RELATÓRIO 01: Determinação do teor de zinco e cobre na liga metálica de latão

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IFSP 
Campus Catanduva-SP 
 
Pratica de Química Analítica Qualitativa e Quantitativa II: 
Determinação do teor de cobre e zinco metálico em um liga 
metálica do tipo Latão. 
 
Alunos envolvidos: 
Caio Felipe Tacão. 
Pamela Oliveira Sousa. 
Rafaela Morales de Oliveira. 
 
Professor da Disciplina: 
Matheus Manoel Teles de Menezes. 
 
 
 
 
 
IFSP-2019. 
1. INTRODUÇÃO: 
Os metais de transição são utilizados no dia a dia dos seres humanos, desde a criação 
de estruturas até a criação de chips tecnológicos, porém os metais como um todo possuem 
uma certa limitação no que se refere ao seu uso e aplicações, a partir deste momento a 
necessidade de algo de maior qualidade e maior aplicabilidade surge em relação ao 
metais, com isso surge a formação e criação de ligas metálicas. 
As ligas metálicas são misturas proporcionais de átomos de metais com metais (uma 
ou mais partes das ligas metálicas são referentes aos metais do bloco d – metais de 
transição) ou metais junto a não metais, constituindo assim um reticulo onde além das 
ligações metais/metais ou metais/não metais os interstícios de cada liga metálica podem 
ser dopados com átomos pequenos para auxiliar ou atrapalhar o ponto de fusão do mesmo 
(tornando esse mais ou menos eficiente em relação a outros tipos de ligas – tudo depende 
onde será aplicado tal liga). 
 A função de uma liga metálica é ter um considerável baixo ponto de fusão e um 
resfriamento que colabore para a formação de camadas cujo objeto é unificar parte de 
outros metais separados, um exemplo disso é a soldagem com a liga metálica em uma 
estrutura; Além disso um boa liga metálica deve possuir uma durabilidade e ser resistente 
em alguns casos (ligas metálicas utilizadas na soldagem de eixos de carros ou até mesmo 
em edificações engenhosas). 
Ligas como Bronze, Aço, Aço inoxidável, Ouro 18 quilates, Amálgama, Liga 
Wood, Magnálio, podem ser encontradas respectivamente em moedas, anéis, panelas, 
alianças, dentições (uso no reparo de dentes – dentista), resistências em geral e em 
aeronaves até mesmo em carros de corrida, em fim a variedade de ligas metálicas 
propiciam aos seres humanos uma maior qualidade de vida e desenvolvimento. 
Uma das ligas mais acessíveis e com um alto teor de eficiência são as ligas metálicas 
do tipo Latão; o latão é constituído principalmente de zinco e cobre em porcentagens que 
variam de liga para liga, podendo existir na forma de 3 à 45% de zinco e o restante 97 à 
55% de cobre, nada impede de impurezas (outros átomos) estarem ligados nos interstícios 
do reticulo da liga. 
Sabendo de tal liga e de sua acessibilidade e aplicabilidade no mundo do reparo de 
joias bem como no ramo de soldagem de mantas de aquecimento nos painéis aquecedores 
de água, decidiu-se por meio de uma prática piloto de química analítica qualitativa e 
quantitativa estudar e estruturar a quantia em porcentagem (bem como os complexos e 
compostos de coordenação formados em meios reacionais distintos) de cobre e zinco 
metálico presente na estrutura. 
 
2. OBJETIVO: 
Determinar o teor dos íons Cu2+ e Zn2+ em uma vareta de solda de 3,25mm de Latão. 
 
3. MATERIAIS E EQUIPAMENTOS. 
 Balança analítica 
 01 Balão volumétrico de 100mL 
 01 Bastão de vidro 
 01 Béquer de 10mL 
 02 Béqueres de 25mL 
 01 Béquer de 250mL 
 01 Béquer de 300mL 
 01 Bico de Bunsen 
 02 Buretas de 25mL 
 Capela 
 Conta gotas 
 02 Erlenmeyer de 125mL 
 01 Espátula 
 Indicador universal 
 01 Micropipeta 
 Palitos de fósforo 
 03 Pipetas de Pasteur 
 01 Pisseta 
 01 Proveta de 15mL 
 01 Proveta de 50mL 
 Suporte Universal 
 01 Tripé laboratorial 
 01 Tela de amianto 
 01 Vidro relógio 
 Amido P.A 
 Água deionizada/destilada 
 Ácido Clorídrico (HCl) à 12mol.L-1 
 Ácido Nítrico (HNO3) à 65% 
 EDTA (Ácido Etilenodiamino tetra-acético) à 1,0.10-2 Mol.L-1 
 Hidróxido de amônio (NH4OH) P.A 
 Solução alcoólica de Negro de Ériocromo T 
 Solução de Iodeto de potássio (KI) à 4% 
 Tiossulfato de sódio (Na2S2O3) à 0,1mol.L-1 
 Tampão de amônia (NH4OH/NH4Cl) referente ao pH 10 
 Vareta de soldagem de latão com 3,25mm – Liga de Cobre e Zinco 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL EM FLUXOGRAMA: 
4.1 SOLUÇÃO DE AMIDO (C6H10O5)N À 1 %. 
PREPARO DA SOLUÇÃO MASCARADORA DE IONS Cu 2+ (INDICADORA): 
 
 
 
 
 
 
 
4.2 SOLUÇÃO PADRÃO DE TIOSSULFATO DE SÓDIO. 
PREPARO DA SOLUÇÃO DE 0,1 MOL.L -1 DE TIOSSULFATO DE SÓDIO 
(Na2S2O3): 
 
 
 
 
4.3 SOLUÇÃO DE LATÃO. 
TRATAMENTO DA SOLUÇÃO DE LATÃO PRÉ TITULAÇÃO: 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.5 TITULAÇÃO DA AMOSTRA DE LATÃO NA PRESENÇA DE 
TIOSSULFATO DE SÓDIO A 0,1MOL. L -1 E EDTA 1,0.10-2 MOL.L -1 . 
Titulação de cobre (Cu2+e Zn2+): 
 
 
 
 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ESCRITO: 
4.1 SOLUÇÃO DE AMIDO (C6H10O5)N À 1 %. 
PREPARO DA SOLUÇÃO MASCARADORA DE IONS Cu2+ (INDICADORA): 
Pesar cerca de 1 g de amido P.A em uma balança analítica com auxílio de uma 
espátula e transferir para um béquer de 300mL, adicione cerca de 15mL de água destilada 
com auxílio de uma proveta de 15mL e observe a formação de uma pasta de coloração 
branca e turva. 
Acenda o bico de Bunsen com auxílio de um palito de fosforo, colocando sobre a 
chama quente uma tela de amianto; fixe-a pelo tripé presente no laboratório. 
Em um béquer de 250mL colocar cerca de 100mL de água destilada; aquece-la até 
uma temperatura de 100°C. Após tal procedimento, transfira a água para o béquer de 
300mL contendo amido e agite a solução com auxílio de um bastão de vidro. Espere até 
a solução ficar menos turva, deixando-a esfriar. 
4.2 SOLUÇÃO PADRÃO DE TIOSSULFATO DE SÓDIO. 
PREPARO DA SOLUÇÃO DE 0,1 MOL.L-1 DE TIOSSULFATO DE SÓDIO 
(Na2S2O3): 
Em uma balança analítica, pesar cerca de 2,48g de tiossulfato de sódio com o auxílio 
de uma espátula, transfira tal massa para um béquer de 25mL e dissolva-a com água 
destilada (sempre que possível mexendo a solução para a dissolução de tal composto), 
transfira a solução aquosa de tiossulfato de sódio para um balão volumétrico de 100mL 
completando até o menisco, homogenize a solução e anote a massa de Na2S2O3. 
4.3 SOLUÇÃO DE LATÃO. 
TRATAMENTO DA SOLUÇÃO DE LATÃO PRÉ TITULAÇÃO: 
Pesar e anotar a massa da liga metálica latão (Cu-Zn) entre 0,15 à 0,16 gramas em 
uma balança analítica. 
Preparar uma solução de 4mL água régia em um béquer de 10mL (3mL de Ácido 
Clorídrico 12mol.L-1 e 1mL de Ácido Nítrico 65%, PM = 63,02 e d = 1,41g.cm-3), no 
interior da capela com o exaustor previamente ligado. 
Adicionar a massa de latão anteriormente pesada no béquer contendo a solução de 
água régia, esperar a dissolução total da liga metálica no interior da capela, tampando a 
mesma com um vidro relógio. 
Após dissolver totalmente o latão (cerca de 2 à 3 horas), transfira os 4mL da solução 
para um Béquer de 25mL, afim de neutraliza-la vagarosamente, gota a gota, adicione 
Hidróxido de amônio (NH4OH) Concentrado P.A com auxílio de uma pipeta de Pasteur, 
até este passar de uma coloração verde para azul. 
4.4 TITULAÇÃO DA AMOSTRA DE LATÃO NA PRESENÇA EDTA 
1,0.10-2 MOL.L-1. 
TITULAÇÃO TOTAL DE Cu2+ e Zn2+: 
Com auxílio de uma micropipeta, transferir 500 L da amostra de latão já 
neutralizada com um pH cerca de 7 à 8 (utilize um pedaço da fita do indicador universal 
para mensurar o pH), para um Erlenmeyer de 125mL. 
Adicione ao Erlenmeyer cerca de 3 a 4 gotas do tampão de amônia (NH4OH/NH4Cl) 
e com auxíliode uma fita do indicador universal mensure o pH, ajustando se possível 
entre 8 e 9. 
Em uma bureta adicione até o ponto 0 EDTA (Ácido Etilenodiamino tetra-acético) 
à uma concentração de 1,0.10-2 Mol.L-1 e titule a amostra de latão até a mesma passar de 
uma coloração azulada para ciano. 
4.5 TITULAÇÃO DA AMOSTRA DE LATÃO NA PRESENÇA DE 
TIOSSULFATO DE SÓDIO A 0,1MOL. L-1 E EDTA 1,0.10-2 MOL.L-1. 
TITULAÇÃO DE Zn2+: 
Com auxílio de uma micropipeta, transferir 500 L da amostra de latão já 
neutralizada com um pH cerca de 7 à 8 (utilize um pedaço da fita do indicador universal 
para mensurar o pH), para um Erlenmeyer de 125mL. 
Prepare cerca de 15mL da solução de iodeto de potássio à 4% (m/v) e transfira a 
solução para o Erlenmeyer de 125mL contendo a amostra de latão (observe a mudança 
de coloração de azul para verde). 
Em uma bureta de 25mL titule o iodo liberado com a solução padrão tiossulfato 
de sódio até que o meio (de coloração azulada) apresente uma suspenção de coloração 
amarelo claro, neste ponto, adicione cerca de 3mL da solução de amido (solução de 
coloração completamente azulada – sem suspenções) com auxílio de uma proveta e 
continue a titulação até o desaparecimento da coloração azul. Anote o volume de 
titulante consumido. 
Adicione ao Erlenmeyer cerca de 3 a 4 gotas do tampão de amônia (NH4OH/NH4Cl) 
e com auxílio de uma fita do indicador universal mensure o pH, ajustando se possível 
entre 8 e 9. 
Ainda no mesmo Erlenmeyer adicione cerca de 4 gotas da solução alcoólica do 
indicador negro de Ériocromo T (a coloração de tal solução ficará avermelhada). 
Em outra bureta adicione a solução de EDTA (Ácido Etilenodiamino Tetra-acético) 
até o menisco (ponto 0), e titule (com o EDTA) a solução anteriormente titulada com 
tiossulfato de sódio até a solução passar de avermelhada para azulada/cinza. Anote o 
volume de EDTA consumido na titulação. 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO: 
5.1 Referente ao Procedimento 4.3: 
Referente ao procedimento experimental 4.3, espera-se uma reação de oxidação 
seguida de uma dupla troca entre o cobre metálico presente na forma de liga metálica 
(Latão) e água régia; porém pela própria constituição da liga as reações suscetíveis ao 
cobre também irão ocorrer em sua grande parcela com o zinco metálico presente na 
mesma; uma vez que o latão possui um teor X de cobre metálico e Y de zinco metálico, 
onde no decorrer dos resultados apresentados, serão discutidos as porcentagens de ambos. 
A principia quando a liga metálica (latão) está em solução de água régia ocorre a 
oxidação do cobre e do zinco devido ao alto potencial de oxidante do ácido nítrico, tal 
reação tem como produtos os íons catiônicos Cu2+ e Zn2+. Observe a solução de água régia 
antes (Imagem 01) e a mesma durante o processo de oxidante da liga metálica (Imagem 
02). 
 Imagem 01: Água régia. Imagem 02: Água régia x Latão 
 
 
Fonte: Próprio autor 
Tendo como bases a constituição da água régia em 3 partes de ácido clorídrico 
(HCl) e 1 parte de Ácido nítrico (HNO3), o ácido clorídrico reagirá com os cátions Cu
2+ 
e Zn2+, formados pela ação oxidante do ácido nítrico, resultando em dois íons aniônicos 
complexos em solução, nesta etapa a liberação de gás Hidrogênio (H2) é mais acentuada. 
As reações de dupla troca já balanceadas explicitam o que ocorre no meio reacional 
apresentado. 
Cu(s)
2+ + 4HCl(aq)  [CuCl4 ](aq) 2- + ↑2H2(g) 
Zn(s)
2+ + 4HCl(aq)  [ZnCl4 ](aq) 2- + ↑2H2(g) 
 OBSERVAÇÃO: Sabendo que a liga metálica de latão é constituída de cobre e zinco, 
foram divididas as reações em duas etapas (uma referente ao cobre e outra referente 
o zinco) para melhor explanação de seus conceitos. 
A dissolução da liga metálica em água régia obteve como produto uma coloração 
predominantemente esverdeada, o que indica a presença de um íon complexo 
Tetracloridocuprato (II) ([CuCl4 ]
2-) bem como a formação de um outro íon complexo 
contendo Zinco, o Tetracloridozincato (II) ([ZnCl4 ]
2-). Observando a imagem 03 pode-se 
notar a liberação de gás Hidrogênio que tal reação produz, já a imagem 04 revela a 
coloração esverdeada em solução. 
 Imagem 03: Liberação de H2. Imagem 04: Coloração da solução. 
 
 Fonte: Próprio autor 
A formação dos complexos contendo o íon cloreto (Cl-) se dá devido à alta 
concentração do mesmo em relação aos íons nitrato, em suma a reação de preparação do 
íons catiônicos Cu2+ e Zn2+ provenientes do latão foi ocasionada pelo poder oxidante do 
ácido nítrico, e por uma maior afinidade, bem como uma maior eletronegatividade os 
cátions formados foram atacados pelos íons cloretos, dando origem aos íons complexos; 
Afim de facilitar o entendimento e a visualização foi utilizado do software Discovery 
Studio® propiciando assim a geometria referente a cada um dos íons complexos. 
 Figura 01: Tetracloridocuprato (II). Figura 02: Tetracloridozincato (II). 
 
 Fonte: Próprio autor. 
Logo, espera-se que tais íons possuam uma geometria do tipo tetraédrica ou quase 
tetraédrica, pelo cobre e o zinco serem consideravelmente pequenos e os efeitos estéricos 
(impedimento entre os ligantes) serem maiores nos mesmos, como relata Yi HB em um 
de seus estudos: 
 “(…) For the [CuCl(4)](2-) cluster, the four-coordinated tetrahedron 
structure is more stable than the square-planar one, whereas for 
[CuCl(4)(H(2)O)(N)](2-) (n ≥ 1) clusters, it seems that four-coordinated SSIP 
structures are slightly more favorable than CIP structures(…)” (Yi. HB, 2011). 
 
No que se refere a coloração esverdeada, pode-se dizer que a mesma é proveniente 
do íon complexo formado juntamente ao cobre catiônico ([CuCl4]
2-), uma vez que 
compostos de zinco não possuem uma coloração detectável na região do visível, por 
possuir os orbitais atômicos preenchidos por completo, ou seja, pelo mesmo possuir seu 
orbital de nível d contendo 10 elétrons as transições eletrônicas entre os orbitais resultam 
em uma emissão de comprimentos de onda fora do intervalo visível, ocasionando assim 
a predominância da coloração esverdeada do meio reacional; A imagem 05 ilustra a 
coloração final da solução, quando a massa de 0,1466g de latão foi completamente 
dissolvida pela água régia. 
Imagem 05: Coloração da solução proveniente do íon complexo 
Tetracloridocuprato (II). 
 
Fonte: Próprio autor. 
Ainda referente ao procedimento 4.3, ao adicionar cerca de 50 gotas (considerando 
que cada gota possui aproximadamente 50L e que o equivale à uma ordem de 10-6; 
temos então o produto entre 50 gotas e 50L sendo este igual à 2500.10-6L, ou, 0,0025L 
 2,5mL) de Hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado a solução anteriormente 
esverdeada, a mesma passa para uma coloração azul intensa. 
A explicação para tal fenômeno deve-se as disputas de ligantes no meio reacional; 
segundo a série espectroquímica os ligantes que estão para se coordenar ao átomo de 
cobre e zinco em estado catiônico disputam entre si para efetiva coordenação; ao gotejar 
hidróxido de amônio na solução rica em complexo de Tetracloridocuprato (II) há o 
aparecimento de gás e um aumento no pH da solução; para melhor abstração segue parte 
da série espectroquimica: 
I- < Br- < S2- < SCN- < Cl- < NO3
- < F- < OH- < ox2- < H2O < NCS
- < CH3CN < NH3 
 Ligantes de menor força Ligantes intermediários para fortes 
 
É notoriamenteobservado que o íon cloreto (Cl-) é um ligante mais fraco em relação 
a um ligante amônia (NH3); Porém a troca de ligantes no meio reacional que estamos 
discutindo deve ser concluída de forma vagarosa, ou seja, não há a troca direta de íons 
cloreto por amônia, afinal depois de muitas gotas e uma correção no pH da solução a 
mesma muda de coloração indicando assim uma formação de um novo complexo em 
meio reacional. 
Por meio de reações é possível maior explanação de tal questão, onde espera-se a 
liberação de cloro em forma de gás (uma vez que o íon cloreto é retirado da esfera de 
coordenação por outro íon consideravelmente mais forte). 
Devido a ação do íon hidroxila (presente no composto de hidróxido de amônio 
concentrado) e pelo mesmo ser consideravelmente um ligante mais forte do que o íon 
cloreto, presente no complexo aniônico Tetracloridocuprato (II), ocorre então uma 
substituição de ligantes onde vagarosamente os íons hidroxila vão se coordenando ao 
cobre e ao zinco catiônicos, transformando o antigo complexo em outro novo; por 
questões obvias os cloros que foram retirados da esfera de coordenação, permanecem em 
solução e juntamente ao cátion amônio (NH4
+) cominam na formação de um sal. Observe 
a equação química balanceada: 
[CuCl4 ](aq)
2-
 
 + 2NH4OH(aq)  [Cu(OH)2Cl2](aq)2- + 2NH4Cl(aq) 
O mesmo ocorre para o cátion Zn2+, ocasionando a seguinte reação: 
[ZnCl4 ](aq)
 2-
 
 + 2NH4OH(aq)  [Zn(OH)2Cl2](aq)2- + 2NH4Cl(aq) 
 
Com o passar do gotejamento e da concentração de íons que acabam por aumentar 
o pH, ou seja, deixa-lo mais básico; ocorre então uma nova substituição no meio 
reacional, onde o ligante amônia acaba por entrar na esfera de coordenação no lugar dos 
íons cloretos restantes (isso por que a amônia é um ligante mais forte em relação ao ligante 
cloreto). Quando a reação ocorre, há a liberação de gás, aumento no pH e o aparecimento 
de uma coloração azulada, onde este conjunto de transformações podem ser explicadas 
pela reação abaixo: 
[Cu(OH)2Cl2](aq)
2-
 + 4NH4OH(aq)  [Cu(NH3)4](OH)2(aq) + 4H2O(l) + ↑Cl2(g) 
[Zn(OH)2Cl2](aq)
2-
 + 4NH4OH(aq)  [Zn(NH3)4](OH)2(aq) + 4H2O(l) + ↑Cl2(g) 
 
A medida que aumenta-se as concentrações de OH- e NH3 em solução ocorre assim 
um aumento no pH de anteriormente próximo de 0 para entre 7 e 8, favorecendo assim a 
formação dos compostos de coordenação Dihidróxido de Tetraamincobre (II) e 
Dihidróxido de Tetraaminzinco (II) bem como a liberação de gás cloro nos primeiros 
momentos da formação do novo composto de coordenação. Observe as Imagens 06 e 07 
que ilustram a solução após o adicionamento das 50 gotas de hidróxido de amônio em 
solução contendo Tetracloridocuprato (II) e Tetracloridozincato (II): 
Imagem 06 e 07: formação de [Cu(NH3)4](OH)2(aq) e [Zn(NH3)4](OH)2(aq). 
 
Fonte: Próprio autor. 
A explicação para a formação dos complexos de coordenação do tipo [Cu(NH3)4]
2+ 
(Tetraamincobre (II)) é dada pela formação de um orbital hibrido do tipo 4sp3 e a 
sobreposição de orbitais do ligante Amin (NH3) junto ao íon catiônico Cu
2+, o que 
proporciona ao complexo uma geometria do tipo quadrado planar, como afirma o 
professor Tarasenko em uma de suas associações com o ministério da agricultura e 
alimento da republica da Bielorrússia: 
“(...) В пределах валентного слоя у иона меди имеются пустые орбитали, 
которые и играют роль акцепторов электронных пар. 4s и 4p орбитали 
иона Cu2+ образуют 4 гибридные sp³ орбитали. Перекрывание орбиталей 
центрального атома сорбиталями молекул аммиака (...)” 
(АПАНОВИЧ, З.В, 2016) 
Outro autor que fomenta a aparição do complexo de coordenação Tetraamincobre 
(II) em uma geometria quadrada planar e o Tetraaminzinco (II) em uma geometria mais 
próxima de tetraédrica (por melhor acomodação e estabilidade de nuvens eletrônicas) é o 
autor Russel no livro Química geral: 
“No [Zn(NH3)4]2+ o número de coordenação do zinco é 4 e o complexo é 
tetraédrico. É possível também uma geometria quadrado planar com um 
número de coordenação 4, que se encontra no [Cu(NH3)4]2+.” (RUSSELL, 
1981) 
Pelo mesmo complexo estar rodeado de íons hidroxila o mesmo se une duplamente 
modificando sua geometria de quadrado planar (como menor estabilidade) para uma 
octaédrica (mais estável); originando assim os compostos de coordenação anteriormente 
citados; para melhor visualização segue as figuras 03 e 04 com o modelo criado pelo 
programa Discovery Studio®. 
 Figura 03: [Cu(NH3)4](OH)2(aq). Figura 04: [Zn(NH3)4](OH)2(aq). 
 
Fonte: Próprio autor. 
Porém ao analisar a solução como um todo fica evidenciado a formação de um 
precipitado de coloração ciano para verde; isso se dá pela presença de água no meio 
reacional, que desencadeia uma reação entre os íons hidroxila, Cu2+ e Zn2+. 
O que ocorre é uma reação de precipitação entre o hidróxido juntamente com os 
cátions na presença de água, uma vez que hidróxidos de metais (exceto metais do grupo 
IA) são insolúveis; E consequentemente o pH do meio reacional estando próximo ou 
equivalente a 8 o aumento da formação de hidróxidos de cobre e de zinco em um meio 
com excesso de basicidade se tornam mais acentuados, o gráfico abaixo revela tal 
proporcionalidade e ocorrência do hidróxido de cobre em solução neutra para 
alcalinizada. 
Gráfico 01: Solubilidade do Hidróxido de cobre II em pH alcalinizado. 
 
Fonte: Vuceta & Moragn, 1977, p. 743 
A imagem 08 consegue por si só revelar a presença de um corpo precipitado; em 
suma espera-se que tal precipitado seja a mistura de hidróxido de cobre e hidróxido de 
zinco, porém analises espectrofotométricas teriam de ser realizadas para melhor 
comprovação do conteúdo do precipitado. 
Imagem 08: Solução contendo composto de coordenação e o precipitado de hidróxido 
de cobre e hidróxido de zinco. 
 
Fonte: Próprio autor. 
Hidróxido de cobre. 
Hidróxido de zinco. 
Durante e posteriormente a prática cogitou-se a formação dos compostos de 
coordenação Tetracloridocuprato de amônio (II) Dihidratado ((NH4)2CuCl4) e 
Tetracloridozincato de amônio (II) Dihidratado ((NH4)2ZnCl4), porém devido a possível 
formação dos hidróxidos e a não formação de cristais na secagem do meio reacional tal 
proposta foi extinta de mais explanações (OBSERVAÇÃO: não exclui-se por total a 
formação de tal composto, novamente é valido maiores analises sobre tal procedimento). 
Na figura 05 mostra a explanação no que se refere a forma de cristal (tal reticulo cristalino 
e do tipo Tetragonal, cujo lado A é igual ao B e os ângulos e são equivalentes à 
90º) pela qual esperava-se sucesso (a mesma estrutura é válida para o zinco). 
Figura 05: (NH4)2CuCl4 
. 2H2O 
 
Fonte: RSC Adv., 2018, 8, 6502. 
O fato de não se excluir completamente tal composto de coordenação, se dá pela 
reação de formação do mesmo ser particularmente plausível, observe: 
H2[CuCl4 ](aq)
 + 2NH4OH(aq)  (NH4)2CuCl4(aq) . 2H2O(l) 
Após uma rápida filtragem dos possíveis hidróxidos obteve-se as seguintes imagens 08 e 
09: 
Imagem 08: Hidróxidos dos cátions. Imagem 09: Hidróxido filtrados. 
 
Fonte: Próprio autor. 
 
5.2 Referente ao Procedimento 4.5: 
A técnica empregada a tal procedimento denomina-se Iodometria, pela qual é 
caracterizada por reações de oxirredução em conjunto ao Iodo; espera-se que os íons Cu2+ 
livre em solução se ligue ao iodo e que o mesmo possa revelar indiretamente o teor de 
cobre presente na liga metálica latão. É valido ressaltar que a solução contendo os íons 
de cobre 2+, o precipitado de hidróxido de cobre e o composto de coordenação 
Dihidróxido Tetraamincobre (II), foramdeixados destampados propositalmente, para que 
a amônia presente na esfera de coordenação (bem como no meio reacional) passasse para 
o estado gasoso aumentando assim a concentração dos íons de Cu2+em solução. 
Para este caso a Iodometria foi utilizada para a determinação do teor de cobre e 
como um agente de mascaramento do cobre, ou seja, para que o Cu2+ não causasse 
interferências na titulação posterior com o Ácido Etilenodiamino Tetra-acético (EDTA) 
junto ao Zn2+no meio reacional. 
Na Iodometria o Iodo (I2) é consideravelmente um bom agente oxidante o que leva 
este a ser um aceptor de elétrons eficiente, considerando os íons de cobre em solução 
tendo a carga 2+, espera-se que os mesmo em conjunto ao iodeto de potássio se 
classifiquem nesta reação: 
2 Cu(aq)
2+ + 4KI(aq)  Cu2I2(aq) + K(aq)+ + I2(aq) 
Quando o iodeto de potássio foi adicionado ao Erlenmeyer já contendo a solução 
rica em Cu2+ a mesma apresentou uma coloração esverdeada, a imagem 10 mostra tal 
resultado gerado: 
Imagem 10: Reação entre os íons Cu2+ e o Iodeto (I-). 
 
Fonte: Próprio autor. 
A reação anteriormente apresentada deixa explicito a formação de Cu2I2 aquoso, 
onde a formação do mesmo leva a mudança de cor no meio reacional. 
Ainda referente ao procedimento 4.5 foi utilizado os íons de Cu2+ juntamente com 
iodeto de potássio (anteriormente apresentado) onde estes constituirão parte do analito 
em uma titulação com tiossulfato de sódio (Na2S2O3), onde de forma direta determinou-
se pelo volume gasto de tiossulfato de sódio e o teor em mols de iodo. 
Na reação entre o iodo (Titulado) e o tiossulfato de sódio (titulado) foram gastos 
cerca de 4,9mL de tiossulfato de sódio até o aparecimento de uma leve suspenção 
amarelada em solução bem como a mudança de coloração no meio reacional, a imagem 
11 revela o aparecimento de eventual suspensão e a mudança de coloração do meio 
reacional, observe-a: 
Imagem 11: Suspenção amarelada e coloração ciano do meio reacional. 
 
Fonte: Próprio autor. 
O aparecimento de tal suspenção deixa explicito a grande concentração de íons 
iodeto no meio reacional, seguindo ainda o mesmo procedimento, ao adicionar amido 
(indicador utilizado em Iodometria) a coloração da amostra passou a ser azulada como a 
imagem 12 revela, observe-a: 
Imagem 12: íons Triiodeto. 
 
Fonte: Próprio autor. 
A nova coloração deve-se a uma absorção dos íons Triiodeto em solução em relação 
as macromoléculas de amido adicionadas. A titulação ainda continua pois o tiossulfato de 
sódio é o titulante mais eficiente no que se refere ao íon Triiodeto, segundo Harris, 2008; 
Estando em solução consideravelmente neutra ou acida, o Triiodeto oxida o tiossulfato 
em tetrationato e pela solução estar entre pH neutro para básico o Triiodeto degrada-se 
em iodeto e se une a hidroxila, onde este pode oxidar o tiossulfato em sulfato ao invés de 
tetrationato (é esperado que tal reação não veio a ocorrer, pois o pH da solução neste 
procedimento estava entre 7 e 8). O volume total de tiossulfato de sódio utilizado nessa 
titulação foi de 11,6mL. 
A imagem 13 revela a coloração final da solução (NOTA: a titulação deveria 
ocorrer até o final da coloração azulada em meio reacional, onde o desaparecimento de 
eventual coloração indicaria a total oxidação de tiossulfato em tetrationato pelo 
Triiodeto). 
Imagem 13: Fim de titulação com Na2S2O3. 
 
Fonte: Próprio autor. 
Observando por estequiometria da equação química entre o iodeto de potássio e o 
íon catiônico Cu2+ determina-se uma relação de 2 para 1 (2:1), ou seja, a cada dois íons 
Cu2+ um I2 é formado em tal reação; por questões obvias determinado a quantidade em 
mols de iodeto (I2) determina-se também a quantia dos íons de cobre 2+ (Cu
2+) (apenas 
multiplicando por dois o valor de iodeto, uma vez que o número de mols do íon iodeto será 
a metade do valor dos íons Cu2+). Logo para determinar a quantidade em mols de Cu2+ 
presente na liga metálica de latão é necessário saber a quantidade em mols de iodeto 
consumido na reação com tetrationato (Na2S4O6); Fazendo isso temos: 
I2(aq) + 2Na2S2O3(aq)  Na2S4O6(aq) + 2NaI(aq) 
1 mol  2 mol 
Nº de mols de I2  Nº de mols de Na2S2O3 
Nº de mols de I2 = 0,5. (Nº de mols de Na2S2O3) 
Nº de mols de I2 = 0,5. (Concentração de (Na2S2O3)).(Volume de (Na2S2O3)) 
Nº de mols de I2 = 0,5. (0,1 mol.L
-1).(11,6.10-3 L) 
Nº de mols de I2 = 5,8.10-4 mols. 
Sabendo disso, e sabendo que o número de mols de I2 é a metade do valor de Cu
2+, 
tem-se que: 
Pela equação química anteriormente fomentada e por sua estequiometria... 
2Cu(aq)
2+ + 4KI(aq)  Cu2I2(aq) + K(aq)+ + I2(aq) 
2 mol  1 mol 
Nº de mols de Cu2+  Nº de mols de I2 
2.(Nº de mols de I2) = Nº de mols de Cu
2+ 
2.(5,8.10-4 mol) = Nº de mols de Cu2+ 
Nº de mols de Cu2+ = 1,16.10-3 mols. 
Em uma consulta rápida a tabela periódica tem-se que a massa molar do cobre é 
equivalente à 63,546 g.Mol-1 e dito isso, determina-se a massa de cobre na liga metálica 
latão pelo número de mols do cobre 2+ e a pela massa molar do mesmo, logo... 
Massa de cobre presente na liga metálica = Nº de mols de Cu2+.(Massa Molar do cobre) 
X = 1,16.10-3mols . (63,546g.mol-1) 
X = Massa de cobre presente na liga metálica = 0,07371336g. 
Por fim, calculando a porcentagem de cobre na liga metálica temos a seguinte 
relação: 
Cobre em % = Massa de cobre presente na liga metálica.(Massa total da liga metálica) -1 
Cobre em % = [0,07371336g.(0,1466g)].100% 
Cobre em % = [0,502819645].100% 
Cobre em % ≈ 50,28% 
A porcentagem possui uma certa quantia de erro, porém devido à falta de mais 
titulações Iodometricas deixam o resultado ainda mais fora dos parâmetros esperados e 
com baixa discussão de dados apresentados; fazendo com que tal experimento fique mais 
próximo de um piloto, do que propriamente dito um experimento eficiente, também é 
válido ressaltar os possíveis erros nas leituras de meniscos, o que aumenta ainda mais a 
chance de erros no decorrer dos procedimentos experimentais. 
5.3 Referente ao Procedimento 4.5 – Titulação com EDTA e Zn2+: 
Após a titulação total do cobre envolvendo a Iodometria, deu-se continuidade (no 
mesmo meio reacional) a titulação, porém desta vez o zinco em forma catiônica Zn2+ seria 
titulado com o EDTA na presença do indicador Negro de eriocromo T (considerado um 
ácido triprótico), onde segundo Harris 2010, p. 266 o possível indicador na titulação de 
Zn2+e EDTA referente ao pH entre 9 a 10 seria o EB (Negro de eriocromo T). 
O Emprego da Iodometria juntamente ao cátion Cu2+ se deu devido a falta do 
indicador Violeta de pirocatecol junto a uma titulação com EDTA; Logo optou-se por 
mascarar tal íon e determinar a concentração e o teor do íon Cu2+ e apenas em uma 
titulação com EDTA determinar a concentração e o teor de zinco na liga metálica Latão. 
Após a Iodometria, a solução foi tamponada em pH entre 9 e 10 com uma solução 
tampão de amônia (NH4OH/NH4Cl) e uma solução alcoolica de 5% do indicador Negro 
de eriocromo T foi utilizada; deixando assim a coloração do meio levemente 
avermelhada; a reação caracteriza o aparecimento da coloração avermelhada junto ao íon 
Zn2+, observe: 
 Zn(aq)
2+ + H3ln(aq) Zn(ln)2(aq) + 3H(aq)
+ 
 Coloração vermelha 
Quando a titulação finalmente se inicia o meio reacional novamente muda a 
coloração e o ponto final da titulação é quando a solução passa de avermelhada para 
azulada/acinzentada como revela a reação química e a imagem 14: 
 Zn(ln)2(aq) + [EDTA](aq)
4- Zn[EDTA](aq)
2- 
 Coloração azulada/acinzentada 
Imagem 14: Ponto final na titulação complexométrica– formação de [Zn(EDTA)]2-. 
 
Fonte: Próprio autor. 
O EDTA em pH próximo de 10,34 possui a desprotonação total de seus 6 átomos 
ligantes e são por meio desses que ocorre a captura do metal (neste caso o íon Zn2+) em 
meio reacional, a figura 06 mostra tal ácido em sua forma protonada bem como a mesma 
tendo em seu centro de coordenação o metal Zn2+ 
Figura 06: EDTA protonado X [Zn(EDTA)]2- 
 
Fonte: Próprio autor. 
Logo, a determinação de zinco na amostra de 0,1466g da liga metálica de latão foi 
condizente com o volume de EDTA gasto na titulação; efetuando os cálculos temos que: 
A concentração de Zn2+ é dada por: 
Czn
2+ = Concentração de EDTA . (Volume de EDTA gasto na titulação). (Volume 
da amostra inicialmente adicionada)-1 
Czn
2+ = 1,0.10-2mol.L-1 . (7,3.mL). (0,5mL)-1 
Czn
2+ = 7,3.10-2mol.L-1.mL.(0,5mL)-1 
Czn2+ = 0,146mol.L-1 
Logo a relação entre a concentração, o volume gasto e a massa molar do zinco 
resultam no primeiro percentual esperado de zinco em gramas, observe: 
Massa de zinco = Czn
2+ . (Volume de EDTA gasto em L). (MMZn) 
Massa de zinco = (0,146mol.L-1). (7,3.10-3L).(65,38g.Mol) 
Massa de zinco = 0,069682004g. 
Admitindo que a massa inicial da amostra de latão foi de 0,1466g e que a massa 
esperada de zinco pelo método de titulação complexométrica foi de aproximadamente 
0,069682004 gramas, em porcentagem temos que: 
Zn% = [Massa de zinco.(massa de zinco total referente a amostra)-1].100% 
Zn% = [0,069682004g.(0,1466g)-1].100% 
Zn% = [0,475320627].100% 
Zn% ≈ 47,53%. 
A porcentagem possui uma certa quantia de erro, porém devido à falta de mais 
titulações envolvendo o EDTA deixam o resultado ainda mais fora dos parâmetros 
esperados e com baixa discussão de dados apresentados; fazendo com que tal experimento 
fique mais próximo de um piloto, do que propriamente dito um experimento eficiente, 
também é válido ressaltar os possíveis erros nas leituras de meniscos, o que aumenta ainda 
mais a chance de erros no decorrer dos procedimentos experimentais. 
Pela falta do indicador violeta de pirocatecol o procedimento experimental 4.4 não 
foi realizado, apesar do mesmo não implicar em problemas durante as análises nem 
mesmo nos resultados e discussão apresentados em tal relatório. 
 
6. CONCLUSÃO: 
Logo, deste relatório pode-se concluir que o teor de cobre na amostra de 0,1466g 
de latão foi de aproximadamente 50,28%, enquanto o teor de zinco foi de 47,53% 
totalizando assim 97,81% da liga; porém não se exclui o fato de haver nos interstícios da 
liga teores de chumbo (Pb), Silício (Si), Estanho (Es), Ferro (Fe), Alumínio (Al), Níquel 
(Ni), Astato (As) entre outros...; Para tais resultados obtidos deveriam haver uma margem 
de erro e de desvio, onde a repetição do experimento seria de suma importância para isso, 
em suma, mesmo realizando o experimento apenas uma única vez, considera-se que a 
técnica de mascaramento dos íons Cu2+ por Iodometria obteve-se sucesso e também pelo 
mascaramento foi que se determinou o teor de cobre na liga metálica latão (o que mostra 
que tal procedimento pode ser feito também desta forma); o procedimento experimental 
4.4 foi excluído deste relatório, pois uma titulação sem haver um indicador é arriscada e 
comprometedora (Indicador = Violeta de pirocatecol) baseando-se apenas na mudança de 
cor do meio reacional; a titulação com EDTA foi de suma importância para a 
determinação de zinco no meio reacional e também muito valida, em uma rápida consulta 
pode-se afirmar que a vareta de solda do tipo liga metálica de latão está mais próxima do 
LLC europeu (Latão de livre corte europeu) onde 55% seria o teor de cobre; 2,5% o teor 
de chumbo; 0,35% o teor de ferro; 41,65% o teor de zinco e 0,5% de outros elementos. 
Assim para se ter certeza do tipo de liga metálica de latão tal amostra se enquadraria mais 
testes e maiores técnicas laboratoriais devem ser realizadas no mais, maiores quantidades 
de repetições purificariam o resultado abordado neste relatório. 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS: 
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 ATKINS, P. & JONES, L. Princípios de Química. Questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2005. 
 
 Апанович, З.В .Лекция: “Комплексные соединения» по курсу «Общая химия» 
для студентов инженерно-технологического факультета / З.В. Апанович. – 
Гродно : ГГАУ, 2016. – 26 с. 
 
 
 HARRIS, Daniel C.. Análise química quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2005. [16], 876 p. 
 
 LIM, A.R and KIM, S.H, Structural changes, thermodynamic properties,1 H 
magic angle spinning NMR, and 14 N NMR of (NH 4 ) 2 CuCl4 . 2H2O, Analytical 
Laboratory of Advanced Ferroelectric Crystals, Jeonju University, Jeonju 55069, South 
Korea, RSC Adv., 2018, 8, 6502 – 6506. 
 
 RUSSEL, J.B. Química Geral. São Paulo: McGraw-Hill do Brasil, 1981, p.721. 
 
 Vuceta & Morgan, Limnology and Oceanography 22(4): 743, 1977, Disponivel 
em: https://aslopubs.onlinelibrary.wiley.com/doi/epdf/10.4319/lo.1977.22.4.0742 
 
 YI, H.B, et al, [CuCl3]- and [CuCl4]2- hydrates in concentrated aqueous 
solution: a density functional theory and ab initio study. College of Chemistry and 
Chemical Engineering, Hunan University, Changsha, Hunan 410082, China. J. Phys. 
Chem. A, 2011, 115 (17), pp 4416–4426. Disponivel em: 
https://pubs.acs.org/doi/10.1021/jp109723v