sílica. Ao final da solubilização, o 
ácido deve ser totalmente eliminado da solução através da evaporação com ácido sulfúrico ou 
perclórico, já que o fluoreto forma complexos estáveis com diversos cátions. Normalmente, a 
eliminação dos últimos traços do íon fluoreto na amostra é tão difícil e requer tanto tempo que 
invalida as possibilidades de usar este ácido na decomposição de silicatos. Pode ser 
empregado na solubilização de aços inoxidáveis de difícil solubilização, como parte de mistura 
com demais ácidos. Seu manuseio deve ser cercado de cuidados, uma vez que causa graves 
queimaduras na pele. 
 
 b)Ácido clorídrico (37%=12M): quando concentrado solubiliza muitos óxidos metálicos, 
bem como os metais mais facilmente oxidáveis que o hidrogênio (normalmente solubiliza 
melhor os óxidos que os ácidos oxidantes). Ao ser aquecido há despreendimento de cloreto de 
hidrogênio, até que a solução atinja uma concentração de 6M, cujo ponto de ebulição é 110oC. 
 
 c)Ácido sulfúrico diluído 
 
 d)Ácido perclórico diluído 
 
 30
 
Mistura de ácidos 
 a)Água régia [HCl](3):[HNO3](1) (V/V): é um poderoso agente oxidante, com 
capacidade para dissolver até metais nobres, por exemplo o ouro e a platina, que são 
insolúveis nos ácidos isoladamente. Quando misturados, os ácidos reagem produzindo cloro e 
cloreto de nitrosila: 
 
 3HCl + HNO3 ----> Cl2(g) + NOCl(g) + 2H2O 
 
 O poder de dissolução da mistura provém, principalmente, da capacidade do cloro e do 
cloreto de nitrosila converter os metais em cloretos metálicos, que são transformados em 
ânions complexos estáveis pela reação com o cloreto. Por exemplo: 
 
 Au(s) + 4HCl + HNO3 ----> HAuCl4 + NO(g) + 4H2O 
 
 b)Ácido fluorídrico/nítrico: utilizado para a solubilização de aços dificilmente solúveis. 
 
A natureza da amostra 
 Conforme a composição da amostra, a solubilização por via úmida será feita por 
diferentes reagentes. 
 a) Metais: a posição do metal na série eletroquímica dá indicações a respeito de sua 
solubilidade em ácidos não-oxidantes. Os metais menos nobres do que o hidrogênio tendem a 
dissolver-se em ácidos não-oxidantes com liberação de hidrogênio. A velocidade de dissolução 
será muito baixa quando os potenciais forem muito próximos de zero ou há formação de sais 
insolúveis. Os metais mais nobres do que o hidrogênio são comumente dissolvidos em ácidos 
oxidantes ou mistura de ácidos oxidantes. 
 
 b) Óxidos: normalmente são mais eficientemente atacados por ácidos não-oxidantes. 
Os óxidos hidratados geralmente se dissolvem com facilidade em ácidos fortes; assim, a 
calcinação, devido à desidratação, diminui a solubilidade dos óxidos em ácidos. Exemplo: 
óxidos de Al, Cr, Sn e Be tornam-se quase insolúveis quandoaquecidos a 1000 - 2000oC. 
 
 Os melhores ácidos para a solubilização seriam o clorídrico, fluorídrico ou 
bromídrico, porém como seus ponto de ebulição são baixos, e o ataque é facilitado por 
temperaturas elevadas, seu uso torna-se limitado. O ácido sulfúrico possui alto ponto de 
ebulição, porém pode formar sulfatos pouco solúveis. O ácido fosfórico é um ácido que 
solubiliza até mesmo óxidos refratários, porém pode causar problemas posteriores na análise 
devido à introdução de grandes quantidades de fosfatos. 
 
 c)Sais: a Tabela 1 resume a solubilização dos sais mais comuns. 
Tabela 1: Agentes normalmente usados na solubilização de alguns ânions. 
Tipo Ataque Observações 
Sulfeto Ácidos oxidants Alguns atacados por [HCl] 
Carbonato Ácido mineral diluído Exceção: formação de sal insolúvel 
Fosfato HCl, H2SO4, HClO4 Em alguns casos HF 
Silicato HF + H2SO4 Uso de recipiente de Pt 
 
 
 Solubilização por fusão 
 A decomposição por fusão é um recurso drástico usado na solubilização de 
alguns materiais, por exemplo: silicatos naturais e artificiais, alguns óxidos e umas poucas ligas 
férricas, que são atacadas muito lentamente pelos reativos líquidos usuais. 
 
 A eficiência deste tipo de decomposição reside: 
 a) na elevada temperatura em que ocorre (400 a 1100oC); 
 b) na elevada concentração do reagente em contato com a amostra. 
 
 Sempre que possível é evitada porque: 
 1) A relação fundente-amostra é muito alta (10:1); 
 31
 2) O fundente pode ser fonte de contaminantes; 
 3) A solução terá um elevado teor salino; 
 4) A alta temperatura pode promover grande volatilização dos constituintes; 
 5) O recipiente é facilmente atacado. 
 
 Processo de fusão 
 * Mistura da amostra finamente dividida com fundente; 
 * O cadinho deverá ser de material adequado e seu volume deverá ser, no mínimo, o 
dobro do volume da carga; 
* Realizar aquecimento lento para permitir a evolução de H2Ov e gases; 
* Ajuste da temperatura de fusão; 
 * Terminada a fusão, o cadinho é resfriado abaixo do rubro; 
 * Movimentação do cadinho para que a solidificação da carga ocorra em finas 
camadas; 
 * Desagregação da carga (H2O, ácido, temperatura). 
 
 Tipos de fundentes 
 Os fundentes mais usados são compostos dos metais alcalinos. Os 
carbonatos, hidróxidos, peróxidos e boratos são os principais fundentes dos materiais ácidos. 
Os persulfatos, os fluoretos ácidos e óxido de boro são fundentes ácidos. O peróxido de sódio 
é utilizado como fundente oxidante 
 
 Eliminação da matéria orgânica 
 É um requisito para análise elementar de compostos orgânicos e também para 
certos materiais que contenham substâncias orgânicas, para converter os analitos a uma forma 
suscetível de aplicação dos métodos analíticos. 
 
 Processos a seco 
 a) Incineração ao ar: a amostra é aquecida em mufla a 500-550oC até que todo 
material carbonáceo seja convertido em CO2. Também ocorre perda de halogênios, fósforo, 
arsênio, antimônio, mercúrio, enxofre, etc. 
 b) Combustão em corrente de oxigênio: técnica que serve de base para análise 
orgânica elementar, onde os elementos (H, N, S e halogênios), após terem sido convertidos em 
produtos gasosos, são transportados pela corrente gasosa e analisados. A Figura 1 ilustra uma 
montagem deste tipo. 
 
 c)Combustão em recipiente fechado: ocorre a combustão da amostra com oxigênio em 
um recipiente fechado. O produto da reação é absorvido em uma solução adequada, antes da 
abrir o frasco de reação. 
 Ex.1: Bomba calorimétrica ( O2 a 30 atm com centelha elétrica ) 
 
 Ex.2: Aparelho de Schöninger conforme ilustrado na Figura 2. 
 
 d) Fusão com peróxido de sódio: o Na2O2 em estado de fusão oxida rápida e 
violentamente a matéria orgânica: 
 C--->CO32-; S--->SO42-; P--->PO43-; Br--->BrO3-; I--->IO3- 
 
 Sua principal desvantagem é o excesso de fundente requerido. 
 
Processo por via úmida 
 a) Método de Carius: aquecimento da amostra com HNO3 fumegante a 250-300oC, em 
recipiente de vidro fechado, por período de 4 a 6 horas. Há risco de explosão e por isso é 
usado forno blindado. 
 
 b) Método de Kjeldahl: aquecimento da amostra com ácido sulfúrico concentrado e 
catalisadores (mercúrio, selênio ou cobre). 
 
 32
 c) Uso de ácido perclórico: pode ser usado HClO4 concentrado, isolado ou em mistura 
com HNO3, com eventual presença de catalisadores de vanádio, a temperatura entre 100 e 
235oC. 
 33
 
7 INTERFERENTES NA ANÁLISE QUANTITATIVA 
 
Qualquer que seja o método analítico escolhido para determinação, este deveria ser 
um método específico, isto é, ser capaz de medir com exatidão a quantitade da substância 
interessada, quaisquer que sejam as demais substâncias presentes. Na prática poucos 
procedimentos analíticos atingem este ideal, mas muitos métodos são seletivos; em outras 
palavras, podem ser usados para determinar qualquer íon de um grupo de íons, na presença 
de certos íons especificados. 
Freqüentemente, no entanto, existem substâncias que estando presentes, impedem a 
medição direta da quantidade de um certo íon; estas substâncias são conhecidas como 
interferentes (ou interferências) e a escolha dos métodos de separação das interferências de 
uma substância a ser determinada é tão importante quanto a escolha do método analítico. 
Assim, interferente é toda substância capaz de afetar (positiva ou negativamente) a 
determinação do constituinte desejado. Há duas maneiras para eliminar os problemas 
causados pelos interferentes: a imobilização e o isolamento. 
A imobilização do interferente potencial é conseguida por meio de uma modificação 
do sistema que torna inócua a sua presença, sem afetar o constituinte a determinar. A 
imobilização é comumente alcançada mediante o ajuste de pH, adição de um agente 
complexante ou pela ação de agentes oxidantes ou redutores. 
Ex.: Na determinação iodométrica do cobre, o Fé III é imobilizado frente ao iodeto pela 
complexação com fluoreto ou fosfato. 
O isolamento dos interferentes ou do constituinte a analisar é obtido por um processo 
de separação. Em geral, a separação do interferente é preferida à separação do constituinte. 
Em qualquer caso, o processo de separação envolve os seguintes passos: 
a) formação de um sistema de duas fases; 
b) separação mecânica das duas fases; 
c) recuperação quantitativa da fase com o constituinte. 
Os processos de separação envolvem sistemas em equilíbrio, assim as separações 
são mais ou menos completas.O importante é que: 
1) A concentração do interferente situe-se em um nível tolerado pelo método; 
2) As perdas do constituinte durante o processo se mantenham em um nível abaixo do 
erro admitido na análise. 
Processo de eliminação de interferentes 
a) Precipitação seletiva: O controle cuidadoso do pH é freqüentemente necessário, a 
fim de ser obtida uma separação nítida. Deve ser considerado o perigo da adsorção do analito 
pelo precipitado. 
b) Mascaramento: é usado um agente que produz um complexo suficientemente 
estável, de modo que o interferente não reaja com os reagentes utilizados na determinação da 
espécie interessada. 
c) Oxidação/Redução seletiva: a mudança de estado de oxidação do interferente 
pode impedir sua reação com os reagentes específicos. 
d) Extração por solvente: o interferente (ou constituinte a analisar) é seletivamente 
extraído em um solvente, sendo este imiscível na solução que originalmente contém a amostra. 
e) Troca iônica: os materiais de troca iônica são substâncias insolúveis que contêm 
íons intercambiáveis com os íons contidos em uma solução. 
 
 34
8 QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - CONCEITOS BASICOS 
 
Química Analítica: É a parte da química que estuda os princípios teóricos e práticos 
das análises químicas, através de técnicas e métodos usados para por em evidência os 
componentes de uma substância ou de uma misturade substâncias preocupando-se com os 
fundamentos científicos envolvidos. Tem como objetivo prático a determinação da composição 
química de substâncias puras ou de suas misturas. 
Análise Química: Conjunto de técnicas e operações usadas para determinar os 
constituintes de uma amostra. Tanto na Química Analítica quanto na análise química, existem 
duas etapas: Análise Qualitativa (o que contém a amostra) e Análise Quantitativa (o quanto 
de cada componente tem na amostra). 
Química Analítica Qualitativa: Trata da determinação dos constituintes (elementos, 
grupo de elementos ou íons) que formam uma dada substância ou mistura. 
Química Analítica Quantitativa: Trata da determinação das quantidades ou 
proporções dos constituintes, previamente identificados, numa dada substância ou mistura. 
Então, a composição de uma substância pode ser determinada por uma análise. O 
procedimento para análise de uma substância pode ser QUALITATIVO, isto é, vai determinar a 
identidade dos constituintes presentes, ou QUANTITATIVO, isto é, vai determinar a quantidade 
dos constituintes. 
 A análise qualitativa inclui de um modo geral, um grande número de diferentes 
procedimentos dentre os métodos modernos, tais como, cromatográficos, nucleares, entre 
outros. O método a ser utilizado neste curso envolve a dissolução da amostra e a análise da 
solução, através de reações químicas. 
 A análise de uma amostra desconhecida deve atrair a atenção do aluno, dando-lhe 
uma idéia do andamento de uma pesquisa, qual seja: 
 
1- Definir o problema e estabelecer meios de como solucioná-lo; 
2- Realizar as experiências observando atentamente os resultados; 
3- Tomar as decisões necessárias; 
4- Chegar a uma conclusão. 
 Em Química Analítica Qualitativa, o elemento ou íon a ser determinado é 
tratado de maneira a se transformar num composto que possua certas propriedades que lhe 
são características. 
 
- A transformação que se processa é denominada: Reação Analítica. 
- A substância que provoca a transformação é denominada: Reagente. 
- A substância a ser analisada é denominada: Analito. 
 
Reações Analíticas: 
Os íons (cátions e ânions) são classificados em grupos, baseando-se em algumas 
propriedades comuns a todos os íons de um determinado grupo. A seguir, trata-se o 
precipitado obtido, e os cátions de cada grupo são separados e identificados por meio de 
reações características. 
 
 
 
 
 
Tipos de Ensaios utilizados na Q.A Qualitativa: 
� Reações por via seca; 
� Reações por via úmida. 
1. Via Seca: o analito e o reagente estão, geralmente, no estado sólido sem dissolver, 
portanto não utiliza solventes; a reação é realizada por aquecimento: 
a. Reação de coloração de chama: (bico de bunsen), observa-se as modificações como 
por ex: cor, decomposição, sublimação, desprendimento de gases. Cada substância apresenta 
suas propriedades características. 
Ensaios de Chama: Baseiam-se na coloração adquirida pela chama não luminosa de 
um bico de Bunsen, quando certos metais são volatilizados (Tabela 11). 
 
 35
Tabela 11: Exemplo de cores de chama de alguns elementos 
COR ELEMENTO 
amarelo-ouro sódio 
violeta potássio 
verde cobre 
azul claro chumbo 
 
 
Vantagens: pequenas quantidades de amostra, rápido. 
Desvantagens: Aplicável a um número reduzido de substâncias. 
b. Reação de formação de pérolas coloridas (de bórax ou de sal de fósforo); 
c. Fusão alcalina, ácida ou oxidante; 
d. Método da trituração; 
e. Reação sobre carvão. 
 
2. Via úmida: São as reações mais usuais. É aquelas onde o reagente e o analito está 
no estado líquido ou em solução aquosa. 
Aqui a identificação dos íons será realizada através das reações ditas REAÇÕES POR 
VIA ÚMIDA, ou seja, se realizará a identificação de íons em solução aquosa. Isto quer dizer 
que, se existir NaCl em uma determinada amostra líquida, por exemplo, identificar-se-á 
independentemente os íons sódio e os íons cloretos. 
No caso de amostras sólidas, o primeiro passo é dissolvê-las. O solvente usual é a 
água (H2O), ou um ácido se ela for insolúvel em H2O, por exemplo: 
 
O óxido de cobre e o hidróxido de ferrro(III) são insolúveis em água, mas solúveis em 
meio ácido: 
 
Para os testes de análise qualitativa, somente empregamos as reações que se 
processam acompanhadas de variação das suas propriedades físicas ou químicas facilmente 
detectáveis. Por exemplo, na mistura de soluções para identificação de um dado íon deve 
ocorrer: 
• Formação de precipitados (compostos sólidos); 
• Reações coloridas (usualmente formação de complexos); 
• Liberação de gás; 
• Variação da temperatura. 
 É importante salientar que para um íon ser identificado por via úmida é necessário 
que este íon esteja em SOLUÇÃO. 
Nas análises químicas de substâncias inorgânicas, em geral, empregam-se soluções 
aquosas de sais, ácidos e bases. Estas substâncias são eletrólitos fortes ou fracos, 
dependendo do seu grau de ionização ou dissociação. Por exemplo: 
 
 
 
 
 
Como nas reações analíticas por via úmida não detectamos o sal, mas sim o(s) íon(s) 
deste sal, representamos estas de uma forma simplificada denominada equação de reação. 
Escrevemos, apenas, as fórmulas daquelas espécies que, efetivamente, participam da reação, 
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ou seja, estão envolvidas no processo. Por exemplo: Cl- é detectado em HCl(aq) ou soluções de 
cloretos metálicos por ação de solução de Ag+NO3-. 
 
Em ambos os casos, ocorre a formação do precipitado branco de AgCl. Pelas 
equações observa-se que apenas ele não está na forma de íons, logo, conclui-se que os íons 
H+ e NO3-, no primeiro caso, e Ca2+ e NO3-, no segundo, não participam da reação. Então, 
ambos os processos podem, simplesmente, ser representados pela Equação iônica: 
 
A equação iônica mostra que a reação ocorre, essencialmente, entre os íons Ag+ e Cl- 
na formação do precipitado branco de AgCl. 
OBS.: 
1. Nos íons ClO3- e ClO4-, ou nas moléculas de CHCl3 e CCl4 existe o elemento cloro, 
mas não na forma de Cl-, logo: 
 
2. Se um elemento forma íons de diferentes valências, cada um deles terá as reações 
que lhe são características. Por exemplo: 
 
Ao se realizar um teste analítico, é necessário seguir determinadas condições, pois do 
contrário o resultado pode ser errôneo. 
 Pode-se citar a temperatura, a acidez e a concentração dos reagentes. Diz-se 
que existe uma concentração mínima que o íon de interesse deve estar na solução para 
que o íon possa ser detectado, abaixo desta concentração o teste será negativo. 
 
“ESTE FENÔMENO ESTÁ RELACIONADO COM A SENSIBILIDADE DE UM TESTE”. 
 
É importante salientar que na utilização de um teste altamente sensível, a possibilidade 
de um erro é muito grande, pois as impurezas dos reagentes podem mascarar o resultado. Isto 
pode ser contornado quando se faz um teste em branco, o que significa colocar todos os 
reagentes menos a substância sob exame. 
Além da sensibilidade pode-se considerar a seletividade das reações nos testes 
analíticos. Diz-se que uma reação é seletiva quando ela ocorre apenas com um número 
restrito de íons, em determinadas condições. A seletividade de uma reação é tanto maior 
quanto menor for o número de íons que fornece resultados positivos. 
Outra situação possível é quando a reação fornece resultado positivo apenas para um 
íon, fala-se então, em especificidade e a reação é dita específica. 
Identificação da ocorrência de uma reação 
• Desprendimento Gasoso: 
A identificação de determinados íons em uma amostra pode ser feita pela avaliação de 
substâncias volatilizadas da amostra ou após uma reação com a respectiva amostra. 
Exemplos de gases que podem ser desprendidos: NH3, CO2, H2S, Br2. 
• Formação de Complexos: 
Os íons a serem identificados podem atuar como ÁTOMOS CENTRAIS aos quais 
podem se ligar