APOSTILA DE QUÍMICA FINAL

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U N I V E R S I D A D E D E S Ã O P A U L O 
Escola de Engenharia de Lorena – EEL 
Colégio Técnico de Lorena – “Prof. Nelson Pesciotta” 
COTEL 
 
Elaborada pelos alunos do segundo ano do Ensino 
Técnico de 2014. 
Concluída em: 5 de dezembro de 2014. 
EDIÇÃO 
Direção editorial: Gabriel Motta e Wagner Ribeiro 
Revisão Textual: Guilherme Mendes 
Revisão Técnica e Editorial: Gabriela Bonifácio 
Assistência Editorial: Gabriel Madona e Márcio 
Schmitt 
PROJETO GRÁFICO 
Capa: Moléculas de Água em gelo 
Edição de Arte e Tratamento de Imagens: Wagner 
Ribeiro 
PRODUÇÃO 
Capítulos I, II, III e VIII – Gabriel Madona, Gabriel 
Motta, Gabriela Bonifácio, Marcio Schmitt, Nicolas De 
Zorzi e Wagner Ribeiro; 
Capítulos IV e VII – João Gabriel Gomes, João Pedro 
Pereira, Luís Guilherme Gonçalves, Reyjunior Oliveira e 
Thales Arruda; 
Capítulos V e VI – Cleise Chagas, Larissa Hummel, 
Letícia Rodrigues, Mariana Medeiros e Thiago Maziero; 
Capítulos IX e X – Bruno Vasconcelos, Fábio Miyazaki,, 
Raphael Teixeira, Taís Oliveira e Thabata Prudente; 
Capítulo XI e XIII – Fernanda Ribeiro, Guilherme 
Mendes, Ítalo Mendes, Julia Fernandes e Maria Isabella 
Araújo; 
Capítulos XII e Exemplo de relatório – Beatriz Neves, 
Gabriela Mendes, Giovanna Rodine, Gustavo Oliveira, 
Igor Matheus e Rafael Cândido. 
 
Orientador Prof. MSc. Mateus Gomes 
 
Lorena, 5 de dezembro de 2014. 
 
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QUÍMICA: 
ANÁLISE QUÍMICA 
QUALITATIVA 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AGRADECIMENTOS 
 
"Em primeiro lugar a Deus, pela oportunidade da 
elaboração deste volume didático e instrutivo. Em segundo 
lugar, ao professor MSc. Mateus Gomes, professor de 
Química Geral e Experimental, Análise Química Qualitativa e 
Quantitativa, por acreditar em nosso potencial quanto a 
formulação e concretização deste material. À Biblioteca da 
Escola de Engenharia de Lorena - USP, por realizar a 
impressão do nosso conteúdo. E aos alunos que aqui 
participaram e deram de si para tornar este sonho possível.” 
 
 Segundo Ano 2014 
 
 
 
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APRESENTAÇÃO 
 
A Química é a ciência que estuda as transformações que a 
matéria sofre e, em decorrência disto, os fenômenos causadores, 
contribuidores e resultantes destas transformações. Neste livro, tem-
se como objetivo facilitar a compreensão da Química por meio das 
análises que cercam o estudo de Análise Química Qualitativa, 
tornando-o dinâmico, instrutivo e, além de meio de aprendizado, que 
seja ponto de partida para projetos implementadores para o bem 
comum como este que lhe é apresentado. 
Durante este ano de estudos, você, estudante, se deparará com 
problemas práticos a resolver e seu raciocínio como técnico em 
Química será colocado à prova. Seu pensamento quanto ao meio 
ambiente, a agilidade nas práticas laboratoriais, a organização e a 
proatividade serão seus grandes desafios, mas isto será desenvolvido 
ao longo do ano. Não se esqueça de aproveitar e absorver o máximo 
que conseguir, corrija seus erros e orgulhe-se deles. São as 
dificuldades que nos fazem ser quem somos e, no caso da Química, 
que nos fazem lembrar de um processo de maneira perfeita. 
Preocupe-se em realizar seus trabalhos e estudos da melhor 
maneira possível. E enxergar a Química não como uma matéria 
restrita ao papel, mas a regente de todas as coisas vivas e não vidas 
da Terra. 
 
 Gabriel Motta e Wagner Ribeiro, 
Direção Editorial 
 
 
 
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Ordem: de cima para baixo, da esquerda para a direita: 
Primeira Fileira: Taís Oliveira, Giovanna Rodine, Julia Fernandes, Beatriz Neves, Gabriela Mendes, Maria Isabella 
Araújo, Fernanda Ribeiro, Thabata Prudente, Maria Júlia Pires (aluna convidada), Gabriela Bonifácio, Cleise Chagas, 
Letícia Rodrigues, Larissa Hummel e Mariana Medeiros. 
Segunda fileira: Igor Matheus de Aquino, Rafael Cândido, Nicolas De Zorzi, João Pedro Pereira, João Gabriel Gomes, 
Luís Guilherme Gonçalves, Thales Arruda, Bruno Vasconcelos, Fábio Miyazaki e Thiago Maziero. 
Terceira fileira: Reyjunior Oliveira, Guilherme Mendes e Marcio Schmitt. 
Quarta fileira: Gustavo Oliveira, Gabriel Madona, Prof. MSc. Mateus Gomes, Gabriel Motta, Wagner Ribeiro e Ítalo 
Mendes. 
 
 
Segundo Ano  2014 
 
 
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1. História da Análise Qualitativa 80 
2. Proposições da Análise Qualitativa 81 
3. Fundamentos Teóricos 82 
4. Sensibilidade e Seletividade das reações 83 
5. Categorias da Análise Qualitativa 84 
6. Semimicroanálise 84 
7. Tipos de Ensaios Analíticos 85 
 
 
INTRUÇÕES GERAIS DE TRABALHO EM LABORATÓRIO 15 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
REVISÃO DE SOLUÇÕES 
INTRODUÇÃO A QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 1 QUÍMIC
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UNIDADE 1 - FUNDAMENTOS TEÓRICOS DA ANÁLISE QUÍMICA I 
1. Definições e Conceitos de Soluções 41 
2. Classificação das Soluções 43 
3. Concentração das Soluções 45 
4. Princípio Geral da Diluição de Soluções 51 
5. Estequiometria 53 
6. Casos Particulares em Estequiometria 63 
Exercícios 71 
▪ Exercícios Propostos 71 
 
 
1. Conceitos de Reação Química 19 
2. Balanceamento de Uma Reação por Tentativa 21 
3. Classificação das Reações Químicas 24 
4. Reações de Óxido-redução 26 
5. Atividade Prática de Óxido-Redução 35 
Exercícios 37 
▪ Exercícios Propostos 37 
 CAPÍTULO 1 
 
 CAPÍTULO 2 
 
 CAPÍTULO 3 
 
 CAPÍTULO 4 
 
 
10 
UNIDADE 2 – EQUILÍBRIOS EM SISTEMAS AQUOSOS 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 CAPÍTULO 5 
 
 CAPÍTULO 6 
 
 CAPÍTULO 7 
 
1. Definições e Conceitos 95 
2. Conceito de Equilíbrio 96 
3. Grau de Ionização 101 
4. Constante de equilíbrio em termos de concentração 102 
5. Deslocamento de Equilíbrio 103 
6. Atividade Prática de Equilíbrio Químico 105 
Exercícios 106 
▪ Exercícios Resolvidos 106 
▪ Exercícios Propostos 109 
▪ Exercícios para Entrega 1131. Definições e Conceitos 116 
2. Potencial Hidrogeniônico e Hidroxiliônico 121 
3. Equação de Henderson-Hasselbalch 122 
4. Solução Tampão 122 
Exercícios 125 
▪ Exercícios Resolvidos 125 
▪ Exercícios Propostos 129 
▪ Exercícios para Entrega 132 
 
8. Técnicas e Equipamentos utilizados 86 
9. Aula prática de precipitação 91 
Exercícios 92 
▪ Exercícios Propostos 92 
 
 
1. Equilíbrio da Dissolução 135 
2. Equilíbrio de Ionização 135 
3. Constante do Produto de Solubilidade 137 
Exercícios 138 
▪ Exercícios Resolvidos 138 
▪ Exercícios Propostos 140 
▪ Exercícios para Entrega 144 
 
 
11 
 
GRUPO DE CÁTIONS 
PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS 
SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS 
TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS 
UNIDADE 3 – ANÁLISE SISTEMÁTICA DE ÍONS SEGUNDO VOGEL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. Fundamentos Teóricos 162 
2. Marcha Qualitativa Sistemática – Grupo IIA 165 
3. Confirmação dos Cátions 166 
 Exercícios 167 
▪ Pesquisa Semanal 167 
 
CAPÍTULO 8 
 
 CAPÍTULO 9 
 
1. Introdução à Análise Qualitativa de Cátions 148 
2. Análise de Cátions 148 
Exercícios 153 
▪ Exercícios Propostos 153 
1. Fundamentos Teóricos 155 
2. Marcha Qualitativa Sistemática – Grupo I 157 
3. Confirmação dos Cátions 158 
Exercícios 159 
▪ Pesquisa Semanal 159 
 
1. Introdução 170 
2. Fundamentos Teóricos – IIIA 170 
3. Marcha Qualitativa Sistemática – Grupo IIIA 172 
4. Confirmação dos Cátions – Grupo IIIA 173 
Exercícios 174 
▪ Pesquisa Semanal 174 
 
 
 CAPÍTULO 10 
 
CAPÍTULO 11 
 
 
12 
1. Introdução 189 
2. Métodos Analíticos 189 
3. Marcha Qualitativa Sistemática - Ânions 190 
Exercícios 193 
▪ Exercícios Propostos 193 
 
 ANÁLISE DE ÂNIONS 
 
QUARTO GRUPO DE CÁTIONS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 CAPÍTULO 13 
 
5. Fundamentos Teóricos – IIIB 176 
6. Marcha Qualitativa Sistemática – Grupo IIIB 178 
7. Confirmação dos Cátions – Grupo IIIB 179 
Exercícios 180 
▪ Pesquisa Semanal 180 
 
 
APÊNDICE 
 
CAPÍTULO 12 
 
1. Fundamentos Teóricos 183 
2. Marcha Qualitativa Sistemática – Grupo IIA 185 
3. Confirmação dos Cátions 186 
Exercícios 187 
▪ Pesquisa Semanal 187 
 
 Como Elaborar um Relatório de Análise Química 194 
 Tabela Periódica 206 
 Tabela de Cátions e Ânions 207 
 Machas Qualitativas Sistemáticas de Separação e 208 
Identificação de Cátions e Ânions 
 
 
13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 1 UNIDAD
E 
 
FUNDAMENTOS TEÓRICOS DA 
ANÁLISE QUÍMICA I 
 
14 
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“Reações que produzem vapores tóxicos, náuseas, etc. Os ensaios que fizer faça-os bem 
feitos, não se preocupe em fazer todos os ensaios propostos termine seu trabalho de pesquisa 
10 minutos antes do término da aula para dar tempo de efetuar a limpeza e conferência do 
material usado. Anote, individualmente, o procedimento e os fenômenos observados durante 
a aula. Anote as dúvidas para resolvê-las na aula seguinte. Não deixe para resolvê-las nas 
vésperas das provas.” 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Normas gerais de 
laboratório; 
 
 1 CAPÍTU
LO
 
 
INSTRUÇÕES GERAIS DE 
TRABALHO EM LABORATÓRIO 
Apresentação do capítulo 
Fotografia artística focando em 
tubos de ensaio anteriormente à 
centrifugação. 
 
15 
1. INTRUÇÕES GERAIS DE TRABALHO EM LABORATÓRIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Em princípio, não se entra em laboratório sem jaleco nem sem 
óculos de segurança ou com os pés desprotegidos, não se fala alto, não 
se locomove apressadamente, não se faz brincadeiras com colegas, 
não se fuma e não se alimenta. 
Trabalhar de forma ordenada e sistemática, com calma e 
atenção, organizando o local de trabalho, conferindo o material 
distribuído, desenvolvendo a técnica na ordem enunciada e 
registrando os dados obtidos na experiência. 
Preparar-se teoricamente sobre os fundamentos físicos e 
químicos que serão aplicados nas transformações experimentais. 
Nunca deixar os frascos de reagentes sem suas tampas ou 
rolhas sobre a bancada que deve estar sempre limpa, seca e 
protegida. 
Ler atentamente o rótulo dos frascos de reagentes, sólidos, 
líquidos, etc. e enxugar as paredes laterais e o fundo do frasco 
antes de colocá-lo sobre a bancada. 
Não desperdiçar o tempo, reagentes, gás, água destilada, 
etc., retire somente as quantidades aproximadamente necessárias. 
E não retorne as sobras ao frasco armazenador. 
 
16 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ao usar reagentes preparados anteriormente, verifique se estes 
não estão contaminados, preparando novos, se for o caso. 
Uso obrigatório de jaleco, luvas, óculos e demais EPIs – em caso 
de atividades específicas – durante a permanência no laboratório. 
Em nenhuma hipótese elimina-se reagentes concentrados 
diretamente na pia; deve-se diluí-los bastante em recipientes 
adequados de acordo com instruçõespróprias a cada um deles. 
Sempre que trabalhar deve-se ter cuidado e usar 
obrigatoriamente óculos de proteção. 
A Capela deve ser usada, obrigatoriamente para: 
 Evaporação das soluções amoniacais; 
 Medidas, evaporação ou diluição de ácidos e bases 
concentradas; 
 Reações que produzem vapores tóxicos, náuseas, etc. 
 
Os ensaios que fizer faça-os bem feitos, não se preocupe 
em fazer todos os ensaios propostos. 
 
17 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Termine seu trabalho de pesquisa 10 minutos antes do término 
da aula para dar tempo de efetuar a limpeza e conferência do material 
usado. 
Anote, individualmente, o procedimento e os fenômenos 
observados durante a aula. 
ANOTE AS DÚVIDAS PARA RESOLVÊ-LAS NA AULA SEGUINTE. NÃO 
DEIXE PARA RESOLVÊ-LAS NAS VÉSPERAS DAS PROVAS. 
 
 
18 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Vivemos em um mundo rodeado de reações químicas. Na cozinha, o preparo dos alimentos 
envolve reações químicas muito complexas. O próprio ato de comer dá início a uma série de 
reações químicas que ocorrem em nosso organismo e que sustentam a vida. Na partida, o 
ônibus espacial queima hidrogênio e gera nuvens de vapor d‘água. (...) Agora vamos ampliar 
o estudo das reações. Mostraremos como se pode prever e agrupar as reações químicas mais 
comuns.” (FELTRE, 2004) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Conceitos de reação 
química; 
Balanceamento de uma 
reação por tentativa; 
Classificação das Reações 
Químicas; 
Reações de Óxido-
Redução; 
Atividade prática de Óxido-
Redução; 
Exercícios; 
 
 2 CAPÍTU
LO
 
 
 
REAÇÕES QUÍMICAS 
Apresentação do capítulo 
Na imagem, Zn em solução 
contendo CuSO4 e H2SO4 feita em 
super câmera. 
 
19 
1. CONCEITOS DE REAÇÃO QUÍMICA 
 
Todos os dias, o dia inteiro, ocorrem reações químicas, não só ao nosso redor, 
mas também no nosso organismo, de tal maneira que se pode dizer que a manutenção 
da vida depende de uma série de reações. 
Algumas reações químicas são muito comuns como, por exemplo, no preparo de 
alimentos, a própria digestão destes em nosso organismo, a combustão nos automóveis, 
o aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc. 
 
 
As reações químicas são representadas através de equações químicas: 
 
 
 
As equações químicas envolvem reagentes e produtos, que, por sua vez, são 
representados por fórmulas, seguindo a seguinte ordem: 
 
 
 
 
 
 
Nas equações químicas, temos: 
 Fórmulas: que indicam quais são as substâncias participantes da reação 
química. Na equação acima são formulas: Fe(NO3)3, NH4OH, Fe(OH)3 e NH4NO3. 
 
 Coeficientes estequiométricos: indicam a proporção de moléculas que 
participam da reação (não é costume escrever o coeficiente 1, que fica, então, 
subentendido); o objetivo dos coeficientes é igualar o número total de átomos de cada 
elemento no primeiro e no segundo membros da equação, seguindo a Lei de Lavoisier1. 
Na equação acima são coeficientes estequiométricos: 3 e 3 
EQUAÇÃO QUÍMICA: é a representação simbólica e abreviada de uma 
reação química (ou fenômeno químico). 
 
Fe(NO3)3 + 3 NH4OH Fe(OH)3 + 3 NH4NO3 
PRODUTOS REAGENTES 
As reações químicas ocorrem a todo instante: no enferrujar de uma peça de ferro, ao ingerirmos medicamentos e ao nos 
alimentarmos, por exemplo. 
1 No final do século XVIII, o cientista Antoine Lavoisier analisou uma série de experimentos fechados, efetuando pesagens em balanças precisas e percebeu que 
a massa a maça antes e após a reação do sistema não varia, criando a Lei da Conservação das Massas (antes Lei de Lavoisier), que enuncia: “Na natureza nada 
se perder, nada se cria; tudo se transforma”. (FELTRE, 2008) 
 
 
20 
As fórmulas dão um sentido qualitativo, enquanto os coeficientes dão um sentido 
quantitativo às equações químicas. 
As equações químicas podem fornecem dados tais como: 
 Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c) 
 Presença de molécula ou íons em solução aquosa (aq) 
 Desprendimento de gás (↑) 
 Formação de precipitado (↓) 
 Necessidade de aquecimento (∆) 
 Ocorrência de reações reversíveis ( ) 
As equações químicas representam a escrita usada pelos químicos. É uma 
linguagem universal, isto é, não muda de uma língua para outra ou de um país para 
outro. Isso simplifica bastante a maneira de expressar um fenômeno ou reação química. 
É importante destacar que tais equações precisam estar devidamente 
balanceadas, ou seja, o número total de átomos dos reagentes deve ser igual ao número 
total de átomos dos produtos. 
 
 
 
Uma equação química pode ser representada de três formas, citadas a seguir: 
a) Equação molecular: é uma equação química equilibrada em que os 
compostos iônicos são escritos como fórmulas neutras em vez de íons. 
 
b) Equação iônica: é a equação química em que aparecem íons, além de átomos 
e moléculas. 
Considerando a seguinte reação molecular: 
HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) 
Essa reação pode então ser representada por uma equação iônica: 
 
 
Podemos escrever também a equação iônica de forma mais reduzida. Por 
exemplo, na reação que estamos considerando, os íons Na+(aq) e Cℓ-(aq) são chamados de 
íons espectadores e, por isso, podem ser desconsiderados numa equação iônica reduzida 
(essencial): 
H+(aq) + OH-(aq) → H2O(ℓ) 
Esse tipo de equação permite visualizar melhor a neutralização que ocorreu no 
sistema. 
Pb(NO3)2 + 2KI → PbI2 + 2KNO3 
 
H+(aq) + Cℓ-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → NaCℓ(aq) + H2O(ℓ) ou 
H+(aq) + Cℓ-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → Na+(aq) + Cℓ-(aq) + H2O(ℓ) 
 
Número total de átomos dos REAGENTES = Número total de átomos dos PRODUTOS 
 
 
21 
c) Iônica representativa ou essencial: Pb+2 + 2I- → PbI2 
OBS: Para entender melhor o item c podemos pensar desse modo: 
Seria esperado que ocorresse uma reação química ao se misturarem soluções de 
cloreto de ferro III com hidróxido de potássio? Se ocorresse, qual seria a equação iônica 
essencial e quais seriam os íons espectadores? 
FeCl3 + KOH → _______________ + _______________ 
 
 Equação iônica: Fe+3 + 3Cl- + K+ + 3OH- → Fe(OH)3 + 3Cl- 
 Equação essencial: Fe+3 + 3OH -→ Fe(OH)3 
 Íons espectadores: Cl- e K+ 
 
 
 
 PROVANDO OU NÃO A OCORRÊNCIA DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 
Podemos dizer que ocorreu uma reação química, se num sistema ocorrer um dos 
fenômenos abaixo: 
a) Formação de um precipitado a partir dos reagentes solúveis; 
 
b) Formação de água um de um eletrólito fraco. Ex: Reação de Neutralização; 
 
c) Formação de gases; 
 
d) Reações redox. 
 
 
2. BALANCEAMENTO DE UMA REAÇÃO POR TENTATIVA 
 
 
 
 
 
 
Existem várias maneiras de fazermos o 
balanceamento de uma equação química. Geralmente, a 
maneira mais usada de determinar os coeficientes de uma 
equação é o método das tentativas. 
Apesar de o nome "método das tentativas" dar ideia 
de algo totalmente aleatório, esse método é bastante 
simples e eficiente na determinação dos coeficientes de um 
grande número de equações químicas, desde que sejam 
seguidos alguns procedimentos básicos. 
 
 
 
 
Lembrando que numa reação química os átomos permanecem praticamente 
“intactos”, podemos enunciar o seguinte critério geral: 
 
 
Pela Lei de Lavoisier, “A soma das massas das substâncias reagentes é igual 
à soma das massas dos produtos da reação”, logo o número de átomos presentes, 
em uma reação, nos reagentes deve ser igual à quantidadede átomos presentes 
nos produtos. 
Acertar os coeficientes ou balancear uma equação química é igualar o 
número total de átomos de cada elemento, nos reagentes e produtos da equação. 
 
22 
 PASSOS PARA BALANCEAR UMA EQUAÇÃO POR TENTATIVA 
 
 
EXEMPLO DE BALANCEAMENTO: 
 
 
 
A combustão do etanol (C2H6O), álcool combustível, produz gás carbônico e 
água. A reação está representada a seguir: 
 
C2H6O + O2  CO2 + H2O 
 
Analisando o número de átomos nos reagentes e produtos têm-se: 
 
C2H6O + O2  CO2 + H2O 
 
 
 
 
 
 
 
CR  Cp 
HR  Hp 
 
Nota-se que os números dos átomos carbonos dos reagentes (CR) e dos carbonos 
dos produtos (CP) são diferentes, e o mesmo se nota nos hidrogênios dos produtos (HP) 
e dos reagentes (HR). 
Para que a reação ocorra é necessário fazer o balanceamento (Obs: sempre deixe 
o Oxigênio para ser balanceado no final). 
 
Passo 1: Balancear o Carbono 
 
Observe que nos reagentes temos 2 Carbonos e nos produtos temos 1 Carbono, 
como podemos igualar: 
2C = x 1C 
 Qual valor multiplicado por 1 dará 2? (sempre o coeficiente menor é 
multiplicado) 
x = 2 
O valor de “X” será o coeficiente do carbono do produto 
C2H6O + O2  2 CO2 + H2O 
Reagentes 
C = 2 átomos 
H = 6 átomos 
O = 3 átomos 
Produtos 
C = 1 átomos 
H = 2 átomos 
O = 3 átomos 
 
23 
Passo 2: Balancear o Hidrogênio 
 
Observe que temos 6 Hidrogênios no reagentes e 2 Hidrogênios nos produtos 
Qual valor multiplicado por 2 dará 6? (sempre o coeficiente menor é multiplicado) 
6 H = y 2H 
Qual valor multiplicado por 2 dará 6? 
y = 3 
O valor de “Y” será o coeficiente do hidrogênio do produto. 
C2H6O + O2  2 CO2 + 3 H2O 
 
 
 
C2H6O + O2  2 CO2 + 3 H2O 
 
 
Se colocarmos um coeficiente no C2H6O vai ser alterado toda a reação então o 
coeficiente é colocado no O2. 
 
 
Passo 3: Balancear o Oxigênio 
 
Então qual valor multiplicado por 2 dará 6? (lembrando que já se tem um 
Oxigênio no C2H6O) 
2z = 6 
Z = 3 coeficiente do O2 
 
C2H6O +3 O2  2 CO2 + 3 H2O 
 
Agora vamos ver se o balanceamento esta correto: 
 
 
 
 
 
 
 
Note que a quantidade de oxigênio foi alterada devido ao balanceamento dos 
produtos, agora temos: 
 
Reagentes 
O = 3 átomos 
Produtos 
O = 7 átomos 
Reagentes 
C = 2 átomos 
H = 6 átomos 
O = 7 átomos 
Produtos 
C = 2 átomos 
H = 6 átomos 
O = 7 átomos 
 
24 
 
 
 
 
3. CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
 
Há várias maneiras de se classificar uma reação química, algumas dessas maneiras 
são mencionadas a seguir: 
 
 QUANTO A LIBERAÇÃO E ABSORÇÃO DE CALOR 
 
a) Reações exotérmicas: são as que liberam calor. Por exemplo: 
C + O2  CO2 + Calor 
Obs.: A reação acima representa uma reação de combustão, este tipo de reação 
ocorre na presença de oxigênio formando dióxido de carbono, através da liberação de 
calor. 
 
b) Reações endotérmicas: são as que absorvem (consomem) calor. Por exemplo: 
N2 + O2+ Calor  2 NO 
 
 QUANTO A VELOCIDADE DA REAÇÃO 
 
a) Reações lentas: Por exemplo: 
4 Fe + 3 O2  2 Fe2O3 
Obs.: O Ferro demora anos para enferrujar totalmente. 
 
b) Reações rápidas: Por exemplo: 
C2H5OH + 3 O2  2 CO2 + 3 H2O 
Obs.: O Álcool comum queima rapidamente, podendo inclusive explodir. 
 
 
 QUANTO A REVERSIBILIDADE 
 
a) Reações reversíveis: são as que ocorrem nos dois sentidos (o que é indicado por 
duas flechas). Por exemplo: 
H2 + I2 2HI 
Obs.: Neste exemplo, isso só acontece quando as substancias então no estado 
gasoso e aquecidas a 450°C. 
O número dos átomos dos produtos e dos reagentes estão iguais, com isso a 
reação está balanceada. 
 
 
25 
a) Reações irreversíveis: são as que ocorrem apenas num sentido. Por exemplo: 
C + O2  CO2 
 
 QUANTO A VARIAÇÃO DE COMPLEXIDADE DAS SUBSTÂNCIAS 
 
Esta classificação está relacionada com o número de substâncias que reagem e o 
número de substâncias produzidas. De acordo com esse critério, podemos ter os seguintes 
tipos de reação: 
 
a) Reação de síntese ou adição: 
 
 
Quando duas ou mais substâncias originam um único produto. 
Exemplo: O magnésio reage com o oxigênio do ar, produzindo óxido de 
magnésio: 
2 Mg(s) + 1 O2(g)  2 MgO(s) 
 
b) Reação de análise ou decomposição: 
 
 
 
Quando uma única substância origina dois ou mais produtos. 
Exemplo: Um composto de sódio - NaN3(s) é utilizado nos air-bags — dispositivos 
de segurança presentes em muitos automóveis. Quando esses dispositivos são acionados, 
a rápida decomposição do NaN3(s) origina N2(g), e esse gás infla os air-bags. 
 
2 NaN3(s)  3 N2(g) + 2 Na(s) 
 
c) Reação de simples troca ou deslocamento: 
 
 
 
Quando uma substância simples reage com uma composta, originando uma nova 
substância simples e outra composta. 
Exemplo: Quando introduzimos uma lâmina de zinco numa solução aquosa de 
ácido clorídrico, ocorre a formação de cloreto de zinco e a liberação do gás hidrogênio: 
Zn(s) + 2 HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g) 
Dizemos, então, que o zinco deslocou o hidrogênio. 
A + B  C 
 
A  B + C 
 
A + XY  AY + X 
 
 
26 
d) Reação de dupla troca: 
 
 
 
Quando duas substâncias compostas reagem, originando duas novas 
substâncias compostas. 
 
Exemplo: O ácido sulfúrico reage com o hidróxido de bário, produzindo água e 
sulfato de bário, que é um sal branco insolúvel: 
 
H2SO4(aq) + Ba(OH)2(aq)  2 H2O(l) + BaSO4(aq) 
 
4. REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
 
 
Número de Oxidação (Nox) é o número que designa a carga elétrica real ou 
aparente (teórica) de um átomo em função da diferença de eletronegatividade entre ele 
e seus ligantes. 
 
OBS: Em relação aos estados de oxidação ou número de oxidação temos: 
 
 Átomo e substâncias simples 
 
 
 
 Metais Alcalinos 
 
 
 
 Metais Alcalinos Terrosos 
 
 
 
 
 Hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AB + XY  AY + XB 
 
Recebe o nome de reação de óxido-redução ou reação redox, à reação em 
que ocorrem variações dos números de oxidação (Nox) dos átomos de certos 
elementos. 
Nox = 0 
Nox = +1 
Nox = +2 
Nox = +1 
Nos Hidretos Metálicos 
Nox = -1 
 
27 
 Oxigênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 CONCEITOS IMPORTANTES: 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: 
 
 
 
 
A redução e a oxidação são fenômenos paralelos, ou seja, não pode ocorrer uma 
oxidação sem que ocorra uma redução. 
 
 
 
 
 
Nox = -2 
Nos Peróxidos (XyO2) 
Nox = -1 
Em um íon, a soma dos Nox dos elementos é sempre igual á carga do íon 
 
Nas moléculas a soma dos Nox é sempre igual a zero 
 
 
OXIDAÇÃO Perda de elétrons 
Cu0 Cu+2 + 2e- 
 
 
Nox aumenta 
Ag+ + 1e- Ag° 
 
Nox diminui 
 
REDUÇÃO Ganho de elétrons 
AGENTE REDUTOR: Espécie doadora de elétrons, que sofre oxidação, 
provoca a redução (diminuição do nox) de outra espécie. 
AGENTE OXIDANTE: Espécies receptoras de elétrons, que se reduz, provoca 
oxidação (aumento do nox) da outra. 
 
28 
Desse modo temos: 
 
 
A prata sofreu uma oxidação porque perdeu elétrons (nox aumentou) e o cobre 
sofreu redução porque ganhou elétrons (nox diminuiu) 
Ag° = agente redutor 
Cu+2 = agente oxidante 
Em resumo: 
 AGENTE OXIDANTE AGENTE REDUTOR 
O que ele provoca 
Oxidação de outra 
espécie química 
Redução de outraespécie química 
O que ele sofre Redução (ganho de e-) Oxidação (perda de e-) 
Variação de Nox Diminui Aumenta 
 
 
 BALANCEAMENTO REDOX: 
 
Para as reações redox simples, é possível determinar os coeficientes pelo método 
das tentativas, mas, para as mais complexas, costuma-se usar o método da equação 
global, como por exemplo na reação abaixo: 
 
EXEMPLO 1: 
 
 
Como as reações redox envolvem transferência de elétrons, esse método consiste 
em igualar o número de elétrons cedidos com o de recebidos. Para tanto, seguimos 
etapas: 
 
 
Cu + AgNO3  Ag + Cu(NO3)2 
Equação iônica: Cu0 + (Ag)+1(NO3)-1 Ag0 + (Cu)+2(NO3)2-1 
 
 
 
 
Ag° + Cu2+ Ag+ + Cu° 
 
 
a) Determina-se o Nox dos átomos de todos os elementos participantes da 
reação, nos reagentes e nos produtos. 
 
Reagentes 
Nox Cu = 0 
Nox Ag = +1 
Nox NO3 = -1 
Produtos 
Nox Cu = +2 
Nox Ag = 0 
Nox NO3 = -1 
Cu + AgNO3  Ag + Cu(NO3)2 
 
 
29 
∆Ag = │0 – 1│= 1 e- 
∆Cu = │2 – 0│= 2 e- 
Atomicidade do elemento 
Atomicidade do elemento 
Variação da redução 
Espécie que sofreu oxidação 
Variação da oxidação 
Espécie que sofreu redução 
 
 
 
 
 
Sofreu variação de Nox: 
 Cu (sofreu oxidação – Agente Redutor) 
 Ag (sofreu redução – Agente Oxidante) 
 
 
 
 
Cu + AgNO3 Ag + Cu(NO3)2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
∆ Cu = 2  1 = 2 
 
 
∆ Ag = 1  1 = 1 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 1 Cu + 2 AgNO3  Ag + Cu(NO3)2 
 
 
 Após ter feito isso, o balanceamento prossegue através do método das 
tentativas: 
b) Verifica-se quais espécies sofreram variação de Nox 
 
∆Nox = │Noxproduto - Noxreagente│ 
c) Determina-se a variação total da oxidação e redução: obtém-se esse valor 
multiplicando-se a variação do Nox pela atomicidade do elemento (n° de átomos 
desse elemento presente na fórmula). 
 
OBS: A contagem começa pelo 
sentido (reagente/ produto) que 
possuir maior atomicidade, no caso 
ao lado, tanto os reagentes quantos 
os produtos que variaram, possuem 
a mesma atomicidade (1) 
OBS: Neste caso o íon NO3- não se alterou durante a reação 
(não se desmanchou), por isso não se calculou o Nox específico 
do Nitrogênio (N) e do Oxigênio (O) 
d) Iguala-se o n° de elétrons cedidos e recebidos, colocando a variação da 
oxidação como coeficiente da espécie que sofreu redução, e a variação da redução 
como coeficiente da espécie que sofreu oxidação. 
 
Cu + 2 AgNO3  2 Ag + Cu(NO3)2 
 
 
30 
Observe que neste caso o balanceamento poderia ter sido feito direto pelo 
método das tentativas, porém em outros casos, como o demonstrado abaixo, isso não 
acontece: 
 
EXEMPLO 2: 
 
 
Serão feitas abaixo, as etapas demonstradas no Exemplo 1: 
 
 
 
KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4  Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O + CO2 
 
 Nox dos elementos do KMnO4: 
Nox conhecidos: Nox K = +1 
 Nox Mn = x 
 Nox O = - 2 
 
 
 
 
 
 Nox dos elementos do Na2C2O4: 
Nox conhecidos: Nox Na = +1 
 Nox C = x 
 Nox O = - 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4  Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O + CO2 
a) Determina-se o Nox dos átomos de todos os elementos participantes da 
reação, nos reagentes e nos produtos. 
 
Nox K + Nox Mn + 4 Nox O = 0 
(+1) + x + 4  (-2) = 0 
1 + x – 8 = 0 
 
x -7 = 0 
x= + 7 
 
 
Nox Mn = + 7 
2  Nox Na + 2  Nox C + 4  Nox O = 0 
2 (+1) + 2 x + 4  (-2) = 0 
2 + 2x - 8 = 0 
2x - 6 = 0 
 
2x= 6 
x = 6/2 
x = +3 
 
 
Nox C = + 3 
 
31 
 
∆ C = │4 – (+3)│= 1 e- 
∆ Mn = │2– (+7)│= 5 e- 
 Nox dos elementos do Na2 SO4, K2 SO4 e MnSO4 
 
 
 
- 
 
 
 
 
 
 
KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 Na2 SO4 + K2 SO4 + Mn SO4 + H2O + CO2 
 
Equação iônica: (K)+(Mn)+7(O)4-2 + (Na)2+(C)2+3(O)4-2 + (H)+2(SO4)-2  
(Na)+2(SO4)-2 + (K)+2(SO4)-2 + (Mn)+2(SO4)-2 + (H)2+(O)-2 + (C)-4(O)2-2 
 
 
 
Sofreu variação de Nox: 
 C (sofreu oxidação – Agente Redutor) 
 Mn (sofreu redução – Agente Oxidante) 
 
 
 
 
KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O + CO2 
 
 
 
 
 
 
 
∆C = 1  2 = 2 
 
 
∆ Mn = 5  1 = 5 
 
 
 
 
O Íon SO4-2 não se deformou durante a reação, ou seja, tanto nos 
reagentes quando nos produtos ele apresenta a mesma forma, por 
conseqüência, o Nox do oxigênio (O) e do Enxofre (S) neste caso não varia. 
Devido isto o Nox do elemento K presente nos produtos da reação será + 1 
(K)+2(SO4)-2. O Nox do Na será +1 (Na)+2(SO4)-2 e o Nox do Mn será +2 
(Mn)+2(SO4)-2 
b) Verificam-se quais espécies sofreram variação de Nox 
 
c) Determina-se a variação total da oxidação e redução: obtém-se esse valor 
multiplicando-se a variação do Nox pela atomicidade do elemento (n° de átomos desse 
elemento presente na fórmula). 
 
Atomicidade do elemento 
Atomicidade do elemento 
OBS: A contagem começa pelo sentido (reagente/ produto) que 
possuir maior atomicidade, o Carbono possui maior atomicidade nos 
reagentes (2), portando a contagem começa pelo sentido dos 
reagentes, já que o Mn possui atomicidade 1 em ambos os sentidos. 
 
32 
Variação da oxidação 
Espécie que sofreu redução 
Espécie que sofreu oxidação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Após ter feito isso, o balanceamento prossegue através do método das 
tentativas: 
 
 
 
 
 
EXEMPLO 3: 
 
 
 
Em alguns casos, em vez que ocorrer a variação de dois elementos, pode ocorrer 
a variação de três elementos. Para realizar o balanceamento deste tipo de reação deve-
se seguir os seguintes passos: 
 
 
 
CrI3 + Cl2 + NaOH Na2CrO4 + NaIO4 + NaCl + H2O 
 
 Nox dos elementos do Na2CrO4: 
Nox conhecidos: Nox Na = +1 
 Nox Cr = x 
 Nox O = - 2 
 
 
 
d) Iguala-se o n° de elétrons cedidos e recebidos, colocando a variação da 
oxidação como coeficiente da espécie que sofreu redução, e a variação da redução 
como coeficiente da espécie que sofreu oxidação. 
 
2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4  5 Na2SO4 + K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O +10 CO2 
 
 2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + H2SO4 Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O + CO2 
 
Variação da redução 
CrI3 + Cl2 + NaOH  Na2CrO4 + NaIO4 + NaCl+ H2O 
a) Determina-se o Nox dos átomos de todos os elementos participantes da 
reação, nos reagentes e nos produtos. 
 
2 Nox Na+ Nox Cr + 4 Nox O = 0 
2 (+1) + x + 4  (-2) = 0 
2 + x – 8 = 0 
 
x - 6 = 0 
x= + 6 
 
 
Nox Cr = + 6 
 
33 
∆ Cl = │0 – (-1)│= 1 e- 
∆ I = │7 – (-1)│= 8 e- 
∆ Cr = │6 – (3)│= 3 e- 
 
 
 Nox dos elementos do NaIO4: 
Nox conhecidos: Nox Na = +1 
 Nox I= x 
 Nox O = - 2 
 
 
 
 
 
Equação iônica: (Cr)+3(I)-3 + Cl20+ (Na)+(O)-2(H)+ (Na)+2(Cr)+6(O)4-2 + 
(Na)+(I)+7(O)4-2 + (Na)+(Cl)- + (H)2+(O)-2 
 
 
Sofreu variação de Nox: 
 Cr (sofreu oxidação) 
 I (sofreu oxidação) 
 Cl(sofreu redução) 
 
 
CrI3 + Cl2 + NaOH Na2CrO4 + NaIO4 + NaCl+ H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nox Na+ Nox I + 4 Nox O = 0 
(+1) + x + 4  (-2) = 0 
1 + x – 8 = 0 
 
x - 7 = 0 
x= + 7 
 
 
Nox I = + 7 
b) Verificam-se quais espécies sofreram variação de Nox 
 
c) Determina-se a variação total da oxidação e redução: obtém-se esse valor 
multiplicando-se a variação do Nox pela atomicidadedo elemento (n° de átomos 
desse elemento presente na fórmula) e somando a variação especifica de cada 
elemento que sofreu a mesma atividade. 
 
OBS: Note que os 2 dois elementos que sofrerem o mesmo tipo de 
atividade (oxidação/redução) estarão na mesma molécula, no caso 
acima o Cr e o I sofreram oxidação, observe que ambos estão na 
mesma molécula (CrI3) 
 
 
34 
∆ Cr = 3  1 = 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
∆ I = 8 3 = 24 
 
 
 
∆ Cl = 1  2 = 2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Após ter feito isso, o balanceamento prossegue através do método das 
tentativas: 
 
 
 
 
 
Atomicidade do elemento 
Atomicidade do elemento 
OBS: A contagem começa pelo sentido (reagente/ produto) que 
possuir maior atomicidade, o Iodo e o Cloro possuem maior 
atomicidade nos reagentes, portando a contagem começa pelo sentido 
dos reagentes, já que o Cr possui atomicidade 1 em ambos os sentidos. 
 
Atomicidade do elemento 
Soma o número de 
elétrons que 
sofreu oxidação 
= 3 + 24 = 27 
d) Iguala-se o n° de elétrons cedidos e recebidos, colocando a variação da 
oxidação como coeficiente da espécie que sofreu redução, e a variação da redução 
como coeficiente da espécie que sofreu oxidação. 
 
 2 CrI3 + 27 Cl2 + NaOH  Na2CrO4 + NaIO4 + NaCl+ H2O 
 Variação da oxidação 
Espécie que sofreu redução 
Variação da redução 
Espécie que sofreu oxidação 
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64 NaOH  2 Na2CrO4 + 6 NaIO4 + 54 NaCl+ 32 H2O 
 
 
35 
5. ATIVIDADE PRÁTICA DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
REAÇÕES QUÍMICAS (REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO) 
 
OBJETIVOS: Observar algumas reações de óxido-redução envolvendo metais e 
íons metálicos. 
 
MATERIAL: Tubos de ensaio, estante para tubos de ensaio e conta gotas. 
 
REAGENTES: 
 Zinco e Estanho metálicos. 
 Solução Nitrato de Zinco Zn(NO3)2 1 mol/L; 
 Solução Nitrato de cobre Cu(NO3)2 1 mol/L; 
 Solução de Ácido clorídrico 1 mol/L; 
 
PROCEDIMENTO: 
1) Serão realizadas 5 misturas envolvendo cada metal com as respectivas 
soluções. Somente não serão realizadas as misturas do metal com a solução de seu 
próprio íon metálico. Ou seja, por exemplo, não misturaremos Zn com solução de 
Zn(NO3)2. 
 
2) Separar 5 tubos de ensaio e identificar cada um com as 5 reações que serão 
realizadas. 
 
Reação 1: 
- Pesar 0,3 g de Zn em um tubo de ensaio. Adicionar 5 mL de Cu(NO3)2 1 mol/L. 
Agitar vigorosamente e observar por cerca de 10 minutos. 
- Anotar as observações no caderno. 
 
Reação 2: 
- Pesar 0,6 g de Sn em um tubo de ensaio. Adicionar 5 mL de Cu(NO3)2 1 mol/L. 
Agitar vigorosamente e observar por cerca de 10 minutos. 
Anotar as observações no caderno. 
 
Reação 3: 
 - Pesar 0,6 g de Sn em um tubo de ensaio. Adicionar 5 mL de Zn(NO3)2 1 mol/L . 
Agitar vigorosamente e observar por cerca de 10 minutos. 
Anote as observações no caderno. 
 
36 
Reação 4: 
- Pesar 0,3 g de Zn em um tubo de ensaio. Adicionar 5 mL de HCl 1 mol/L. Agitar 
vigorosamente e observar por cerca de 10 minutos. 
Anote as observações no caderno. 
 
Reação 5: 
- Pesar 0,6 g de Sn em um tubo de ensaio. Adicionar 5 mL de HCl 1 mol/L. Agitar 
vigorosamente e observe por cerca de 10 minutos. 
Anote as observações no caderno. 
 
OBS: A partir de observações visuais simples é possível determinar se uma reação 
química ocorreu ou não. O primeiro objetivo desse experimento é, de fato, que o aluno 
perceba quais são as alterações que podem indicar a ocorrência de uma reação. Por isso, 
a anotação fidedigna das observações visuais no caderno de laboratório é fundamental. 
 
 
 
1) De posse dos resultados obtidos na atividade pratica de óxido-redução verifique 
na literatura se é possível explicar as reações observadas. Como todas as reações em 
questão são de óxido – redução é possível ainda escrever as reações balanceadas. 
 
2) Conceitue: Oxidação, Redução, Agente Oxidante, Agente Redutor, Número de 
Oxidação. 
 
3) Como podemos comprovar que houve uma reação química nesse 
experimento? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FIXAÇÃO DA AULA PRÁTICA 
 
37 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
 
P1) A Partir da reação entre: 
Ácido sulfúrico + Hidróxido de Alumínio 
 Determine a: 
a) Equação molecular 
b) Equação iônica 
c) Equação essencial 
 
P2) Através do método das tentativas faça o balanceamento das seguintes 
reações químicas: 
 
a) __ Cr + __ O2  Cr2O3 
 
b) __ BaO + __ As2O5  __ Ba(AsO4)2 
 
c) __ Al2(CO3)3 __ Al2O3 + __ CO2 
 
d) __ C2H6O +__ O2  __ CO2+ __ H2O 
 
e) __ Na2CO3+__ HCl __ NaCl + __ H2O + __ CO2 
 
f) __ Fe2(CO3)3 + __ H2SO4 __ Fe2(SO4)3 + __ H2O + __ CO2 
 
g) __ H3PO4+__ CaO __Ca3(PO4)2 + __ H2O 
 
h) __ K2Cr2O7 + __ KOH __ K2CrO4 + __ H2O 
 
P3) Classifique as reações abaixo em Síntese (S), Decomposição (D), Simples Troca 
(ST) ou Dupla Troca (DT): 
 
a) 2 KClO3  2 KCl+ 3 O2 ( ) 
b) N2 + 3 H2  2 NH3 ( ) 
c) 2 HNO3 + Ca(OH)2  Ca(NO3)2 + 2 H2O ( ) 
d) CaCO3  CaO + CO2 ( ) 
e) 2 Kl + Cl2  2 KCl+ I2 ( ) 
f) 2 NO2  N2O4 ( ) 
g) Mg + 2 AgNO3  Mg(NO3)2 + 2 Ag ( ) 
h) BaCl2+ H2SO4  BaSO4 + 2 HCl ( ) 
i) C12H22O11  12 C + 11 H2O ( ) 
j) Na2CO3 + 2 HCl  2 NaCl+ H2O + CO2 ( ) 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
38 
∆ 
∆ 
Frio 
NaHCO3 no escuro/tamponado 
5 min + __ I2 
H2O 
No escuro/tamponado 
5 min 
HCl 
 
P4) O enxofre é um sólido amarelo encontrado livre na natureza em regiões onde 
ocorrem fenômenos vulcânicos. As suas variedades alotrópicas são o rômbico e o 
monoclínico. Esse elemento participa de várias substâncias e íons, tais como: S8, H2S, SO2, 
H2SO4, H2SO3, SO3, SO42- e Al2(SO4)3. Determine os Nox do enxofre em cada uma dessas 
espécies químicas. 
 
 
P5) Dada a equação NaI + Cl2  NaCl + I2, determine o agente oxidante e redutor. 
 
 
P6) Sabe-se que cobre metálico reage com ácido nítrico diluído e produz óxido de 
nitrogênio IV, água e um composto iônico no qual o cobre tem seu maior número de 
oxidação, dentre os dois mais comuns. 
 
a) Formule e ajuste a equação da reação entre cobre e ácido nítrico diluído. 
b) Determine o agente oxidante e redutor desta reação. 
 
 
P7) Escreva as equações químicas balanceadas, indicando o agente redutor e 
oxidante das reações abaixo descritas: 
 
a) O alumínio é atacado pelo ácido clorídrico, produzindo cloreto de alumínio e 
liberando um gás combustível e pouco denso. 
b) Adicionando-se cloro gasoso a uma solução de hidróxido de sódio obtém-se 
hipoclorito de sódio, cloreto de sódio e água. 
 
 
P8) Balanceie as reações abaixo por óxido redução e determine o agente oxidante 
e redutor de cada uma delas: 
 
a) __ KMnO4 + __Na2C2O4 + __ H2SO4 __Na2SO4 + __ K2SO4 + __ MnSO4 + 
__ H2O + __ CO2 
 
b) __ H2O2 + __ KMnO4 + __ H2SO4 __ K2SO4 + __ MnSO4 + __ O2 + __ H2O 
 
c) __ FeSO4 + __ H2SO4 + __ KMnO4 __ K2SO4 + __ MnSO4 + __ H2O + __ 
Fe2(SO4)3 
 
d) __ FeCl3 + __ SnCl2 __ FeCl2 + __ SnCl4 
 
e) __ SnCl2 + __ HgCl2 __ SnCl4 + __ Hg2Cl2 
 
f) __ K2Cr2O7 + __ KI + __ HCl __ KCl + __ CrCl3 + __ H2O 
 
g) __ I2 + __ Na2S2O3 __ Na2S4O6 + __ NaI 
 
h) __ K2CrO4 + __ KI + __ HCl__ KCl + CrCl3 + __ H2O + __ I2 
 
i) __ Na2SO3 + __ I2 + __ H2O __ H2SO4 + __ NaI 
 
j) __ MnO4- + __ Cl- + __ H+ __ Mn+2 + __ Cl2 + __ H2O 
 
k) __ MnO4- + __ H2SO4 + __ H+ __ Mn+2 + __ CO2 + __ H2O 
 
39 
l) __ H3AsO3 + __ MnO4- + __ H+ __H3AsO4 + __ Mn+2 + __ H2O 
 
m) __ I- + __ MnO4- + __ H+ __ I2 + __ Mn+2 + __ H2O 
 
 
n) __ NaBiO3 + __ Mn+2 + __ H+ __ MnO4- + __ Bi+3 +__ Na+ + __ H2O 
 
o) __ ClO3- + __ I- + __ H+ __ Cl- + __ I2 + __ H2O 
 
p) __ IO3- + __ Ti+ + __ H+ + __Cl- __ ICl + __ Ti+3 + __ H2O 
 
q) __ BrO3- + __ [Fe(CN)6]-4 + __ H+ __ Br- + __ [Fe(CN)6]-3 + __ H2O 
 
r) __ CuSO4 + __ KI __ K2SO4+ __ Cu2I2+ __ I2 
 
s) __ H2O2 + __ KI + __ HCl __ KCl + __ H2O + I2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Vivemos em um mundo rodeado de reações químicas. Na cozinha, o preparo dos alimentos 
envolve reações químicas muito complexas. O próprio ato de comer dá início a uma série de 
reações químicas que ocorrem em nosso organismo e que sustentam a vida. Na partida, o 
ônibus espacial queima hidrogênio e gera nuvens de vapor d‘água. (...) Agora vamos ampliar 
o estudo das reações. Mostraremos como se pode prever e agrupar as reações químicas mais 
comuns.” (FELTRE, 2004) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Definições e Conceitos de 
Soluções; 
Classificação de Soluções; 
Concentração das 
Soluções; 
Princípio Geral da Diluição 
de Soluções; 
Estequiometria; 
Casos Particulares em 
Estequiometria; 
Exercícios; 
 
 3 CAPÍTU
LO
 
REVISÃO DE SOLUÇÕES 
Apresentação do capítulo 
Fotografia artística de diferentes 
soluções, ácidas e básicas, bem comuns 
em laboratório, como o Ácido Nítrico e 
Hidróxido de Amônio. 
 
41 
1. DEFINIÇÕES E CONCEITOS DE SOLUÇÕES 
 
 
É interessante recordar que as soluções são formadas por dois constituintes, que 
recebem o nome de soluto e solvente. A quantidade de soluto, na maioria dos casos, em 
termos de massa e volume, é bem menor que a quantidade de solvente. 
 
 
 
 
 
 
As soluções ocorrem por conta da afinidade de substância para substância, 
causada pelas Forças Intermoleculares que variam de acordo com o sistema de estudo 
apresentado. O que podemos recordar da disciplina de Química Geral, no ano passado, 
é o seguinte enunciado: 
 
 
Baseando-se neste enunciado, podemos citar as ligações intermoleculares e 
exemplificá-las, como abaixo: 
 
 
Ligações de Hidrogênio Ligações dipolo instantâneo – dipolo induzido 
 
As moléculas de H2O atraem-
se por ligações de Hidrogênio 
 
As moléculas com cargas bem distribuídas, em um 
momento específico, tornam-se momentaneamente 
polares e induzem polaridade na outra molécula. 
“Soluções são misturas classificadas como homogêneas, tanto a olho nú quanto 
em microscópios, apresentando, assim, uma única fase” 
 
“Semelhante dissolve semelhante.” 
+ 
Solvente 
 
NaCl 3,55 g 
 Soluto 
Solvente 
H2O destilada 
 
Solução de NaCl 
NaCl (s)NaCl(aq) 
É a substância dissolvida, apresentando-se em menor quantidade 
É a substância que dissolve, 
em geral em maior 
quantidade. 
 
42 
 
 
 
 
 
Íon - dipolo 
 
Moléculas de água em torno dos íons do NaCl, sendo que o polo positivo é 
atraído pelo Cloreto e o negativo pelo Na+. 
 
 
 
 
 
Dipolo - dipolo 
 
Moléculas de clorometano e iodometano, ambas polares. As partes 
coloridas representam polos negativos, visto a presença de elementos 
químicos eletronegativos, enquanto a outra parte torna-se apolar devido a 
presença do carbono ligado a 3 hidrogênios, com cargas bem distribuídas. 
 
 
 
 
 
Dipolo – dipolo induzido 
 
 
43 
2. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
As soluções podem ser classificadas de acordo com o estado de agregação da 
matéria, quanto a natureza das partículas do soluto e quanto a quantidade de soluto em 
relação ao solvente. 
 
 
 QUANTO AO ESTADO DE AGREGAÇÃO DA MATÉRIA 
 
 Poderemos ter uma solução em qualquer estado físico da matéria sendo assim: 
 
 
Tipo de Solução 
 
Definição 
SOLUÇÕES SÓLIDAS 
 
Recebem o nome de ligas, e geralmente 
tratam-se de uma mistura homogênea 
entre metais. Por exemplo, o ouro 18 
quilates é uma mistura constituída por 
ouro, cobre e prata. Já o bronze é uma 
mistura dos metais zinco e estanho. 
SÓLIDOS DISSOLVIDOS EM LÍQUIDOS 
 
 
Por exemplo, água do mar é uma solução 
que apresenta vários solutos, entre 
eles, cloreto de sódio, cloreto de 
magnésio (MgCl2) e bicarbonatos (HCO3-). 
LÍQUIDOS DISSOLVIDS EM LÍQUIDOS 
 
 
Por exemplo, temos o combustível 
denominado gasolina, que é uma mistura 
de hidrocarbonetos derivados do 
petróleo, e álcool, em uma proporção 
aproximada de 80% para 20%. 
 
GASES DISSOLVIDOS EM LÍQUIDOS 
 
 
Por exemplo, em um aquário deve-se diluir 
gás oxigênio (O2) na água, sendo este 
gás o responsável pela respiração dos 
peixes. Sendo assim, caso o aquário 
não permaneça aberto, é necessário 
injetar-se regularmente este gás por meio 
de um cilindro. 
 
 
 
44 
 QUANTO À NATUREZA DAS PARTÍCULAS DISPERSAS 
 
De acordo com a natureza do soluto, podemos ter dois tipos de soluções: 
 
Soluções Iônicas: são aquelas que apresentam íons dissolvidos. São chamadas também de 
soluções eletrolíticas, pois conduzem corrente elétrica. Por exemplo, ao diluirmos 1g de sal de 
cozinha (NaCl) em água, teremos uma solução que apresenta os íons Na+ e Cl- dissolvidos, de 
acordo com o esquema abaixo: 
NaCl(s) Na+(aq) + Cl –(aq) 
 
 
Soluções moleculares: são aquelas formadas por moléculas dissolvidas. 
São também chamadas de não eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica. Por exemplo, 
ao repetirmos o procedimento anterior, mas desta vez utilizando o açúcar (C12H22O11) ao invés do 
sal, perceberemos (de acordo com a equação acima) que não há separação do soluto, 
portanto, trata-se de uma solução constituída por moléculas dissolvidas, molecular. 
C12H22O11(s) C12H22O11(aq) 
 
 CLASSIFICAÇÃO QUANTO A QUANTIDADE DE SOLUTO E 
SOLVENTE 
 
Podemos, ainda, classificar as soluções preparadas de acordo com a quantidade 
de soluto dissolvida no solvente. Todo solvente possui um ponto máximo de dissolução 
de substâncias a uma dada temperatura, que recebe o nome de coeficiente de 
solubilidade, nada mais do que o máximo de soluto que uma substância é capaz de 
conter de outra. 
 
 
 
 
Classificação Definição 
Insaturadas (ou não-saturadas): 
Contêm menos soluto do que o 
estabelecido pelo coeficiente 
de solubilidade; 
 
Saturadas: 
 
Atingiram o coeficiente de solubilidade 
 
Supersaturadas: 
Ultrapassaram o coeficiente de 
solubilidade. 
 
 
 
 
 H2O 
H2O 
As substâncias 
moleculares não se 
dissociam em água. 
Os compostos iônicos se 
dissociam em água, 
produzindo íons. 
 
45 
 
3. CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES 
 
 
De modo geral, usamos o termo concentração de uma 
solução para nos referirmos a qualquer relação estabelecida 
entre a quantidade do soluto e a quantidade do solvente (ou da 
solução). Lembrando que essas quantidades podem ser dadas 
em massa (g, kg, etc.), em volume (m3, L, mL, etc.), teremos então 
várias maneiras de expressar concentrações. Quanto as 
formas de expressar as concentrações das soluções, temos:Imagine a seguinte situação: 
 
 Como estudante de técnico em Química, um estudante vê o estagiário dissolver 
10 g de NaOH em 0,5 litros de água. Para calcular a concentração comum dessa 
solução, o estudante pode recorrer ao seguinte raciocínio: 
 
 
 
 Sabemos que temos 10 g de NaOH em 0,5 L de 
solvente. Neste caso, estabelecemos uma relação: 
 0,5 L de água 10 g de NaOH 
 1 L de água x gramas 
 X = 20 g/L 
 
 
 
 Ou pode-se optar pela fórmula de Concentração comum, dada abaixo: 
𝐶. 𝑐 = 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 (𝑒𝑚 𝑔)
𝑞𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝑒𝑚 𝐿)
 
Logo: 
 
 
 
10 g de NaOH 
ATENÇÃO: a unidade de 
Concentração Comum é g/L. 
As concentrações de 
uma solução são formas 
de utilizar e trabalhar de 
uma maneira mais 
rápida e clara com 
soluções dentro de um 
laboratório químico, em 
cálculos, ajudando, de 
maneira universal, na 
facilidade de 
compreensão. CONCENTRAÇÃO COMUM 
Solvente: H2O dest. 
V = 0,5 L 
𝐶. 𝑐 =
10 𝑔
0,5 𝐿
 
𝑪. 𝒄 = 𝟐𝟎 𝒈/𝑳 
 
 
46 
A concentração em porcentagem massa-volume, ou teor, é a quantidade de 
massa de soluto presente em 100 mL de solução. Neste caso, utilizando ainda o exemplo 
acima, pode-se descobrir a quantidade de %m/v da solução, através da fórmula da 
molaridade, ou por uma regra de três. 
 
 
 
 
O cálculo de concentração em quantidade de Matéria corresponde a quantidade 
de mols presentes em cada litro de solução, e pode ser descrito pela seguinte fórmula: 
 
= 
𝑛 (𝑚𝑜𝑙)
𝑉(𝐿)
 
 
Sendo que: 
= 
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 (𝑔)
𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎𝑀𝑜𝑙𝑎𝑟 (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
 
 
Para exemplo de cálculo de Molaridade, temos o preparo de 2 litros uma solução 
1,5 mol/L de CH3COONa . 3 H2O 99% m/m. A quantidade de massa do sólido necessária 
para o preparo, será: 
 
M = 
𝑚
𝑀𝑀 𝑥 𝑉
 1,5 mol/L = 𝑚136∗2 
 
m= 𝟒𝟎𝟖 𝒈 
 
408 g -------------------------------------- 99% de pureza 
x--------------------------------------------100 % de pureza 
 
x= 412,121212 g de CH3COONa . 3H2O 
 
 
 
 
 
“É a quantidade de mols de soluto presentes a cada um litro de solução.” 
MOLARIDADE OU CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE 
DE MATÉRIA 
M 
N 
TEOR OU PORCENTAGEM MASSA – VOLUME (%m/v) 
 
47 
Sabendo que a molaridade da solução de CH3COONa . 3 H2O é de 1,5 mol/L, é 
possível calcular a % m/v, sabendo que: 
 
 
 
 
1,5 = 
𝑚
136∗0,1 
 𝑚 = 13,6 ∗ 1,5 
 
m = 20,4 g a cada 0,1 L 
 
logo, 20,4 % m/v 
 
Podemos realizar o cálculo da % m/v a partir de uma relação de proporção, como 
abaixo determinado: 
 
2 L de solução-------------------------------------------------------- 412,12122 · 0,99 
0,1 L de solução -------------------------------------------------------------------------- x 
 
X =20,399999 g 
 
 
20,4 % m/v 
 
 
Ainda é possível fazer o cálculo de Concentração Comum desta solução, 
observe: 
 
M=
𝑚 (𝑔)
𝑀𝑀 (
𝑔
𝑚𝑜𝑙
) · 𝑉 (𝐿)
 𝐶𝑐 = 
𝑚 (𝑔)
𝑉 (𝑒𝑚 𝐿)
 
1,5 = 
𝑚 
136 ∗ 1 
 𝑚 = 204 𝑔 
 
204 g/L 
 
 x g de soluto ------------------------------ a cada 100 mL (ou 0,1 L) % m/v = 
 
 
 
48 
Ou ainda: 
 
412,121212 · 0,99 --------------------------------------------- 2 L de solução 
X ---------------------------------------------------------------------------- 1 L de solução 
 
X = 
(412,121212 · 0,99)
2
 
 
X = 203,999999 g/L 
 
 
 
 
 
“A normalidade (eq/L) é quociente do número de equivalentes do soluto por 
litro de solução” 
 
 
Relembrando que Número de Equivalentes: 𝑛𝑒 =
𝑚 (𝑔)
𝑀𝑀
𝐾
 
 
 
E que Normalidade é: 𝑁 = 
𝑛𝑒 (𝑒𝑞)
𝑉 (𝐿)
 
Logo, temos que 
 𝑁 = 
𝑚(𝑔)
𝐸𝑞 · 𝑉
 
 
 
VALE LEMBRAR que 
K é a valência do 
cátion ou ânion 
multiplicado por suas 
atomicidades; ou a 
quantidade de 
hidrogênios ou 
hidroxilas ionizáveis. 
NORMALIDADE 
 
49 
“Pela Lei de Richter, as substâncias reagem entre si na proporção de um 
para um.” 
 RELAÇÃO ENTRE NORMALIDADE E MOLARIDADE 
 
 Sabemos que: Então: Por fim, temos: 
 𝑁 = 
𝑚(𝑔)
𝑀𝑀
𝑘
 · 𝑉
 𝑁 = 
𝑘 × 𝒎
𝑴𝑴 · 𝑽
 𝑁 = 𝑘 × 
 
𝑁 = 𝑘 × 
 
Além disso, é importante ressaltar que: 
 
 
 
 
Observe a reação de precipitação abaixo: 
 
 
 
 
1Al(NO3)3 + 3 NH4OH 1Al(OH)3↓ + 3 NH4NO3 
 
Aplicando 4,5250 g de Al(NO3)3, é possível descobrir a quantidade 
de NH4NO3 formado, em gramas, seguindo as seguintes etapas: 
 
 
1. OBSERVAR A RELAÇÃO DE FORMAÇÃO A PARTIR DA REAÇÃO 
H 
 
 
2. ESTABELECER A QUANTIDADE DE NÚMERO DE MOLS PRESENTES EM 4,5250 G DE 
Al(NO3)3 
N = 
𝑚
𝑀𝑀
 N = 
4,5250
213
 
 
NH4Cl 
NH4OH 
M 
M 
A proporção 
reacional é de 
1 – 3 – 1 – 3 
de acordo com a 
Lei da 
Conservação das 
Massas. 
 
BALANCEAMENTO POR NÚMERO DE MOLS 
1 mol de Al(NO3)3 ---------------------------------- 3 mols de NH4NO3 
N = 0,021244 𝑚𝑜𝑙 
 
50 
3. ESTABELECER A QUANTIDADE DE NÚMERO DE MOLS DO PRODUTO A 
PARTIR DOS REAGENTES 
 
1 mol de Al(NO3)3 ----------------------------------- 3 mols de NH4NO3 
0,021244 mol de Al(NO3)3 ------------------------------------------------------- NNH4NO3 
 
 
 
 
4. DESCOBRIR A QUANTIDADE DE MASSA FORMADA 
 
 
N =
𝑚
𝑀𝑀
 0,06373 =
𝑚
80
 
 
 
 
 
 
1Al(NO3)3 + 1 NH4OH 1Al(OH)3↓ + 1 NH4NO3 
 
Como a proporção de Número de Equivalentes é sempre 1, elas são 
iguais. Logo, os números de equivalentes são iguais em quantidade. 
Para resolver o problema proposto acima, aplica-se a Lei de Richter, 
podemos, portanto, representar essa proporção matemática por: 
 
 
Assim, temos, a partir do exemplo, que: 
 
 
 
1. DETERMINAR A QUANTIDADE DE NÚMERO DE EQUIVALENTES PRESENTES NA 
MASSA DADA 
 
𝑁𝑒 = 
𝑚
𝑀𝑀
𝐾
 𝑁𝑒 = 
4,5250
213
3
 
NH4Cl 
NH4OH A proporção 
reacional é de 
1 – 1 – 1 –1 
de acordo com 
a Lei de Richter 
 
REAÇÃO POR NÚMERO DE EQUIVALENTES 
N = 0,063732 𝑚𝑜𝑙 de NH4NO3 
𝒎 = 𝟓, 𝟎𝟗𝟖𝟒 𝒈 
𝑵𝒆 = 𝑵𝒆 
 
Al(NO3)3 NH4NO3 
𝑵𝒆 = 𝑵𝒆 
 
0,06373 𝑒𝑞 = 𝑁𝑒 
 
51 
2. IGUALAR OS NÚMEROS DE EQUIVALENTES 
 
Como os Números de Equivalentes se igualam, temos: 
𝑁𝑒 = 𝑁𝑒 
 
 
 
 
3. APLICAMOS A FÓRMULA DE NÚMERO DE EQUIVALENTES 
 
0,06373 =
𝑚
𝑀𝑀
1
 0,06373 =
𝑚
80
 
 
 
 
4. PRINCÍPIO GERAL DA DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES 
 
 
 
 
Observe o esquema a seguir: 
 
Sabemos que, na figura acima, foi adicionado apenas solvente puro. O que 
significa que a massa do soluto não se alterou com a modificação da quantidade do 
solvente. A concentração, por sua vez, muda, visto que o volume aumentou, ocorrendo 
um decréscimo da concentração, pois são grandezas inversamente proporcionais. 
Al(NO3)3 NH4NO3 
Diluir uma solução significa adicionar a ela certa quantidade de solvente puro, 
de maneira que seu volume seja modificado e, em consequência, sua 
concentração diminua. 
0,06373 𝑒𝑞 =𝑁𝑒 
𝒎 = 𝟓, 𝟎𝟗𝟖𝟒 𝒈 
 
52 
 
 M=
𝑚
𝑀𝑀×𝑉
 
 
 
 Para calcularmos a nova concentração da solução final acima, utilizamos a 
Fórmula Geral da Diluição, que e´: 
𝐶 × 𝑉 = 𝐶 × 𝑉 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Em um laboratório do COTEL, os estudantes precisam preparar uma 
solução 0,5000 mol/L de HCl para realizar uma titulação pelo processo inverso. Para este 
preparo, eles dispõem de uma solução inicial de 250 mL com concentração igual a 
1,2250 mol/L. Qual a quantidade de água destilada que deve ser adicionada ao sistema? 
 
 
 
𝐶 × 𝑉 = 𝐶 × 𝑉 
 
1,2250 × 0,25 𝐿 = 0, 5 × 𝑉 
 
𝑉 =
1,2250 × 0,25
0,5
 
 
𝑉 = 0,6125 𝐿 
O volume final é de 0,6125 L, logo: 
 
0,6125 – 0,2500 = Vágua 
Vágua= 0,3625 L ou 362,5 mL
 
↑ 
↓ 
Grandezas 
inversamente 
proporcionais. 
1 1 2 2 
Concentração inicial Concentração final 
Volume inicial Volume final 
Dados do 
problema 
Volume inicial – 0,25 L 
Concentração Inicial – 1,2250 
mol/L 
Concentração final – 0,5000 mol/L 
1 1 2 2 
 
É importante relembrar que as incógnitas C1 e C2 podem ser aplicadas para qualquer tipo de 
concentração, como as apresentadas neste capítulo. As incógnitas V1 e V2 podem ser 
empregadas em diferentes unidades de volume, embora, comumente, utilize-se mL ou L. 
Vf – Vi = Vadicionado de água 
 
53 
Ca40%C12%O48% 
 
5. ESTEQUIOMETRIA 
 
 TIPOS DE FÓRMULAS 
Cada substância química pode ser representada por vários tipos de fórmulas – 
eletrônica, estrutural, molecular. Neste momento, provavelmente, você já é capaz de 
determinar as fórmulas moleculares de diversas substâncias a partir do nome delas, como 
água, H2O, ácido nítrico, HNO3, e dióxido de carbono, CO2. 
A análise da composição de uma substância desconhecida permite determinar 
de quais são os elementos (análise qualitativa) que a constituem e em que proporção 
eles se encontram (análise quantitativa). 
Neste capítulo, o foco do estudo será a análise quantitativa por meio da 
determinação das fórmulas porcentual, mínima e molecular. 
 
 FÓRMULA PORCENTUAL OU COMPOSIÇÃO CENTESIMAL 
Amostras de uma substância pura sempre apresentam os mesmos elementos 
combinados na mesma proporção em massa, fato já enunciado pelo químico J. L. Proust 
em sua Lei das Proporções Constantes. Isso possibilita determinar a composição 
centesimal (% em massa) a partir da análise de qualquer massa dessa substância. 
EXEMPLO 1: 
Determinação da composição centesimal de um sal inorgânico, sabendo-se que 
a análise de uma amostra de 50 g dessa substância indicou a presença de 20 g de cálcio, 
6 g de carbono e 24 g de oxigênio. 
 
 
50 g ------------------- 20 g 
100 g ----------------- x 
 
x= 40 g de Ca em 100 g 
da amostra ou 40% de Ca 
 
50 g -------------------- 6 g 
100 g ------------------ y 
 
y = 12 g de C em 100 g da 
amostra ou 12% de C 
 
50 g ----------------- 24 g 
100 g ---------------- z 
 
z = 48 g de O em 100 g 
da amostra ou 48% de O 
 
A substância analisada apresenta as seguintes porcentagens em massa: 40% de 
cálcio, 12% de carbono e 48% de oxigênio. Essas porcentagens correspondem a sua 
composição centesimal, que também pode ser presentada pela fórmula percentual: 
 
 
Substância 
Massa de 
Ca 
 
Substância 
Massa de 
C 
 
Massa de 
O 
 
Substância 
 
54 
EXEMPLO 2: 
Determinação da fórmula percentual do ácido nítrico, sabendo-se que fórmula 
molecular é HNO3 (massas atômicas relativas: H = 1; N =14; O =16). 
 Calculo da massa molar do ácido nítrico: massa molar do HNO3 
(1 · 1 + 1 · 14 + 3 · 16) = 63
𝑔
𝑚𝑜𝑙
 
Cálculo das porcentagens de cada elemento: 
 
 
63 g ------------------- 100% 
1 x 1 -------------------- x 
 
x = 1,6% de H 
 
63 g --------------- 100% 
1 x 14 g ---------------- y 
 
y = 22,2% de N 
 
63 g --------------- 100% 
3 x 16 g ------------------ z 
 
z = 76,2% de O 
 A fórmula porcentual ou composição centesimal indica as porcentagens em 
massa dos elementos formadores da substância analisada. 
 
 FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA 
 
A fórmula mínima (ou empírica) indica a proporção, em menores números 
inteiros, entre os átomos dos elementos que formam a substância. Observe os seguintes 
exemplos: 
SUBSTÂNCIA ÁGUA 
ÁCIDO 
SULFÚRICO 
PERÓXIDO DE 
HIDROGÊNIO 
TETRÓXIDO DE 
DINITROGÊNIO 
FÓRMULA 
MOLECULAR 
H2O H2SO4 H2O2 N2O4 
FÓRMULA 
MÍNIMA 
H2O H2SO4 HO NO2 
 
A fórmula mínima pode coincidir com a molecular, como ocorre, por exemplo, no 
caso da água e do ácido sulfúrico. É importante salientar que este tipo de fórmula não 
é suficiente para identificar uma substância. Há até mesmo casos em que a fórmula 
mínima de uma substância corresponde à fórmula molecular de outra. E há substâncias 
que podem apresentar a mesma fórmula mínima, como demonstra o quadro a seguir. 
SUBSTÂNCIA 
FÓRMULA 
MOLECULAR 
FÓRMULA 
MÍNIMA 
GLICOSE C6H12O6 CH2O 
ÁCIDO 
ACÉTICO 
C2H4O2 CH2O 
ÁCIDO LÁTICO C3H6O3 CH2O 
FORMALDEÍDO CH2O CH2O 
Massa Massa Massa Porcentagem Porcentagem Porcentagem 
 
55 
 
 CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMA A PARTIR DA CENTESIMAL 
A maneira mais simples de converter a composição centesimal em fórmula 
mínima é considerar uma amostra de massa 100 g, pois a massa de cada elemento em 
100 g da substância corresponde à porcentagem em massa dos elementos. 
Em seguida, é necessário obter as quantidades de matéria de cada elemento ao 
dividir essas massas pelas respectivas massas atômicas. 
A fórmula mínima corresponde à proporção entre as quantidades de matéria dos 
elementos que compõem a substância. 
Para obter essa proporção, dividem-se ou multiplicam-se todos os valores pelo 
mesmo número, pois desse modo não há alteração da proporção. Exemplo 
Determinação da fórmula empírica de um composto que apresenta 40,00% de 
carbono 6,67% de hidrogênio e 53,33% de oxigênio. 
 
Composição 
Centesimal 
Massa de Cada 
elemento em 
100 g de 
amostra 
Quantidade de 
matéria (em 
mols) 
Proporção entre as 
quantidades de matéria 
(divisão pelo menor valor 
da quantidade de matéria) 
Fórmula mínima 
40,00 % 𝑔 𝑑𝑒 𝐶 40,00 𝑔 
 
40
12
= 3,33 
 
 
3,33
3,33
= 1 
CH2O 
6,67% 𝑔 𝑑𝑒 𝐻 6,67 𝑔 
 
6,67
1
= 6,67 
 
 
6,67
3,33
= 2 
53,33% 𝑔 𝑑𝑒 𝑂 53,33 𝑔 
 
53,33
16
= 3,33 
 
3,33
3,33
= 1 
 
 FÓRMULA MOLECULAR 
A fórmula molecular de um composto pode ser obtida por meio da determinação 
do número de fórmulas mínimas (n) necessárias para que se chegue a sua massa molar, 
de forma que: 
 
 
 
FÓRMULA MOLECULAR = (𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒎í𝒏𝒊𝒎𝒂) × 𝒏, 
em que n é número inteiro maior ou igual a 1. 
 
MASSA MOLAR = , 
Em que n é número inteiro maior ou igual a 1. 
 
 CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DA MÍNIMA 
 
 Para determinar a fórmula molecular de um composto a partir da fórmula mínima, 
basta calcular quantas fórmulas mínimas são necessárias para atingir a massa molecular. 
EXEMPLO 1: 
 Determinação da fórmula molecular do ácido ascórbico (vitamina C), sabendo-se 
que a sua fórmula mínima é C3H4O3 e sua massa molar é 176 g/mol (massas atômicas 
relativas – H = 1; C = 12; O = 16). 
 Cálculo da massa da fórmula mínima: 
 
3 × 12 + 4 × 1 + 3 × 16 = 88 
 
 Cálculo da fórmula molecular: 
 
𝑛 = 
176
88
= 2 
 
FÓRMULA MOLECULAR = (𝒇ó𝒓𝒎𝒖𝒍𝒂 𝒎í𝒏𝒊𝒎𝒂) × 𝒏, 
FÓRMULA MOLECULAR = (C3H4O2) × 2 
 C6H8O4 CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DA CENTESIMAL 
 
 Uma estratégia para encontrar a fórmula molecular a partir da centesimal é 
determinar inicialmente a fórmula mínima. 
EXEMPLO: 
 Determinação da fórmula molecular do etano, sabendo-se que sua massa molar 
é de 30 g/mol e apresenta 80%, em massa, de carbono e 20%, em massa, de hidrogênio 
(massas atômicas relativas: H = 1; C = 12). 
 
 
 
57 
NA = 6,02 × 1023 moléculas, átomos ou íons 
Cálculo da fórmula mínima: 
Composição 
Centesimal 
Massa em 
100 g da 
amostra 
Quantidade 
de Matéria 
(mol) 
Proporção entre as 
quantidades de matéria 
(divisão pela menor 
quantidade de matéria) 
Fórmula Mínima 
80% 𝑔 𝑑𝑒 𝐶 80 𝑔 
80
12
= 6,67 
 
6,67
6,67
= 1 
 
CH3 
20% 𝑔 𝑑𝑒 𝐻 20 𝑔 
20
1
= 20,00 
 
20
6,67
= 3 
 
 
 
1 × 12 + 3 × 1 = 15 
𝑛 =
30
15
= 2 
FÓRMULA MOLECULAR = (CH3) × 2 
C2H6 
 
 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS 
 
Os cálculos correspondem aos cálculos de massa, de quantidade de matéria e, 
em alguns casos, de volume das substâncias envolvidas em reação química, que são 
feitos com base na proporção entre os coeficientes estequiométricos da reação 
(proporção estequiométrica). 
 
 
 RELAÇÕES ENTRE GRANDEZAS 
 
A quantidade de uma substância, em mol, também pode ser expressa em outras 
grandezas e, portanto, em outras unidades. Um mol de qualquer substância molecular 
sempre apresentará o mesmo número de moléculas (ou íons, dependendo da situação 
em encontra-se o elemento químico). Esse número de moléculas, recebe o nome de 
Número ou Constante de Avogadro e pode ser representado por: 
 
 
 
 
 
 
 A quantidade de 6,02 x1023, no estado gasoso, sempre ocupará o mesmo 
volume se mantidas as condições de temperatura e pressão. Porém, a massa em gramas 
dependerá da formula de cada substância. 
 
Acompanhe os exemplos: 
 
 
58 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A interpretação da reação de combustão do monóxido de carbono pode ser 
agora ampliada. 
 
 2 CO (g) + 1 O2 (g)  2 CO2 (g) 
Proporção Molecular 2 moléculas 1 molécula 2 moléculas 
Proporção em mol 2 mols 1 mol 2 mols 
Proporção volumétrica 2 x 25 L = 50 L 1 x 25 L = 25 L 2 x 25 L = 50 L 
Proporção em massa 2 x 28 g = 56 g 1 x 32 g = 32 g 2 x 44 g = 88 g 
 
OBSERVAÇÕES: 
OBS. 1) A proporção em massa é 56 g de CO: 32 g de O2 : 88 g de CO2. 
 
OBS.2 ) A soma das massas dos reagentes (56 g + 32g) é igual à massa do produto 
(88 g), de acordo com a Lei da Conservação das Massas (Lei de Lavoisier) 
 
OBS. 3) A proporção em volume é 50 L de CO : 25 L de O2 : 50 L de CO2. Nas 
CATP, e pode ser expressa por meio de números inteiros e pequenos (2 : 1 : 2), de acordo 
com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac. 
OBS. 4) Ao multiplicar ou dividir a massa de qualquer substância participante do 
processo, as demais substâncias sofrerão a mesma alteração em igual proporção, de 
acordo com a Lei das Proporções Constantes (Lei de Proust). 
 
A seguir, são discutidos alguns casos de cálculos estequiométricos envolvendo a 
reação de fotossíntese, representada pela seguinte equação. 
 
 
Contém 
Ocupa 
 Tem massa 
 
1 mol de CO 
Contém 
 
 
Ocupa 
 Tem massa 
 
Contém 
 
 
Ocupa 
 Tem massa 
 
 
6,02 ×1023 (Número de Avogadro) 
25 L nas CATP (Volume de 1 mol a 25 °C e 1 atm) 
28 g (MM = 12 + 16 = 28 g/mol) 
6,02 ×1023 (Número de Avogadro) 
 25 L nas CATP (Volume de 1 mol a 25 °C e 1 atm) 
 32 g (MM = 16 + 16 = 32 g/mol) 
 
6,02 ×1023 (Número de Avogadro) 
 
 
25 L nas CATP (Volume de 1 mol a 25 °C e 1 atm) 
 
 
44 g (MM = 16 + 16 + 12 = 44 g/mol) 
 
 
1 mol de O2 
1 mol CO2 
 
59 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
 
 
 PROPORÇÃO ENTRE AS QUANTIDADES DE MATÉRIA 
 
A proporção entre as quantidades de matéria das substâncias correspondente à 
proporção estabelecida pelos seus respectivos coeficientes. 
 
Observando os exemplos abaixo. 
 
EXEMPLO 1: 
 
Calcule quanto de oxigênio, em quantidade de matéria, é formado 
quando 15 mols de CO2 são consumidos na fotossíntese. 
A equação balanceada indica a proporção em mols das substâncias 
participantes do processo: 
 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
6 mols 6 mols 
6 mols 6 mols 
15 mols x 
 
x= 
6 𝑚𝑜𝑙𝑠 × 15 𝑚𝑜𝑙𝑠
6
= 15 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
15 mols de O2 
 
 
EXEMPLO 2: 
 
Determine a quantidade necessária de dióxido de carbono, em quantidade de 
matéria, para produzir 5 mols de glicose (C6H12O6). 
 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
6 mols 1 mols 
x 5 mol 
 
x = 
5 𝑚𝑜𝑙 × 6 𝑚𝑜𝑙
1
= 30 𝑚𝑜𝑙 
 
30 mols de C6H12O6 
 
 
 
 PROPORÇÕES ENTRE NÚMEROS DE PARTÍCULAS/MOLÉCULAS 
 
Nesse caso, é possível fazer o cálculo estequiométrico em termos de quantidade 
de matéria e, depois, converter essa quantidade em número de moléculas ou realizar 
6 mols 1 mol 
 
60 
diretamente o cálculo, lembrando que 1 mol corresponde a 6,0 X 1023 entidades 
elementares. 
 
EXEMPLO 1: 
 
Calcule o número de moléculas de água consumidas na formação de 10 
mol de oxigênio durante a fotossíntese. 
 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
6 mols 6 mols 
x 10 mols 
x= 10 mols 
 
1 mol 6,02 x 1023 
10 mols x 
x= 6,02 x 1024 moléculas de H2O 
 
 
EXEMPLO 2: 
 
Quantas moléculas de dióxido de carbono são consumidas na formação 
de 18,0 X 1023 moléculas de glicose, C6H12O6? 
 
 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
6 (6,02 x 1023) 1( 6,02 x 1023) 
x 18,0 x 1023 
 
x = 1,08 x 1025 moléculas de C6H12O6 
 
 
 
 
 PROPORÇÃO ENTRE MASSAS 
 
 
Para obter a proporção entre massas, a conversão unidades na proporção 
estequiométrica deve ser feita por meio da substituição de 1 mol da substância envolvida 
pela massa molar. Na realização desses cálculos, consulte a Tabela Periódica para obter 
as massas atômicas. 
 Observe a demonstração das etapas desses cálculos feita nos exemplos 1 e 2 a 
seguir. 
 
EXEMPLO 1: 
 
Determine a massa de dióxido de carbono, em gramas, consumido 
quando são formados 20 mols de glicose. 
 
 
 
61 
 
Massa molar de CO2 = 44 g/mol 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
6 X44 g 1 mol 
x 20 mol 
x= 
6 ×44 ×20
1
 
 
x = 5280 g ou 5,280 kg 
 
 
EXEMPLO 2: 
 
Calcule a massa de oxigênio formada durante a fotossíntese quando o consumo 
de água é de 360 g. 
 
 
Massa molar do H2O = 18 g/mol 
Massa molar do O2 = 32g/mol 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
Substituindo 1 mol de H2O por 18 g (massa molar do O2), tem-se: 
 
6 x 18 g 6 x 32 g 
360 x 
x =
6 ×32 ×360
(6×18)
 
 
640 g de O2 
 
 
 
 PROPORÇÃO ENTRE VOLUMES DE GASESA conservação de unidades na proporção estequiométrica é feita com a 
substituição de 1 mol do gás pelo volume molar (ou por mol) da substância gasosa, nas 
condições de temperatura e pressão em que ela se encontra. Se o sistema em estudo 
estiver nas CATP, o volume molar é de 25 L. Caso contrário, determina-se a quantidade 
de matéria pelo cálculo estequiométrico, e o volume pode ser obtido por meio da 
equação de Clapeyron. 
 
 
 
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
R = 0,082 atm . L . mol-1 . K-1 ou 
R = 62,3 mmHg . L . mol-1 . K-1 
P é a pressão do sistema 
𝒏 é o número de mols 
 T é a temperatura em Kelvin (K) 
V é o volume da solução 
 
62 
EXEMPLO 1 
 
Calcule o volume de CO2 consumido nas CNTP, em litros, na formação de 
5 mol de glicose. 
 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
Substituindo 1 mol de CO2 por 22,4 L (volume molar nas CNTP), tem-se: 
 
6 x (22,4 L) 1 mol 
x 5 mol 
 
x = 
6 ×22,4 ×5 
1
 
 
672 L de CO2 
 
 
 
EXEMPLO 2 
 
Calcule o volume, em litros, de CO2 consumido na reação de fotossíntese 
em que 5 mols de O2 são formados 27 °C e 2 atm. 
 
 
 
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 
 
6 mols CO2 ---------------------------------- 6 mols de O2 
N ---------------------------------- 5 mols de O2 
N = 5 mols de CO2 
 
 
 
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 
2 × 𝑉 = 5 × 0,082 × (273 + 27) 
𝑉 =
123
2
 
61,5 L de CO2 
 
 
 
 
 
63 
6. CASOS PARTICULARES EM ESTEQUIOMETRIA 
 
 
 QUANDO APARECEM REAÇÕES CONSECUTIVAS 
 
Consideremos, como exemplo, a fabricação de ácido sulfúrico a partir do enxofre. 
Ela se processa por meio das três reações consecutivas dadas a seguir: 
 
 
S + O2  SO2 
 
SO2 + ½ O2  SO3 
 
SO3 + H2O  H2SO4 
 
Quando um problema fornece, por exemplo, a massa de enxofre inicial e pede a 
massa do H2SO4 produzido, um dos caminhos do cálculo seria manter as três equações 
separadas e calcular primeiro a massa de SO2, depois a massa de SO3 e, finalmente, a 
massa de H2SO4. No entanto, é muito mais prático “somar algebricamente” as equações 
químicas e efetuar o cálculo estequiométrico diretamente na equação final. 
 
EXEMPLO 1: 
 
Qual a massa de H2SO4 produzida a partir de 8 toneladas de enxofre? 
 
 
S + O2  SO2 
 
SO2 + ½ O2  SO3 
 
SO3 + H2O  H2SO4 
 
S + 
𝟑
𝟐
 O2 + H2O  H2SO4 
 
 
 
32 t ------------------------------------------ 98 t 
8 t ------------------------------------------ mácido 
 
mácido = 24,5 t de H2SO4 
 
 
 
 
64 
Neste tipo de problema é indispensável que: 
 Todas as equações estejam balanceadas individualmente; 
 As substâncias “intermediárias” (no caso SO2 e SO3) estejam canceladas, em 
certos problemas, isso obriga a multiplicar ou dividir uma ou outra equação por números 
convenientes, que levem ao cancelamento desejado. 
Daí para diante recaímos num cálculo estequiométrico comum, em que a regra 
de três é estabelecida em função da equação química que resulta da soma das equações 
intermediárias. 
 
 QUANDO SÃO DADAS AS QUANTIDADES DE DOIS (OU MAIS) 
REAGENTES 
 
 
É sempre importante lembrar que as substâncias não reagem na proporção que 
as misturamos, mas reagem na proporção indicada pela equação química 
correspondente, ou seja, de acordo com as leis das equações químicas. Em casos em que 
adicionamos quantidades diferentes de reagentes, podem ocorrer situações em alguns 
deles sobram (que chamamos de reagente em excesso) ou em que se apresentam em 
pouca quantidade e, por isso, limitem a formação de mais produtos, recebendo o nome 
de limitantes. Vamos considerar, então, o seguinte exemplo: 
EXEMPLO 1: 
“Misturam-se 147 g de ácido sulfúrico e 100 g de hidróxido de sódio para que 
reajam segundo a equação química H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O. Pede-se para 
calcular: 
a) A massa de sulfato de sódio formada; 
b) a massa do reagente que sobra (em excesso) após a reação. “ 
 
1ª Tentativa: 
 Vamos calcular inicialmente a massa de NaOH que reagiria com os 147 g de 
H2SO4 mencionados no enunciado do problema: 
 
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O 
98 g de H2SO4 (1 mol) --------------------------------------- 2 x 40 g de NaOH (2 mols) 
147 g --------------------------------------------- x 
x = 120 g de NaOH 
 
 
 
65 
Isso é impossível, pois o enunciado do problema informa que temos 
apenas 100 g de NaOH. Dizemos que, neste problema, o H2SO4 é o reagente em 
excesso, pois seus 147 g “precisariam” de 120 g NaOH para reagir 
completamente, mas nós só temos 100 g de NaOH. 
 
2ª Tentativa: 
 Vamos agora “inverter” o cálculo, isto é, determinar a massa de H2SO4 que 
reagente com os 100 g de NaOH dados no enunciado do problema: 
 
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O 
98 g de H2SO4 (1 mol) --------------------------------------- 2 x 40 g de NaOH (2 mols) 
y -------------------------------------------- 100 g 
y = 122,5 g de H2SO4 
 
Agora isso é possível e significa que os 100 g de NaOH dados no problema 
reagem com 122,5 g de H2SO4. Como temos 147 g de H2SO4, sobrarão: 
 
 147,0 g de H2SO4 
- 122,5 g de H2SO4 
24,5 g de H2SO4 restantes 
 
Logo, isto responde a pergunta b do problema. 
Ao contrário do H2SO4 que, neste problema, é o reagente em excesso, 
dizemos que o NaOH é o reagente em falta, ou melhor, o reagente limitante da 
reação, pois o NaOH será o primeiro reagente a se acabar ou se esgotar, pondo 
assim um ponto final na reação e determinando as quantidades de produtos que 
poderão ser formados. De fato podemos calcular: 
 
H2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 H2O 
2 x 40 g de NaOH (2 mols) ----------------------------------- 142 g de Na2SO4 (1 mol) 
100 g de NaOH ---------------------------------------------------- z 
 
Reagente em excesso Reagente limitante 
 
z = 177,5 g de Na2SO4 
 
66 
Isso responde a pergunta a do problema. Veja que o cálculo foi feito a partir dos 
100 g de NaOH (reagente limitante), mas nunca poderia ter sido feito a partir do 147 g 
de H2SO4 (reagente em excesso), pois chegaríamos a um resultado falso. Isso porque os 
147 g de H2SO4 não podem reagir integralmente, por falta de NaOH. 
 
 QUANDO OS REAGENTES SÃO SUBSTÂNCIAS IMPURAS 
 
Na Química é comum o uso de reagentes impuros, principalmente em reações 
industriais, ou porque são mais baratos ou porque já são encontrados na natureza 
acompanhados de impurezas (o que ocorre, por exemplo, com os minérios). 
Consideremos o caso do calcário, que é um mineral formado principalmente de CaCO3 
(substância principal), porém acompanhado de outras substâncias (impurezas), supondo 
o seguinte exemplo numérico. 
 
 
Sendo assim, define-se: 
.. 
Grau de Pureza (p): é o quociente entre a massa da substância pura e à massa total da 
amostra. 
 
No exemplo, temos: 
𝑝 =
90
100
= 0,9 
 
Porcentagem de Pureza (% m/m): é a porcentagem da massa da substância pura em 
relação à massa total da substância. 
 
No exemplo, temos: 
 
100 g de calcário ---------------------- 100 % 
90 de CaCO3 puro ------------------- %m/m 
 90% m/m 
 
67 
Observe os exemplos a seguir de como realizar o cálculo estequiométrico a partir 
de reagentes impuros. 
 
EXEMPLO 1: 
Uma amostra de calcita, contendo 80% de CaCO3, sofre decomposição quando 
submetida a aquecimento, segundo a equação abaixo: 
CaCO3 CaO + CO2 
Qual a massa de óxido formada a partir de 800 g de Calcita?O enunciado nos diz que a calcita contém apenas 80% de CaCO3. Temos então 
o seguinte cálculo de porcentagem: 
 
100 g de calcita ----------------------- 80 % de CaCO3 
800 g de calcita --------------------------------- x 
x = 640 g de CaCO3 
 
 Note que é apenas essa massa (640 g de CaCO3 puro) que irá participar da 
reação. Assim, teremos o seguinte cálculo estequiométrico: 
 
CaCO3 CaO + CO2 
 
100 g de CaCO3 (1 mol) ----------------------------- 56 g de CaO (1 mol) 
640 g de CaCO3 ----------------------------------- y 
y = 358,4 g de CaO 
 
 
EXEMPLO 2: 
Deseja-se obter 180 L de dióxido de carbono medidos nas condições normais, 
pela calcinação de um calcário de 90% de pureza (massas atômicas: C =12; O = 16; Ca = 
40). Qual é a massa de calcário necessária? 
Esta questão é do tipo “inverso” da anterior. De fato, na anterior era dada a 
quantidade do reagente impuro e pedida a quantidade do produto obtido. Agora é 
dada a quantidade do produto que se deseja obter e pedida a quantidade de reagente 
impuro que será necessária. Pelo cálculo estequiométrico normal, teremos sempre 
quantidades de substâncias puras. 
 
 
 
 
68 
 
CaCO3 CaO + CO2 
 
100 g de CaCO3 ------------------------------------ 22,4 L de CO2 
x -------------------------------- 180 L 
x = 803,57 g de CaCO3 puro 
 
A seguir, um cálculo de porcentagem nos dará a massa de calcário impuro que 
foi pedida no problema: 
 
100 g de calcário impuro ------------------------------- 90 g de CaCO3 puro 
 x -------------------------------------------------- 803,57 g de CaCO3 puro 
x = 892,85 g de calcário impuro 
 
Note que a massa (892,85 g) é forçosamente maior que a massa de CaCO3 puro 
(803,57 g), devido a presença das impurezas presentes no calcário. 
 
EXEMPLO 3: 
O gás hilariante (N2O) pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de 
amônio (NH4NO3). Se de 4,0 g do sal obtivermos 2,0 g do gás hilariante, podemos prever 
que a pureza do sal é da ordem de: 
a) 100%. b) 90%. c) 75%. d)50%. e) 20% 
Esta questão é diferente das anteriores, pois agora a pergunta é o valor da pureza 
do reagente. 
 
NH4NO3 N2O + 2H2O 
 
80 g de NH4NO3 --------------------------------------------- 44 g de N2O 
x ------------------------------------------------------- 2,0 g de N2O 
x = 3,636 g de NH4NO3 
 
 
 
 
69 
Veja que a resposta (3,636 g) se refere ao NH4NO3 puro, pois o cálculo baseado 
diretamente na equação se refere sempre ás quantidades que efetivamente reagiram. 
Podemos agora efetuar o seguinte cálculo de porcentagem: 
 
4,0 g do composto -------------------------------- 3,636 g de NH4NO3 
100% do composto ------------------------------------------ y% de NH4NO3 puro 
y = 90,9% 
 
 Note, pelos três exemplos acima, que, na regra de três correspondente ao cálculo 
estequiométrico, só podem participar as quantidades de substâncias puras. Os cálculos 
relativos às impurezas (ou porcentagem de pureza) são feitos antes ou depois do cálculo 
estequiométrico. 
 
 CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO NA ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
 O cálculo estequiométrico em reações com presença de óxido-redução é feito de 
maneira bastante semelhante à estequiometria normal. Porém, possui algumas 
particularidades que devem ser consideradas. 
 O processo de cálculo pode ser realizado de diversas maneiras, entretanto iremos 
destacar uma que possui menor chance de erro, além de ser mais simples e fácil de 
entender. 
 Para melhor compreensão utilizaremos como exemplo a reação do tópico 
anterior. Assumiremos a seguinte hipótese: temos 0,5 g de CrI3 (Iodeto de Cromo) e 
queremos encontrar o volume de NaOH (0,5 mol/L) necessário para reagir totalmente e 
a massa de H2O formada na reação 
 A estequiometria com óxido-redução é feita seguindo os passos abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para realizar essa etapa, deve-se aplicar a fórmula de número de mols que já 
aprendemos anteriormente: 
a) Realiza-se o balanceamento da reação, utilizando o método ensinado 
anteriormente. 
 
 2 CrI3 + 27 Cl2 + 64 NaOH  2 Na2CrO4 + 6 NaIO4 + 54 NaCl+ 32 H2O 
 
b) Calcular o número de mols de um reagente a partir de sua massa ou 
de seu volume. 
 O balanceamento no cálculo estequiométrico em reações de óxido-
redução deve ser realizado, pois, ao contrário da estequiometria 
convencional, não é indicado trabalhar em número de equivalentes, mas 
sim, em número de mols, devido às mudanças de valência que ocorrem 
na reação, dificultando as contas quando se usa equivalência. 
 
 
 
70 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
 ou 𝑛 = ℳ. 𝑉 
 
Assim, temos 0,5 g de CrI3 e sua massa molar é de 433 g/mol portanto, ao aplicar 
na fórmula, temos a seguinte expressão: 
𝑛 =
0,5
433
 𝑛 = 1,1547. 10−3 𝑚𝑜𝑙𝑠 
 
 
 
 
 
 
Para realizar esta etapa só é necessário montar uma regra de três simples, 
utilizando os valores do balanceamento da reação e o número de mols que foi obtido na 
etapa anterior. 
 Assim, como temos 1,1547.10-3 mols de CrI3, fazemos nossa regra de três da 
seguinte maneira: 
 Índice estequiométrico na 
reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Agora, na etapa final, é só jogar os valores encontrados nas fórmulas de número 
de mols novamente. Ao fazermos isto temos as seguintes equações: 
NaOH: 0,0369 = 0,5. 𝑉 𝑉 = 0,0738 𝐿 𝑜𝑢 73,8 𝑚𝐿 
H2O: Com massa molar de 18 g/mol: 0,185 =
𝑚
18
 𝑚 = 3,33 𝑔 
 
 OBS 1: Caso uma pureza esteja explícita na sentença, ela deve ser 
considerada, aplicando na fórmula. 
F OBS 2: Caso o exercício já mostre o valor do reagente em mols, não é 
necessário realizar esta etapa. 
 
 
 
c) Calcular o número de mols do produto ou do outro reagente, 
seguindo o balanceamento realizado. 
2 mols de CrI3 ------------------------------------- 64 mols de NaOH 
1,1547.10-3 mols de CrI3 ------------------- x mols de NaOH 
X = 0,0369 mols de NaOH 
2 mols de CrI3 ------------------------------------- 32 mols de H2O 
1,1547.10-3 mols de CrI3 ------------------- x mols de H2O 
X = 0,0185 mols de H2O 
d) Calcular a massa do produto ou do outro reagente (se for pedido). 
 
71 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
P1) A amônia e o ácido fosfórico são compostos muito importantes para uso no 
laboratório. Ambos são compostos que ao serem manuseados no laboratório utilizam-se 
soluções concentradas. 
A amônia é uma base, que têm como características: 
- NH4OH 28% m/m e d= 0,9. 
 As características do ácido fosfórico concentrado são: 
- H3PO4 85% m/m e d= 1,71. 
Baseado nas informações acima pede-se: 
a) Qual volume da solução concentrada de amônia é necessário para se 
preparar 10000 mL de uma solução 5 eq/L de NH4OH ? 
 
b) Qual a concentração, em eq/L, do ácido fosfórico a 85 %m/m e d= 1,71? 
c) Qual a concentração, em g/L, do hidróxido de amônio a 28 %m/m e d= 
0,9? 
 
P2) Um aluno do 2° ano preparou 20 L de uma solução de ácido fosfórico que 
deveria estar a 5 eq/L , partindo-se do reagente concentrado (d= 1,71 a 85 % m/m). Um 
aluno do 3° ano determinou a concentração real do ácido e verificou que a solução 
preparada estava a 3,5 eq/L. Pede-se ao aluno do 1° ano que faça as correções 
necessárias de modo a tornar a solução preparada a 5 eq/L, conforme especificado no 
início do exercício. Sabe-se que o aluno tem 100 mL do ácido concentrado na capela. É 
possível corrigir a solução preparada? Responda a essa pergunta por meio de 
CÁLCULOS! OBS: Admitirque não houve alteração no volume final. 
 
P3) O calcário é constituído principalmente por carbonato de cálcio – CaCO3. 
Uma amostra de calcário contém, além do carbonato de cálcio, impurezas que 
comprovadamente não contém o elemento cálcio. A fim de determinar a pureza dessa 
amostra, testes laboratoriais revelaram que, em 100 g totais há 36 g do elemento cálcio. 
Qual é a pureza desse calcário, isto é, qual a porcentagem de carbonato de cálcio 
presente nele? 
 
P4) A água oxigenada comercial, utilizada como anti–séptico em pequenos 
ferimentos, é uma solução de peróxido de hidrogênio (H2O2) em água, cuja 
concentração é 30 g/L. Qual volume do reagente líquido concentrado de H2O2 (30% 
m/m; d= 1,11 g/mL) é necessário para se preparar 500,0 mL de água oxigenada 
comercial? 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
72 
P5) Reagiram-se 15 mL de solução de hidróxido de cálcio 0,5 eq/L com 25 mL de 
solução de BiCl3 a 4% m/v. Pede-se: 
a) A reação química balanceada e nomenclatura de todos os reagentes envolvidos. 
b) A massa do precipitado formado - Bi(OH)3 
 
P6) A cisplatina, um complexo inorgânico utilizado no tratamento do câncer de 
testículos, é preparada pela reação da amônia com o tetracloroplatinato de potássio: 
 
K2PtCl4 + 2NH3  Pt(NH3)2Cl2 + 2KCl 
 
Ao utilizarem 10 g de cada um dos reagentes dados, pede-se: 
a) Identificar o reagente limitante e o reagente em excesso. 
b) Qual será a quantidade máxima de cisplatina formada, em gramas? 
 
P7) Mistura-se 50 mL de solução de ácido sulfúrico 0,2 mol/L com 50 mL de nitrato 
de bário 3 % m/v. Calcular a massa do precipitado formado. 
 
P8) Tendo-se 3,125 g de uma amostra de ácido sulfúrico comercial para analisar, 
diluiu-se com água destilada em um BV de 250,0 mL. Retirou-se alíquotas de 50,0 mL 
que, tratadas com solução de cloreto de bário, produziram um precipitado de massa 
igual a 0,8650 g. Calcule a pureza da amostra (% m/m). 
 
P9) Da calcinação de 50 g de amostra de calcário, resultou um gás que foi 
integralmente absorvido por 1,6 L de uma solução a 0,38 eq/L de NaOH. 
Qual o grau de pureza do calcário? 
CaCO3  CaO + CO2 
 
2 NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O 
 
P10) Em 1990 foram consumidos, em nosso país, cerca de 164 bilhões de cigarros 
(164 x 109). A massa de um cigarro que é queimada corresponde a aproximadamente 
0,85 g. Considerando que 40% dessa massa de cigarro seja do elemento carbono, 
quantas toneladas de dióxido de carbono (CO2) os fumantes lançaram na atmosfera, em 
1990, no Brasil? 
 
73 
P11) Um estudante mergulhou uma barra de 3,27g de zinco metálico em ácido 
nítrico diluído até dissolução total do metal, anotando os fenômenos ocorridos. Para 
meios de preparação do relatório, o estudante necessita: 
a) Escrever a equação da reação química, indicando os nomes dos produtos 
formados. 
b) Calcular as massas em mg dos produtos formados. 
 
c) Se, ao invés de adicionar o zinco metálico, ele utiliza-se de 5,44 g de ácido 
nítrico, a quantidade máxima que ele poderia reagir de metal seria, em gramas, quanto? 
 
P12) O ácido sulfídrico reage com o dióxido de enxofre, produzindo enxofre e 
água. Determine: 
a) A equação química balanceada dessa reação. 
 
b) Utilizando-se 5 mols de H2S, a quantidade necessária, em quilogramas, de 
SO2, S e H2O será de quanto? 
 
P13) A equação da ustulação da pirita (FeS2) é: 
 
4 FeS2 + 11 O2 → 8 SO2 + 2 Fe2O3 
 
Sabendo que, a cada 20 gramas de um composto, possui-se 17,45 g de FeS2, para 
se produzir 200 kg de Fe2O3 serão necessários quanto deste composto? 
 
P14) 200 mL de solução 24 g/L de hidróxido de sódio são misturados a 1,3 L de 
solução 2,08 g/L de mesmo soluto. A solução obtida é então diluída até um volume final 
de 2,5 L. A concentração em g/L após a diluição, é aproximadamente, igual a? 
 
P15) Pesou-se 5,125 g de uma amostra de ácido sulfúrico comercial e diluiu-se 
com água destilada até o volume de 250,0 mL. Desse volume retirou-se 50,0 mL e tratou-
se com solução de Cloreto de Bário, obteve-se um precipitado com massa igual a 0,8950 
g. Qual a pureza do ácido sulfúrico? 
 
P16) Um recipiente contém 150 mL de solução de cloreto de potássio 4,0 mol/L 
e outro recipiente contém 350 mL de solução de sulfato de potássio, 3,0 mol/L. Depois 
de misturarmos as soluções dos dois recipientes, as concentrações em quantidade de 
matéria em reação aos íons K+ e SO42-, serão de? 
 
 
74 
P17) Uma mistura contendo KCl e NaCl foi determinada por meio de uma 
precipitação, seguindo a seguinte metodologia: pesou-se 0,6500 g da mistura e, após 
dissolução total, transferiu-se quantitativamente para um balão volumétrico de 500,0 mL 
e completou-se o volume com qsp água destilada. Retirou-se do balão alíquotas de 100,0 
mL e reagiu-se 18,75 mL de solução AgNO3 0,1 eq/L. 
Determine a % m/m de cada sal na mistura. 
 
P18) Uma amostra de 1,225 g de KClO3 é decomposta por aquecimento em 
cloreto de potássio sólido e oxigênio molecular gasoso. O oxigênio molecular ocupou 
um volume de 0,168 L nas condições normais de temperatura e pressão. 
a) Escreva a equação química balanceada que representa a decomposição 
térmica do KClO3 
 
b) Calcule o grau de pureza da amostra 
 
P19) Uma mineradora de ouro, na Romênia, lançou 100.000 m3 de água e lama 
contaminadas com cianeto, CN-(aq) nas águas de um afluente do segundo maior rio da 
Hungria. A concentração de cianeto na água atingiu, então, o valor de 0,0012 mol/L. 
Essa concentração é muito mais alta que a concentração máxima de cianeto que ainda 
permite o consumo doméstico da água, igual a 0,01 mg/L, Considerando-se essas 
informações, para que essa água pudesse servir ao consumo doméstico, ela deveria ser 
diluída aproximadamente quantas vezes? 
 
 P20) Suponha que 4,00 g de Fe2O3 sólido sejam adicionados a 250,0 mL de uma 
solução HCl 0,5 mol/L. Qual será a concentração de Fe3+ quando todo o HCl tiver 
reagido? Qual é a massa de Fe2O3 que não reagirá? 
 
P21) Um caminhão – tanque tombou e derramou 400 L de ácido sulfúrico, H2SO4, 
de concentração 588 g/L para dentro da lagoa. Para amenizar os danos ecológicos 
decidiu-se adicionar bicarbonato de sódio, NaHCO3, à água da lagoa. Calcule a massa 
mínima de NaHCO3 necessária para reagir com todo o ácido derramado. 
 
P22) Sulfato de Alumínio, Al2(SO4)3, é usado no tratamento de água para 
remoção de partículas finas em suspensão. Quando o pH se torna básico, forma-se um 
precipitado gelatinoso, o qual remove as partículas finas assim que decanta. Em um 
experimento, um estudante planeja reagir Al2(SO4)3 com Ba(OH)2. Quantos gramas de 
Al2(SO4)3 são necessários para reagir com 85,0 mL de Ba(OH)2 0,0500 mols/L? 
 
P23) A uma mistura de NaCl e Na2CO3 pesando 1,243 g foram adicionados 50,0 
mL de HCl 0,240 mol/L – um excesso de HCl. A mistura foi aquecida para expulsar o 
 
75 
excesso de CO2 e, então, o HCl remanescente foi titulado com NaOH 0,100 mol/L. A 
titulação consumiu 22,90 mL do padrão. Qual é a porcentagem de NaCl na mistura 
original de NaCl e Na2CO3? 
 
P24) Em uma solução de sulfato de alumínio (III) a concentração dos íons 
positivos é de 0,12 mol/L. Quantos gramas do soluto existem em uma alíquota de 50,0 
mL desta solução? 
 
P25) Uma solução é composta de HCl e HNO3. Para neutralização de 50,0 mL de 
solução foram necessários 42,00 mL de solução de NaOH a 25 g/L. Em uma outra 
alíquota, também de 50,0 mL da amostra ácida, adicionou-se AgNO3 e percebeu-se a 
formação de um precipitado branco que depois de lavado e seco pesou 2,4500 g. 
Expressar o resultado em Normalidade para o HCl e para o HNO3. 
 
P26) A reação de oxidação de Mn+2 para MnO-4é dada pela seguinte equação 
não balanceada: 
PbO2 + Mn(NO3)2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O 
Pergunta-se: 
a) Reagindo-se 0,5 mols de nitrato de manganês, qual deve ser a quantidade de 
PbO2 (99,5 %m/m) e HNO3 (6 mol/L) que devem ser adicionados para reagirem? 
b) Após reação no item a, observou-se formação de 1 mol de Pb(NO3)2. Qual é a 
pureza da reação? 
 
 P27) Uma mistura de massa igual a 0,400 g contendo sulfato de potássio e de 
amônio foi reagida com cloreto de bário em solução aquosa. O precipitado obtido, 
depois de lavado e seco, pesou exatamente 639 mg. Calcular a porcentagem em massa 
dos componentes presentes na mistura. 
 
 P28) Uma mistura de NaCl e KCl pesando 1,33 g foi dissolvida em água até 100,0 
mL. A solução obtida foi tratada por excesso de solução de nitrato de prata, onde se 
obteve um precipitado, que depois de lavado e seco, pesou 2,87 g. Calcule a 
porcentagem em massa do KCl na mistura. 
 
 P29) O ácido mangânico (H2MnO4) é um produto utilizado em indústrias de 
bateria de longa duração para telefones celulares com deionizador interno. Uma 
indústria fabrica 2 milhões de baterias anualmente, e o ácido mangânico utilizado é 
produzido através da reação do sulfeto de manganês II com nitrato de sódio em meio 
HCl. Sabendo que em cada bateria são utilizados 2 mg de ácido mangânico, pede-se: 
MnS + NaNO3 + HCl  H2MnO4 + S(s) + NO(g)+ NaCl 
 
76 
 
a) O volume de solução 12 mol/L de HCl necessário. 
b) A massa de sulfeto de manganês II necessária. 
 
P30) A fórmula percentual indica a massa de cada elemento químico que existe 
em 100 partes de massa da mesma substância. Considerando a sacarose, C12H22O11, 
açúcar extraído da cana-de-açúcar e da beterraba, é correto afirmar que a composição 
percentual de carbono, hidrogênio e de oxigênio nessa molécula é de, respectivamente: 
a) (40,11; 7,43; 52,46)% 
b) (43,11; 5,43; 51,46)% 
c) (41,11; 8,43; 50,46)% 
d) (42,11; 6,43; 51,46)% 
e) (43,11; 4,43; 52,46)% 
 
P31) A dose recomendada do elemento cálcio para um adulto é de 800 mg. 
Suponha certo nutricional, à base de cascas de ostras, que seja 100% CaCO3. Se um 
adulto tomar diariamente dois tabletes desse suplemento de 500 mg cada, qual 
porcentagem de cálcio da quantidade recomendada essa pessoa está ingerindo? Utilize 
das massas molares – Ca = 40 g/mol; O = 16 g/mol; C = 12 g/mol 
 
P32) A tabela abaixo mostra os resultados de experiências, que consistem em passar 
uma faísca elétrica através de um dos gases hidrogênio e oxigênio (síntese de água). 
 Quantidades Iniciais Quantidades Finais 
Experimento Hidrogênio Oxigênio Água Excesso 
1 3,0 30,0 X 6,0 (oxigênio) 
2 0,2 2,0 1,8 Y (oxigênio) 
3 5,0 20,0 W Z (hidrogênio) 
 
Calcule os valores de X, Y, W e Z que satisfazem, simultaneamente, a Lei da Conservação 
das Massas e das Proporções Definidas. OBS.: resolver sem utilizar valores de massa atômicas. 
 
P33) O fósforo elementar é industrialmente obtido pelo aquecimento de rochas 
fosfáticas com coque, na presença de sílica. Considere a reação: 
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C  P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO 
 E determine quantos gramas de fósforo elementar são produzidos a partir de 
31,0 g de fosfato de cálcio. (MMCa3(PO4)2 = 310 g/mol; MMP4 = 124 g/mol) 
 
 
 
77 
P34) O etanol queima de forma limpa não resultando fuligem, sendo por isso 
considerado um combustível ecologicamente correto. É atualmente a “vedete brasileira” 
em termos de energia renovável. Qual o número de átomos de oxigênio comburente 
necessário para a combustão de 1,15 L de etanol com 95% de pureza? 
Dados NA = 6,00 x 1023 e massa específica do etanol = 0,8 g/cm3. 
 
P35) Têm-se a seguinte reação de óxido-redução: 
Fe2O3 + C(grafite)  Fe + CO 
 Reagindo 100 gramas de óxido férrico com 10 gramas de grafite obtêm-se que 
massa de ferro metálico, considerando rendimento de 93 % na reação? (MM Fe2O3 = 384 
g/mol; MM C = 12 g/mol; MM Fe = 56 g/mol) 
 
P36) Em junho de 2002, o Departamento de Saúde e da Infância da Irlanda 
lançou um programa de distribuição de tabletes de iodato de potássio para as famílias 
como parte do Plano de Emergência Nacional para acidentes nucleares. O iodato de 
potássio fornece iodo, o qual quando ingerido durante uma emergência nuclear, 
funciona como “saturador’’ da glândula tireoide e previne a captura de iodo radioativo 
que pode ser liberado no meio ambiente por acidente nuclear. 
Para testar o potencial desses tabletes, um químico dissolveu um tablete 
em 100 mL de água, o que fez como que ocorresse a seguinte reação: 
 
IO3 - + 8 I- + 6 H+  3 I3- + 3 H2O 
 
A solução resultante contendo I3-, foi titulada com uma solução de Na2S2O3 0,500 
mol/L, utilizando-se goma de amido como indicador para detectar o ponto final. (Na 
presença de iodo, o amido torna-se azul-escuro). Quando o S2O32- tiver consumido todo 
o iodo, a solução torna-se incolor). A titulação precisou de 22,61 mL de solução de 
tiossulfato para atingir o ponto final. A reação durante a titulação foi: 
 
I3- + 2S2O3 2-  3I- + S4O62- 
 
Quantos gramas de KIO3 estavam presentes no tablete? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
78 
 
 
Resolva o exercício estequiométrico encontrando o que se pede em I, II, III, IV e V. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
H2SO4 
79 % m/m 
d = 1,71 Kg/L 
HNO3 
25% m/v 
BaCl2 
10% m/v 
Ne: ? 
N = ? 
%m/v = ? 
N(H+) = ? 
N(OH-) = ? 
H2SO4 
4 mol.L-1 
Ne = ? 
q.s.p 
H2O 
NaOH 
50% m/v 
mppt = ? 
20 L 30 L 100 L 
500 L 
200 L 200 L 
II 
20 L 
DESAFIO DO BALDINHO 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Antes que o estudante pretenda efetuar as reações analíticas dos vários cátions e ânions 
(...), ele deve estar familiarizado com as operações comumente empregadas em análise 
qualitativa, isto é, com as técnicas de laboratório envolvidas no processo. Considerando que o 
estudante tenha tido algum treinamento prático em química elementar, ele deve estar 
familiarizado com operações (...).” (VOGEL, 1981) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
História da Análise Qualitativa; 
Proposições da Análise 
Qualitativa; 
Fundamentos Teóricos; 
Sensibilidade e Seletividade 
das Reações; 
Categorias da Análise 
Qualitativa; 
Semimicroanálise; 
Tipos de Ensaios Analíticos; 
Técnicas e Equipamentos 
utilizados; 
Aula Prática de Precipitação; 
Exercícios; 
 
 4 CAPÍTU
LO
 
, 
 
INTRODUÇÃO A QUÍMICA 
ANALÍTICA 
Apresentação do capítulo 
Fotografia artística de uma análise 
química, evidenciada pela presença de 
poucas soluções e coloração 
significativa. 
 
80 
1. HISTÓRIA DA ANÁLISE QUALITATIVA 
 
As origens dos procedimentos analíticos modernos situam-se no Egito, na 
Antiguidade, que sem dúvida, constituía-se num dos países tecnicamente mais 
avançados do processaram metais preciosos como ouro e prata, desenvolveram a arte 
de tinturaria, a fabricação de vidro, a tecnologia do cobre e há também registros de que 
os primeiros processos de produção de cerveja e vinhos tenham sido feitos pelos 
egípcios. 
Apesar de apresentarem um enorme desenvolvimento para a época, os 
processos de identificação utilizados baseavam-se inteiramente em propriedades físicas. 
Com o passar dos tempos novos métodos foram sendo desenvolvidos a fim de fornecer 
mais informações, além das insuficientes propriedades físicas. 
Por volta de 2000 anos atrás, Caius Plinius Secundus (23-79 D.C.) idealizou um teste qualitativo para detectar a 
contaminação do sulfato de cobre, normalmente adulterado com 
sulfato de ferro. Neste teste, Plinius usava uma tira de papiro 
umedecido numa solução do extrato de noz-de-galha que era 
tratada com a solução a ser examinada. Se a solução contivesse 
sulfato de ferro, então o papiro tornava-se preto. O componente 
ativo deste extrato é o ácido tânico, uma mistura de ésteres de 
glicose do ácido gálico contido na galha. As galhas por sua vez, 
são excrescências causadas por insetos parasitos sobre os 
galhos e troncos das plantas. 
O aparecimento da análise química propriamente dita surgiu só com as 
experiências do cientista inglês Robert Boyle (1627-1691) que foi o primeiro químico a 
tentar usar compostos orgânicos (mais precisamente extratos vegetais) em química 
analítica. Foi Boyle que idealizou vários testes qualitativos precursores dos atuais. 
Após Boyle, outras contribuições notáveis à química 
analítica foram dadas pelo sueco Torbern Olof Bergman (1735-
1784) desenvolvendo uma separação sistemática por meio de 
algumas reações usando o Ácido Sulfúrico. 
Em 1813, o francês Louis Jacques Thénard (1777-1857) 
propôs uma série de testes que seriam aplicados na identificação 
de gases quando liberados durante a análise de uma amostra 
desconhecida. Foi ainda Thénard que desenvolveu o primeiro 
processo de separação em grupos na análise qualitativa. 
Posteriormente, o alemão Carl Remigius Fresenius (1818-1897) publicou vários 
métodos de análise que resultaram numa separação sistemática que constitui a base dos 
esquemas de separações usados nos cursos de Química Analítica até hoje. 
 
 
Os testes por via seca, tal como testes de chama, surgiram com as descobertas de 
Robert Bunsen (1811-1899) e Gustav Kirchoff (1824-1887) de que as cores nos espectros 
de chama de certos íons metálicos são características de cada metal. 
Caius Plinius Secundus (23-79 
d.C.) 
T. O. Bergman (1735-1784) 
Os métodos de análise química propostos 150 anos atrás obviamente não 
tinham a versatilidade atual, nem mesmo o número de testes disponíveis na época 
se compara com o que existe hoje. 
BS: A tomada da decisão em escolher qual escala para a análise de rotina, 
depende da disponibilidade das quantidades das amostras e reagentes ou mesmo 
por questão de economia. 
 
 
81 
Os testes até então desenvolvidos constituíam o que se conhece por 
Macroanálise, sendo que só mais tarde é que surgiu a Microanálise, apesar de que alguns 
dos testes propostos há muito tempo já fossem microanalíticos como por exemplo a 
reação usada em 1632 para a determinação de ouro, baseada na formação de uma 
suspensão de ouro coloidal e hidróxido de estanho pelo tratamento do AuCl3 com SnCl2. 
Dentro da Microanálise, o teste de gota desempenha um papel importante. Um 
dos testes de gota mais comum é o teste de acidez ou basicidade com uma tira de papel 
de filtro impregnada com extratos de violetas. 
Em 1859, Schiff (1834-1915) publicou um teste de gota no qual usava papel de 
filtro impregnado com carbonato de prata para detectar uréia na urina. Uma gota de 
urina produziu uma mancha de prata metálica de cor marrom. 
Em 1898, H.P. Trey (1851-1916) demonstrou a possibilidade em se separar cobre 
de cádmio por meio de uma solução amoniacal, contendo estes íons, colocada numa tira 
de papel de filtro. Os íons cádmio localizavam-se no anel externo e podiam ser 
identificados com sulfeto de amônio, resultando num anel amarelo de CdS ao redor do 
círculo preto de CuS. 
Os procedimentos de análise qualitativa no começo do século envolviam 
procedimentos demorados, trabalhosos e deixavam muito a desejar quanto a 
sensibilidade dos testes utilizados. Isso chamou a atenção de Fritz Feigl (1891-1971) que 
a partir de 1918 iniciou um estudo sistemático visando o desenvolvimento de reações 
mais sensíveis e seletivas para a maioria dos cátions e ânions. Foi ele o introdutor da 
Análise de Toque (“Spot Tests”), onde em vez de se utilizar mililitros usa-se uma ou 
algumas gotas de soluções. Com isto se conseguia testes mais rápidos, economia de 
material além de maior sensibilidade. 
A partir dos anos 40 do século vinte, os trabalhos publicados sobre a análise 
qualitativa clássica, principalmente nos Estados Unidos, tiveram seu foco voltado 
essencialmente para as atividades do ensino. Vários destes propunham esquemas 
alternativos de separação dos cátions que visavam à substituição ou eliminação do uso 
do sulfeto de hidrogênio. Outros são comunicações de novos reagentes e novos testes 
para detecção de um íon em particular ou de íons de um mesmo grupo analítico. 
Exemplos são os vários métodos alternativos de identificação de cádmio e cobre, na 
presença um do outro, sem o uso de cianeto de potássio. 
 
 
2. PROPOSIÇÕES DA ANÁLISE QUALITATIVA 
 
A composição de uma substância pode ser 
determinada por uma análise. O procedimento para análise 
de uma substância pode ser 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 espectrográficos, 
cromatográficos e nucleares. 
Representação artística de uma 
Análise Química 
 
82 
Representação artística de uma 
Análise Química 
O método usado neste curso envolve a dissolução da amostra e a análise da 
solução através de reações químicas. A sequência das reações usadas na separação e 
identificação dos íons são essencialmente baseada no método desenvolvido por 
Fresenius em 1840. Deste modo a sua importância está mais relacionada com a 
contribuição na formação do químico do que com uma metodologia analítica. Na 
realidade este curso tem sido considerado como a maneira mais racional e de baixo custo 
para se ensinar as reações de química inorgânica. Por outro lado, é neste curso que o 
aluno adquire uma compreensão dos equilíbrios iônicos e do equilíbrio químico de modo 
geral. 
Outro fato que justifica a inclusão deste curso no currículo de química é o de 
desenvolver uma iniciativa considerável e a habilidade do estudante em um laboratório. 
A simples análise de uma amostra desconhecida atrai a atenção do estudante, dando-
lhe uma ideia do andamento de uma pesquisa, qual seja: definir o problema e 
estabelecer meios de como solucioná-lo, realizar as experiências observando 
atentamente os resultados e finalmente tomar as decisões necessárias e chegar a uma 
conclusão. Na prática é dado um problema ao estudante e ele é incentivado a resolver, 
tomando as próprias decisões. O estudante deverá demonstrar interesse pelos seus 
resultados ao sentir que na análise proposta irá comprovar sua capacidade em executar 
a tarefa. Tomando consciência disso, o estudante deverá aprimorar sua dedicação no 
sentido de que suas experiências permitam dar respostas conclusivas. 
Enquanto o programa de Química Geral apresenta somente noções básicas 
sobre o comportamento de muitos tipos de substâncias sob variadas condições, a análise 
qualitativa tem um objetivo mais restrito que estaria relacionado principalmente com 
soluções de eletrólitos. Daí, a teoria da Análise Qualitativa representa um estudo do 
comportamento de íons em solução aquosa. Entre os tópicos de maior importância na 
Análise Qualitativa estão as leis e teorias que se referem às várias formas de equilíbrio 
que podem existir em solução aquosa. Podemos incluir entre estes equilíbrios os 
conceitos de ionização, solubilidade, Formação de complexos e óxido-redução. 
 
3. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
A Química Analítica é a parte da Química que 
estuda os princípios e métodos teóricos da análisequímica que são úteis em todos os campos da ciência e 
medicina. Seus objetivos práticos consistem na 
determinação da composição química das espécies 
(elementos e/ou compostos) presentes em uma amostra. 
A Química Analítica compreende a Análise Qualitativa e 
a Análise Quantitativa. 
A seguir, será definido o que é uma análise qualitativa e uma análise quantitativa 
para entendermos melhor a diferença entre ambas: 
 
 
 ANÁLISE QUALITATIVA: utilizada para determinar a identidade das espécies 
químicas presentes em uma amostra. Neste caso, não se está interessado na quantidade 
de cada substância na amostra, mas apenas saber se certas substâncias estão presentes ou 
ausentes. Seus resultados são expressos em palavras e símbolos. Exemplo: Cobre (Cu). 
 
83 
 
 
 
 
 
Neste livro, será detalhada mais especificadamente a Análise Qualitativa, pois 
estudaremos os métodos de identificação e confirmação dos cátions e ânions. 
 
4. SENSIBILIDADE E SELETIVIDADE DAS REAÇÕES 
 
Ao se fazer um teste analítico será necessário seguir determinadas condições, pois 
do contrário o resultado poderá ser errôneo. Pode-se citar a temperatura, a acidez e a 
concentração dos reagentes. Na concentração dos reagentes inclui-se a concentração 
dos íons de interesse. Por isso diz-se que existe uma concentração mínima para o íon de 
interesse em solução, abaixo da qual teste será negativo. Este fenômeno está relacionado 
com a sensibilidade de um teste. É bom salientar-se que durante o uso de um teste de 
alta sensibilidade, a possibilidade de um erro é muito grande, pois as próprias impurezas 
dos reagentes podem mascarar o resultado. Isso, porém, pode ser contornado quando 
se faz um teste em branco, que significa colocar todos os reagentes menos a substancia 
sob exame. Daqui o próprio estudante pode deduzir também a importância da natureza 
dos reagentes usados. 
A sensibilidade de uma reação pode ser aumentada, dentre outros meios, por 
uma variação na concentração dos reagentes, por uma mudança no valor do pH do 
meio, pela adição de solventes orgânicos miscíveis em a água, ou através de uma 
extração por um solvente imiscível em a água. 
A extração de um composto do meio aquoso para um solvente orgânico, 
geralmente permite um aumento de sensibilidade na detecção de um elemento. O 
aumento na sensibilidade se deve primeiro a um amento na concentração da substância 
de interesse, já que está sendo extraída de um volume grande (fase aquosa) para um 
volume menor (fase orgânica) e, em segundo, ao efeito do próprio solvente, que 
ocasiona uma mudança na intensidade da cor e algumas vezes da própria cor do 
composto que está sendo extraído. Um exemplo é a extração do tiocianato férrico em 
uma mistura de álcool isoamílico-benzeno (4:1). 
A sensibilidade de algumas reações pode ser aumentada mediante a adição de 
um solvente orgânico miscível coma água, por exemplo, a acetona. Neste caso ocorre 
um decréscimo na constante dielétrica do meio e no grau de dissociação do composto. 
Como exemplo considere-se a formação do complexo Co(SN)4, de cor azul, na presença 
de acetona. 
Além da sensibilidade pode-se considerar a seletividade das reações nos testes 
analíticos. Diz-se que uma reação é seletiva quando ela ocorre somente 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 dá teste positivo. 
Um caso especial de seletividade ocorre quando a reação dá positivo para um só 
íon e fala-se então em especificidade e em reação específica para íon considerado. 
 ANÁLISE QUANTITATIVA: pretende-se determinar a quantidade de uma ou mais 
espécies químicas. Seus resultados são expressos em valores numéricos com indicação do 
que estes números representam. Exemplo: 5% de Fe significa 5 g Fe / 100 g da amostra. 
Neste caso, os constituintes da amostra podem estar presentes como elementos maiores, 
menores e traços (menor que 0,1%). 
 
84 
Centrifuga utilizada na 
semimicroánalise 
A amostra utilizada é 100 vezes menor que a usada para Macro. Geralmente esta 
técnica envolve reações de gota feitas em placas de porcelana ou mesmo o uso de um 
microscópio para exame de reações microcristalográficas. 
Nas reações envolvendo precipitação, o sólido é separado da 
fase aquosa mediante centrifugação ou por microfiltração com 
pequenos funis. 
5. CATEGORIAS DA ANÁLISE QUALITATIVA 
 
Quando os métodos analíticos são comparados de acordo com a quantidade de 
substancias que está sendo analisada, a seguinte classificação pode ser feita: 
 
 MACROANÁLISE: 
Quando é utilizado de 0,5 a 1,0 g da amostra em cerca de 20 – 25 mL de solvente. 
Quando se faz alguma precipitação a quantidade do sólido formada é grande e deve ser 
filtrada em funil e papel de filtro. 
 
 SEMIMICROANÁLISE: 
Quando é utilizado de 0,1 a 0,05 g da amostra em cerca de 5 –10 mL do solvente. 
Utiliza-se a Centrifugação para separar a fase sólida da fase líquida. 
 
 MICROANÁLISE: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como já citado a análise qualitativa pode ser conduzida em várias escalas, como 
a Macroanálise ou Microanálise. Neste livro as reações serão desenvolvidas na escala 
Semimicro e para isso o volume de soluções envolvidas nos procedimentos propostos 
variarão desde algumas gotas até alguns mililitros. 
 
6. SEMIMICROANÁLISE 
 
Nesta análise são usadas quantidades 10 a 20 vezes menor do 
que a quantidade utilizada na Macroanálise, isto é, cerca de 0,05 g (50 
mg) ou 1,0 mL de solução. São usados tubos de ensaio de 5 a 10 mL. 
 
 
OBS: A tomada da decisão em escolher qual escala para a análise de rotina, 
depende da disponibilidade das quantidades das amostras e reagentes ou mesmo 
por questão de economia. 
 
 
85 
Exemplo das posições corretas dos tubos de centrifuga ao colocá-lo no equipamento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
COLOCAÇÃO DOS TUBOS NAS CAÇAPAS 
A centrífuga nunca deverá ser acionada sem estar com todas as caçapas ou 
adaptadores devidamente posicionados, independentemente do volume dos tubos. 
ATENÇÃO: Nunca centrifugar tubos em quantidades ímpares. É necessário 
equilibrar com outros tubos contendo água, garantindo o mesmo peso. 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. TIPOS DE ENSAIOS ANALÍTICOS 
 
 
 
 
 
 
A análise qualitativa utiliza 2 tipos de ensaios em função do meio que se processa 
as reações: 
Via seca: vários ensaios úteis podem ser conduzidos por via seca, isto é, sem 
dissolver a amostra. Aquecimento, ensaio de chama, ensaios em pérola entre outros. 
Via úmida: estes ensaios são feitos com substancias em solução. Percebe-se a 
ocorrência de reação pela formação de precipitado, por desprendimento de gás, ou por 
mudança de cor. A maioria das reações de análise qualitativa é conduzida por via úmida. 
COMO UTILIZAR A CENTRÍFUGA 
 Antes da utilização da centrífuga, alguns procedimentos devem ser feitos: 
 Antes de conectar o plug na tomada, verificar a voltagem; 
 Ligar o equipamento no botão “liga/desliga”; 
 Destravar a tampa, apertando o botão “tampa”; 
 Abrir a tampa do equipamento; 
 Colocar tubos; 
 Verificar a distribuição dos tubos (é necessário que haja equilíbrio de peso entre os tubos cheios 
e vazios); 
 Fechar a tampa; 
 Selecionar tempo e rotação no botão “selecionar programação” (2 min, 1000 rpm); 
 Iniciar a programação, apertando o botão “parte” (a tampa é travada automaticamente). 
 
86 
VANTAGENS 
Parâmetros VIA SECA VIA ÚMIDA 
Tempo Rápido Longo 
Sensibilidade Alta Média 
Reagentes Poucos Vários 
Pureza da amostra Primordial Secundária 
Precisão ÓtimaBoa 
 
 
 PRECIPITAÇÃO: 
 
A precipitação é o método prático mais usado na separação e identificação de 
íons. Um reagente apropriado é adicionado, com a finalidade de formar precipitado com 
somente um ou alguns íons (tubo de Ensaio). 
O Precipitado formado apresenta coloração correta e aspecto físico geral previsto 
(tipo) e, algumas vezes, efetuam-se testes com reagentes adicionais, observando seu 
efeito sobre o precipitado. 
Quanto ao tipo de precipitados, na prática se distinguem, principalmente, quanto 
ao tamanho das partículas, sendo divididos em 3 principais grupos: 
A. CRISTALINOS: Podem ser graudamente (maiores) ou pulverulentos (menores). Os 
graudamente possuem cristais individuais bem desenvolvidos, facilmente laváveis e 
filtráveis (filtração com papel filtro dobrado de maneira simples), enquanto os 
pulverulentos consistem de agregados de finos cristais, difíceis de serem filtrados. Ambos 
são densos e sedimentam rapidamente. 
 
B. GRUMOSOS: Resultam da floculação dos colóides, sendo muito densos, pois 
arrastam pouca água (hidrófobos, filtração com papel filtro dobrado de modo 
pregueado). 
 
C. GELATINOSOS: São volumosos, tem consistência de flocos e arrastam 
consideráveis quantidades de água (hidrófobos, filtração com papel filtro dobrado de 
modo pregueado). 
OBS: Quando não se encaixa em um desses grupos, o precipitado é classificado 
como AMORFO (sem forma definida). 
 
8. TÉCNICAS E EQUIPAMENTOS UTILIZADOS 
 
 MATERIAIS 
A vidraria mais utilizada será o tubo de ensaio de fundo cônico (graduado ou 
não), específicos para uso em centrífuga. Normalmente suas dimensões são de 10 cm de 
comprimento por 1 cm de diâmetro (capacidade de 15 mL). 
 
87 
Tubo de ensaio de fundo cônico Conta gotas (Pipeta de Pasteur) 
A transferência de soluções ou sua retirada deve ser feita por meio de um conta-
gotas de plástico (Pipeta Pasteur), podendo ter a sua ponteira afilada graduada. 
 
Normalmente . . 
 
 
 
 
 
 
 
A maioria das reações para a identificação e confirmação dos íons são 
extremamente sensíveis. Eles reagem positivamente para uma quantidade muito 
pequena de íons (por segurança dividir as amostras testes). 
Devido ao constante risco de contaminações, todo material usado deverá ser 
muito bem limpo, o mais rápido possível, antes que qualquer substância secar nas 
paredes. 
 
 
 
 
 
 
 QUANTIDADES (LÍQUIDOS E SÓLIDOS) A SEREM UTILIZADAS 
Por estarmos trabalhando numa escala Semimicro, deve-se utilizar: 
Líquidos: volumes medidos em termos de gotas, utilizando conta-gotas numa 
proporção de 1 gota = 0,05 mL (pode-se utilizar a graduação do tubo de ensaio). 
Sólidos: para a quantidade em massa, costuma-se expressar como “ponta de 
espátula”. E como existem diversos tipos de espátulas, padronizar como a ponta da 
espátula de porcelana pequena que dá aproximadamente 0,5 g (dificilmente utilizar uma 
balança). 
 
 MISTURA E AQUECIMENTO DE SOLUÇÕES 
Na maioria das operações analíticas, as soluções não ultrapassarão a metade do 
tubo. 
1 mL = 20 gotas 
COMO LAVAR? 
 De preferência, imediatamente após uso do material, com uma solução 
aquosa de detergente e uma escova apropriada. Em seguida, suficiente água de 
torneira e depois água destilada. (SEMPRE, após enxaguar com água de torneira, 
RINSAR com água destilada). 
 
 
88 
Pinça de Madeira do tipo 
Pregador para Tubo de Ensaio 
Misturar: segurando firmemente na ponta do tubo, entre o dedão e o indicador 
da mão menos ágil, dar pequenos toques com o indicador da outra mão, no fundo do 
tubo, no sentido de trazê-lo para a nossa direção. 
OUTRA MANEIRA de misturar (principalmente volumes maiores) é succionar uma 
parte com um conta-gotas e expelir rapidamente no fundo do tubo (com repetições), ou 
um bastão de vidro (principalmente no aquecimento). 
Aquecimento: caso for brando, o mesmo deve ser realizado em banho-maria, em 
béquer de 250 mL e bico de Bunsen. O mesmo deve ser homogeneizado com bastão de 
vidro durante o tempo de reação. 
Aquecimento Intenso: com muito cuidado, a fim de evitar 
que a solução espirre para fora do tubo; devemos segurá-lo por 
meio de uma pinça apropriada, evitando direcionar a boca do tubo 
para nós mesmos ou outra pessoa próxima. 
O aquecimento com o bico de Bunsen deve ser feito ao 
longo do tubo em movimentos circulares e longitudinais (NUNCA 
aquecer em um só ponto, principalmente no fundo). 
 
 PRECIPITAÇÃO E SEPARAÇÃO DO SOBRENADANTE 
Após correta adição do reagente precipitante e da centrifugação, a separação 
entre o precipitado e o sobrenadante corretamente é mostrado na figura (uso de 
soluções diluídas). 
 
 
 
 
 
 
 
Técnicas de adição e pipetagem: (a) Adição de reagentes: técnica correta e 
incorreta; (b) Separação de uma solução do precipitado com uma pipeta capilar. 
ATENÇÃO: antes de inserir a ponta afilada na solução deve-se expelir o ar de 
dentro da pipeta, evitando novamente a sua dispersão. 
 
 
 
ATENÇÃO: Como o controle sobre o real excesso é de difícil operação, SEMPRE 
atentar para duas coisas de extrema importância: 
Pinça de Madeira Tipo Pregador p/ Tubo de Ensaio 
 
A precipitação deve ser de forma quantitativa, com uso de excesso do 
reagente precipitante, garantindo a completa separação deste elemento em 
análise. 
 
 
89 
Separação entre precipitado e sobrenadante 
 Muito excesso pode causar reações paralelas, como por exemplo, formação de 
complexos solúveis, prejudicando esta específica etapa analítica. 
 
 Todas as vezes que ocorrer a operação de precipitação nas Etapas de 
Separação e Identificação, testar se a precipitação foi quantitativa. 
 
 
 
 
 
 
 
Para testar se a precipitação foi quantitativa, primeiramente, sem ter colocado 
muito excesso, centrifugar o produto reacional, separar o sobrenadante e nesse: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 LAVAGEM E TRANSFERÊNCIA DO PRECIPITADO 
Após máxima remoção do líquido sobrenadante sempre o precipitado deve ser 
lavado, a fim de eliminar resíduos do sobrenadante e evitar reações paralelas nas etapas 
subsequentes da marcha analítica. Normalmente, utiliza-se água destilada como água 
de lavagem, principalmente quando os produtos são pouco solúveis. 
Metodologia: 
 
 
 
 
 Adicionar 1 a 2 gotas do reagente precipitante, promovendo a mesma 
operação de precipitação. 
 
 Após executar idênticos procedimentos operacionais, verificar se 
houve a formação de precipitado, mesmo se for pouca quantidade 
(TURVAÇÃO). 
 
 Neste mesmo tubo, continuar a adição do reagente precipitante 
(devendo ser em menor quantidade da anterior) e suas operações específicas, 
centrifugar e ao sobrenadante verificar se ainda há íons a precipitar, repetindo a 
adição de 1 a 2 gotas. 
 
 Caso ocorrer ainda a formação de precipitado, continuar o mesmo 
procedimento até não tiver evidências de precipitado. 
 
 A lavagem é feita mediante a adição do específico líquido de lavagem 
sobre o precipitado, procedido de forte agitação e centrifugação. 
 
 Separar o sobrenadante e descartá-lo convenientemente. 
 
 O volume do líquido de lavagem deve ser de 2 a 3 mL (em função da 
quantidade de precipitado) e o processo em triplicata (3 vezes). 
 
90 
Tabela indicadora da coloração do indicador tornassol conforme o pH da solução. 
Existe casos que é necessário dividir o precipitado (transferir de um tubo de 
ensaio para outro) para reações distintas (geralmente, há dois ou mais testes de 
confirmação). Para transferir parte do precipitado paraoutro se deve fazer: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 TESTE DA ACIDEZ DO MEIO 
Quando for necessário testar a acidez do meio, nunca devemos introduzir 
(“mergulhar”) o papel indicador à solução (evitando contaminação com o corante e, 
dependendo, com as fibras do papel, este sendo do tipo tornassol). 
Para se fazer o teste, deve-se seguir as seguintes etapas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Adicionar aproximadamente 1 mL (20 gotas) de água destilada, se este 
for pouco solúvel neste solvente (caso contrário, usar o reagente precipitante), 
agitar para formar uma suspensão 
 
 Manualmente, pelo próprio tubo de ensaio, transferir parte da suspensão 
para outro tubo; 
 
 Caso for necessário, centrifugar e descartar o sobrenadante. 
 
 Introduzir um bastão de vidro limpo à solução teste, retirando-o 
cuidadosamente, sem tocar nas paredes do tubo de ensaio (ou béquer), na qual 
pode existes algum ácido ou base livre, podendo dar uma medida errônea de 
pH; 
 
 Imediatamente, tocá-lo no papel indicador, podendo o mesmo, estar 
disposto a um vidro de relógio limpo e seco; 
 
 Comparar as cores obtidas ao do padrão (conforme figura); 
 
 Caso o mesmo for do tipo tornassol (coloração única), se o papel adquirir 
coloração azul indica pH alcalino, caso contrário, coloração vermelha indica pH 
ácido. 
 
 
91 
9. AULA PRÁTICA DE PRECIPITAÇÃO 
 
1. Em um tubo de centrifuga, adicione 10 gotas de uma solução de Nitrato de Bário 
[Ba(NO3)2] e seis gotas de uma solução de Cromato de Potássio (K2CrO4), até precipitação 
quantitativa. 
 
2. Coloque o tudo na centrifuga, atentando-se ao equilíbrio do aparelho, bem como 
aos seus cuidados para com a ativação. 
 
3. Após o procedimento de centrifugação por dois minutos (tempo já programado 
no aparelho), adicione mais duas gotas do Cromato com a finalidade de conferir a 
veracidade da precipitação quantitativa, centrifugando novamente. 
 
4. Após centrifugação, com auxílio do conta-gotas, retire o sobrenadante e o 
descarte, em seguida, adicione 1 mL de água destilada. 
 
5. Novamente com o auxílio do conta-gotas, separe a mistura, colocando cada uma 
delas em um tubo de ensaio. No primeiro, adicione cerca de seis gotas de Ácido Nítrico 
(HNO3), observe e anote o ocorrido. No segundo, adicione cerca de seis gotas de Ácido 
Acético (CH3COOH) concentração, observe e anote o ocorrido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
92 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
P1) Qual a diferença de uma análise qualitativa e quantitativa? 
 
P2) Qual são as categorias da análise qualitativa? Explique cada uma delas. 
 
P3) Um técnico de laboratório deseja realizar a análise de uma determinada 
solução, que possivelmente pode conter cátions dissociados. A análise a ser feita será 
uma análise qualitativa ou quantitativa? Em que categoria essa análise se encaixa? 
 
P4) Durante a realização de uma reação química, um aluno observou que ouve a 
formação de um sólido. Impressionado com o acontecido, foi até seu professor perguntar 
o que havia sido formado, segundo ele o sólido formado correspondia á um precipitado 
cristalino. O termo “cristalino” é utilizado designar um tipo de precipitado. Quais são as 
classificações possíveis para um precipitado cite e explique cada uma delas. 
 
P5) Em alguns casos, durante uma análise qualitativa, por que devemos realizar a 
lavagem do precipitado formado? Como é feita esta lavagem? 
 
P6) Ao longo de uma análise, a precipitação deve ser de forma quantitativa, para 
garantir a completa separação do elemento em análise. Como esta precipitação 
quantitativa deve ser feita? 
 
P7) Ao longo de uma análise, a precipitação deve ser de forma quantitativa, com 
uso de excesso do reagente precipitante, garantindo a completa separação deste 
elemento em análise. Como precipitação quantitativa deve ser feita? 
 
P8) Como deve ser feito o aquecimento de uma solução? 
 
P9) A análise qualitativa utiliza dois tipos de ensaios em função do meio que se 
processam as reações. Quais são esses tipos de ensaios? Cite e explique cada um deles. 
 
P10) Para evitar a contaminação de uma vidraria o aluno deve realizar a devida 
limpeza das vidrarias a serem utilizadas. Como essa limpeza deve ser realizada? 
 
 
 
 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
93 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2 UNIDAD
E 
 
EQUILÍBRIOS EM SISTEMAS 
AQUOSOS 
 
 
94 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Na ciência, a noção de equilíbrio é muito importante. (...) Se colocarmos água em um recipiente fechado, 
vamos verificar que ela vai evaporando, mas, passados certo tempo, a evaporação parece parar, 
permanecendo o sistema indefinidamente nessa situação (se a temperatura não mudar). (...) A partir do 
momento em que a evaporação e a condensação passam a ocorrer com velocidades iguais, dizemos que o 
sistema chegou a um equilíbrio. Com as reações químicas acontecem fenômenos semelhantes. O estudo dos 
equilíbrios químicos, que ora estamos iniciando, é dos mais relevantes. Para percebermos a importância do 
assunto, basta lembrarmos as reações químicas que ocorrem em sistemas biológicos —nossa própria vida, 
por exemplo, não é possível sem o equilíbrio entre o O2 e o CO2 em nosso sangue, ou entre o Na+ e o K+ em 
nossas células, etc.” (FELTRE, 2004) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Definições e Conceitos; 
Conceito de Equilíbrio; 
Grau de Ionização; 
Constante de Equilíbrio em 
termos de Concentração; 
Deslocamento de 
Equilíbrio; 
Atividade prática de 
Equilíbrio Químico; 
Exercícios; 
 
 5 CAPÍTU
LO
 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Apresentação do capítulo 
Representação artística de reações 
químicas ocorrendo ao mesmo 
tempo, antes do equilíbrio. 
 
95 
1. DEFINIÇÕES E CONCEITOS 
Todos nós temos noção de equilíbrio, por exemplo, 
ao andarmos de bicicleta ou corrermos numa esteira. Mas 
será que o equilíbrio químico e o equilíbrio do nosso dia a 
dia têm algo em comum? 
No caso de corrermos numa esteira, o equilíbrio é 
estabelecido quando a velocidade é igual à velocidade da 
esteira, temos uma situação dinâmica: estamos correndo e 
a esteira também está se movimentando; o resultado, 
entretanto, é uma situação estática, pois a nossa posição 
não muda. 
No caso do equilíbrio químico há uma situação dinâmica: as reações inversas 
continuam a ocorrer e com a mesma velocidade, resultando numa estática, pois a 
concentração dos participantes não muda. Este assunto de reversibilidade de uma 
reação será mais bem relatado ao longo deste capitulo. 
 
 CONCEITO DE REAÇÕES REVERSÍVEIS 
 
Vamos observara reação entre CO e NO2, em um recipiente fechado mantido a 
200 ° C: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pelas cores apresentadas, concluímos que a cor da mistura inicial (CO + NO2) é o 
vermelho-castanho intenso, e que a mistura final (CO2 + NO) é incolor. Sendo assim, se 
misturássemos quantidades estequiometricamente exatas de reagentes (1 mol de CO e 
1 mol de NO2) e areação fosse até o final, a mistura resultante (1 mol de CO2 e 1 mol de 
NO) deveria ser incolor; no entanto não é isso o que acontece: o que vemos, após certo 
tempo, é que a cor que o sistema passa a apresentar é o vermelho-castanho fraco, que 
permanece inalterado indefinidamente (se a temperatura permanecer constante). O que 
terá acontecido? Será que a reação “parou pelo caminho”? 
Representação de equilíbrio 
presente em nosso dia a dia 
 
96 
É importante também notar o que acontececom a reação inversa à mencionada: 
CO2 (g) + NO (g) CO (g) + NO2 (g) 
 
 
 
 
 
 
 
Misturando-se 1 mol de CO2 e 1 mol de NO, a 200° C, se a reação “caminhasse” 
até o final, o CO2 e o NO iriam acabar e teríamos 1mol de CO e 1 mol de NO2 , mistura 
que apresentaria um vermelho-castanho intenso, devido ao NO2 . Na realidade, porém, 
o sistema chega somente ao mesmo vermelho-castanho fraco que foi obtido no final do 
primeiro experimento. 
Observe que tão logo a reação: 
CO2(g) + NO (g) → CO (g) + NO2 (g) 
Começa a se processar, seus produtos (CO2 e NO) começam a reagir entre si, de 
acordo com a reação inversa: 
CO (g) + NO2 (g) → CO2 (g) + NO (g 
Regenerando as substâncias iniciais (CO e NO2). Chega-se então a uma situação 
na qual as duas reações se contrabalançam e o sistema permanece como se nenhuma 
reação estivesse ocorrendo; a partir desse instante, as quantidades de reagentes e de 
produtos permanecem inalteradas (se a temperatura permanecer constante), isto é, a 
reação alcança o estado de equilíbrio. 
Podemos então definir reação reversível como: 
 
 
 
2. CONCEITO DE EQUILÍBRIO 
 
Já vimos que as reações químicas podem ocorrer de várias maneiras, em alguns 
casos elas ocorrem de forma completa, ou seja, os reagentes são consumidos durante o 
processo. Por exemplo, quando queimamos uma folha de papel essa passa a não existir 
mais, de forma que é impossível recuperar sua forma original. Esse tipo de reação se 
classifica como irreversível. 
Reação reversível é aquela que se processa simultaneamente nos dois 
sentidos. Ou reação reversível é a reação na qual os reagentes se transformam nos 
produtos, e estes, à medida que se formam, regeneram os reagentes iniciais. 
 
97 
Por outro lado, existem as reações reversíveis, onde os produtos podem se 
converter à forma inicial, elas podem ocorrer em processos químicos e físicos. 
 Em reações reversíveis temos produtos e reagentes formando-se ao mesmo 
tempo. Quando a velocidade de formação de reagentes e produtos é igual, temos o que 
é conhecido por Equilíbrio Químico. 
Voltando à reação: 
CO2 (g) + NO (g) CO (g) + NO2 (g) 
Vamos detalhar um pouco mais o que acontece com as quantidades dos 
reagentes e dos produtos, ao longo do tempo. Imaginemos uma experiência em que 
1,00 mol de CO e 1,00 mol de NO2 fossem colocados em um recipiente fechado, de 1 
litro de capacidade, e mantido à temperatura constante de 600° C. Nesse instante inicial 
da experiência, teríamos [CO] = 1,00 mol/L, [NO2 ] = 1,00 mol/L e ainda não teríamos 
CO2 nem NO. Iniciada a reação, imaginemos que, com o passar do tempo, fossem 
obtidos os dados da tabela abaixo, na qual os valores indicados são as concentrações em 
mol/L de cada substância em cada instante mencionado (note que os valores da tabela 
seguem a estequiometria da reação): 
 
Veja que, dos 40 min aos 60 min, as concentrações não mudam dando a 
entender que, a partir desse ponto, permanecerão inalteradas. 
 Os valores dessa tabela podem ser expressos no seguinte gráfico: 
 
 
 
 
 
 
 
98 
 Podemos representar melhor os estados da reação (inicial, que reage, e equilíbrio) 
pela seguinte tabela. 
E o que estará acontecendo com as velocidades das reações nesse intervalo de 
tempo? Nas condições da experiência, a velocidade da reação direta é dada pela 
equação: 
V1 = K1 
E vai diminuindo com o passar do tempo, como mostramos no gráfico ao lado. 
Isso acontece porque, com o tempo, a reação direta consome CO e NO2, suas 
concentrações vão diminuindo e, portanto, vai decrescendo a velocidade V1, de acordo 
com a fórmula da lei cinética. Para a reação, vale a fórmula: 
V2 = K2 
Agora, temos o seguinte raciocínio: à medida que a reação direta ocorre, formam-
se quantidades cada vez maiores de CO2 e NO e suas concentrações vão aumentando; 
consequentemente, V2 aumentando. 
Lembrando agora que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente, é 
fácil concluir que, diminuindo V1 e aumentando V2, ao fim de um tempo (t) as duas 
velocidades se tornam iguais, e a reação atinge o estado de equilíbrio químico. O que 
acontece no equilíbrio? Entre as moléculas (isto é, em nível microscópico) continua 
havendo reação, tanto no sentido direto como no sentido inverso. Por isso dizemos que 
o equilíbrio é um equilíbrio dinâmico. Considerando-se o sistema inteiro (nível 
macroscópico), tudo se passa como se a reação tivesse parado. De fato, se num dado 
intervalo de tempo dez moléculas de CO e de NO2 forem consumidas pela reação direta, 
outras dez moléculas de CO e de NO2 serão refeitas pela reação inversa; desse modo, as 
quantidades de CO, NO2, CO2 e NO permanecem inalteradas indefinidamente. Por isso 
o estado de equilíbrio é também chamado de estado estacionário. Os gráficos a seguir 
ilustram a velocidade da reação em função do tempo: 
 
 
 
 
 
99 
Assim, como definição de equilíbrio químico tem-se: 
 
 
 
 
É importante notar que toda reação reversível chega necessariamente a um 
estado de equilíbrio, embora isso possa demorar um tempo maior ou menor; desse 
modo, uma reação reversível nunca será completa. 
 
 REAÇÃO DIRETA E INVERSA 
 
Em toda reação reversível existe uma reação direta (1) que é acompanhada por 
uma reação inversa (2), ou seja, temos duas reações opostas que ocorrem 
simultaneamente: 
 
 
 
 
 
 
 
Quando o estado de equilíbrio 
químico é atingido, as velocidades da reação 
direta, V1, e da reação inversa, V2, se igualam 
e as concentrações de reagentes e produtos 
permanecem constantes ao longo do tempo. 
Uma consequência importante do 
fato de as duas velocidades ser iguais na 
situação de equilíbrio é que a quantidade dos 
reagentes e produtos permanece constante. 
 
 EQUILÍBRIO HOMOGÊNIO E HETEROGENIO 
 
EQUILÍBRIO HOMOGÊNEO: São aqueles em que todos os participantes da 
reação, quer sejam reagentes, quer sejam produtos, estão em um mesmo estado de 
agregação, e o resultado é um aspecto homogêneo em todo o sistema. Geralmente os 
equilíbrios homogêneos são formados apenas por gases. Veja alguns exemplos abaixo e 
Equilíbrio Químico é o estado de um sistema reacional no qual não ocorrem 
variações na composição do mesmo ao longo do tempo, ou seja, é uma situação em 
que a proporção entre os reagentes e produtos de uma reação química se mantém 
constante ao longo do tempo, a temperatura invariável. 
Na reação direta os reagentes são transformados em produtos e na 
reação inversa os produtos são convertidos em reagentes. 
 
100 
observe que somente o último equilíbrio trata-se de um equilíbrio homogêneo líquido, 
pois todas as espécies químicas são soluções aquosas: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
2 O3(g) 3 O2(g) 
H2(g) + I2(g) 2 HI(g) 
CO(g) + NO2(g) CO2(g)+ NO(g) 
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 
Fe2+(aq) + Cu2+(aq) Fe3+(aq) + Cu+(aq) 
 
EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO: São aqueles em que pelo menos umas das 
substâncias participantes da reação está em um estado físico diferente das demais, 
geralmente no estado sólido. Com isso, o aspecto do sistema não fica uniforme, mas é 
possível visualizar diferentes fases. Exemplos: 
HCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + HNO3(aq) 
C(s) + O2(g) CO2(g) 
Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq) 
CaO(s) + CO2(g) CaCO3(s) 
 
Observe a ilustração a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na ilustração apresentada é mostrado um tubo de ensaio do lado esquerdo que 
continha um sistema em equilíbrio heterogêneo. Trata-se da reação entre as soluções de 
sulfatode cobre (II) e hidróxido de sódio. Veja a seguir: 
CuSO4(aq) + 2 NaOH(aq) Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) 
Veja que, entre os produtos, forma-se o precipitado hidróxido de cobre (II), que é 
sólido e fica bem visível em meio à solução aquosa. A cor azul deve-se aos íons de cobre 
que estão presentes no sistema. 
Acima há dois equilíbrios químicos, sendo que o da 
esquerda é heterogêneo e o da direita é homogêneo 
 
101 
3. GRAU DE IONIZAÇÃO 
 
Para a reação: 
CO (g) + NO2 (g) CO2 (g) + NO (g), 
Partindo de 1,00 mol de CO, depois de 40 minutos, chega-se a um equilíbrio em 
que ainda existe 0,20 mol de CO sem reagir. Isso indica que, de fato, reagiu apenas 0,80 
mol de CO (1,00 mol # 0,20 mol). Podemos então dizer que: 
Se tivesse reagido 1,00 mol de CO Teríamos 100% de reação 
Como reagiu apenas 0,80 mol de CO Teremos x % de reação 
x = 80% 
Essa porcentagem nos dá a ideia de o quanto a reação caminhou, ou seja, qual 
foi a extensão (ou rendimento) da reação. 
A ideia que acabamos de apresentar é traduzida comumente pelo chamado grau 
de equilíbrio, cuja definição é: 
 
 
 
Ou resumidamente: 
 
 
Para a reação: 
 
 
Assim, para a reação mencionada, teríamos: 
Percebe-se que: 0 ≤ α ≥1 e 0 ≤ α % ≥ 100% 
Resumindo: 
 • α próximo de 1 (ou α % próximo de 100%) indica que, no equilíbrio, sobram 
apenas pequenas quantidades de reagentes, enquanto se formam grandes quantidades 
de produtos — dizemos, por isso, que a extensão (ou rendimento ) da reação é grande; 
• α próximo de zero (ou α % próximo de zero) indica a situação oposta, isto é: no 
equilíbrio, sobram grandes quantidades de reagentes (sem reagir), enquanto a formação 
de produtos é pequena — a reação tem uma extensão (ou rendimento) reduzida. 
 
Grau de equilíbrio (α) é o quociente entre a quantidade de um reagente (em 
mols) que realmente reagiu, até o equilíbrio, e a quantidade inicial de mols desse 
reagente. 
𝛼 =
(Quantidade de mols que reagiu) 
(Quantidade inicial de mols)
 
 
𝛼 =
(0,80 mol de CO reagiu) 
(1,00 mol inicial de CO)
 
 
 
102 
 
4. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONC. 
 
Considere a seguinte reação genérica: 
 
aA + BB cC + dD 
 
 Reação direta e expressão da velocidade: 
aA + bB → cC + dD 
Vdireta = kdireto∙ [A]a∙ [B]b 
 
 Reação inversa e expressão da velocidade: 
cC + dD → aA + bB 
Vinversa = kinverso ∙ [C]c∙ [D]d 
 
 No equilíbrio: Vdireta = Vinversa, então: 
kdireto∙ [A]a∙ [B]b = kinverso ∙ [C]c∙ [D]d 
Se dividirmoskdireto pelo kinverso, teremos: 
𝑘𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑜∙[𝐴]
𝑎∙[𝐵]𝑏
𝑘𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜∙[𝐶]𝑐∙[𝐷]𝑑
= 1 ⇒ 
𝑘𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑜
𝑘𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜
=
[𝐶]𝑐∙[𝐷]𝑑
[𝐴]𝑎∙[𝐵]𝑏
 
Por definição, a constante de equilíbrio em termos de concentração em 
quantidade de matéria, Kc, é igual ao quociente entre kdireto e o kinverso: 
 
𝐾𝑐 =
𝑘𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑜
𝑘𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑜
 ⇒ 𝐾𝑐 =
[𝐶]
𝑐
∙ [𝐷]
𝑑
[𝐴]
𝑎
∙ [𝐵]
𝑏
 
 
Onde as letras minúsculas (a, b, c e d) colocadas no expoente representam o 
numero de mols de terminada substância e as letras maiúsculas entre colchetes [A], 
[B], [C] e [D] representam a concentração em quantidade de matéria de determinada 
substância. De um modo geral podemos dizer que a expressão Kc, foi definida pela 
relação: 
𝐾 =
[𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜]
[𝑅𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒]
 
 
Em relação a constante de equilíbrio Kc podemos observar: 
 Só devem fazer parte da expressão Kc as concentrações em quantidade de 
matéria que podem sofrer variações, como é o caso de substâncias em solução (na 
fase líquida) ou de substâncias na fase gasosa. 
 
103 
A concentração em quantidade de matéria de uma substância da fase 
sólida é constante e assim, seu valor está incluído no próprio valor do Kc. 
 
 
 
 A constante de equilíbrio é característica de cada reação e também da 
temperatura, ou seja, o valor do Kc para um mesma reação, só irá variar se a 
temperatura variar. 
 
 Um alto valor de Kc indica que a quantidade de produtos é alta em relação à 
quantidade de reagentes. Sendo assim, concluímos que o equilíbrio tende para a 
direita, ou seja, no sentido da formação de produtos. 
 
 Um valor baixo de Kc indica que a quantidade de reagentes é alta em relação 
à quantidade de produtos. Nesse caso, o equilíbrio tente para a esquerda, no sentido 
de formação dos reagentes. 
 
 Se Kc = 1 (caso raro), teremos a mesma quantidade tanto de reagentes 
quanto de produto. 
 
5. DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
 
Para que um sistema esteja em equilíbrio químico, a velocidade da reação direta 
deve ser igual à velocidade da reação inversa. As condições que envolvem estas reações 
não devem ser modificadas. Caso isso ocorra, haverá uma alteração no equilíbrio. Estas 
modificações podem ser: 
 Concentração de reagentes e produtos 
 Pressão 
 Temperatura 
 Presença de catalisador 
Estas modificações podem beneficiar a reação em um dos sentidos (direto ou 
inverso). Chamamos estas perturbações de deslocamento do equilíbrio. 
 
 
 
 
Quando a velocidade da reação direta aumenta é porque o equilíbrio está se 
deslocando para a direita. 
 
Quando a velocidade da reação inversa aumenta é porque o equilíbrio está se 
deslocando para a esquerda 
 
Deslocamento do Equilíbrio – É toda e qualquer alteração da velocidade da 
reação direta ou da reação inversa, causando modificações nas concentrações das 
substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio químico. 
 
104 
VISÃO GERAL DO DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO 
PERTURBAÇÃO EXTERNA 
DESLOCA NO SENTIDO 
DE 
 
 
ALTERA O 
VALOR 
DE KC? 
Aumento da concentração de 
reagente ou de produto 
Consumo desse participante Não 
Diminuição da concentração de 
reagente ou de produto 
Formação desse participante Não 
Aumento da pressão Menor volume gasoso Não 
Diminuição da pressão Maior volume gasoso Não 
Aumento da temperatura 
Absorção de calor 
(endotérmico) 
 Sim 
Diminuição da temperatura 
Liberação de calor 
(exotérmico) 
 Sim 
Presença de catalisador Não desloca Não 
 
 
 PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
Quando um sistema em reação atinge o equilíbrio químico, ele tende a 
permanecer dessa maneira indefinidamente, desde que não seja perturbado por algum 
fator externo, que pode ser uma mudança na concentração das substâncias, na pressão 
ou na temperatura. 
Le Chatelier, estudando o comportamento de sistemas em equilíbrio químico 
chegou a um princípio: 
 
 
 
Considere o exemplo abaixo: 
A2B 2A+ + B- 
𝐾𝑐 = 
[𝐴]2 ∙ [𝐵]
[𝐴2𝐵]
 
 
 
 
 
“Quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este 
se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar a 
um novo equilíbrio.” 
 
105 
 
O princípio de Le Chatelier bem na frente de seus olhos 
As lentes fotocromáticas possuem cristais de cloreto de prata (AgCℓ) incorporados 
diretamente ao vidro. Quando a radiação ultravioleta atinge os cristais de cloreto de prata, eles 
escurecem. Isso ocorre quando os íons prata (Ag⁺) são reduzidos a prata metálica (Ag) pelos 
íons cloreto (Cℓ⁻), que se transformam em átomos de cloro elementar (Cℓ): 
 
 
 
 
Quanto maior a incidência de luz, maior o número de átomos de prata formados. O 
aumento da incidência de luz desloca o equilíbrio para a direita, fazendo a lente escurecer. Ao 
entrar em um local escuro, a diminuição da incidência de luz desloca o equilíbrio para a 
esquerda, clareando a lente.6. ATIVIDADE PRÁTICA DE EQUILÍBRIO-QUÍMICO 
 
 
O experimento abaixo é de simples resolução e procura explicar o equilíbrio 
químico, trabalhando com a temperatura. Siga os passos a seguir: 
 
1. Adicionar em um béquer de vidro de 100 mL, 4 espátulas de porcelana de Cloreto 
de Cobalto e duas de Cloreto de Sódio – caso a solução fique transparente, adicione 
quantidade significativa de ambos os reagentes, mantendo a proporção acima 
descriminada. 
 
2. Adicione quantidade suficiente de água até atingir 80 mL de solução, dissolvendo 
ambos os compostos; 
 
3. Levar ao aquecimento sobre a Tela com Amianto, medindo o tempo até a solução 
apresentar mudança em suas características iniciais; anote as informações relevantes; 
 
4. Após as mudanças observadas, desliga a chama e observe novamente a 
transformação, com uma nova contagem de tempo. 
 
 
 
 
 
 
VALE A PENA SABER! 
 
106 
𝐾𝑐 = 
[𝐶]𝑐
[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏
 
 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
R1) Calcular a constante de equilíbrio 𝐾𝑐, para a reação: 
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 
A 700°C, sabendo que nessa temperatura existem em equilíbrio 1,02 mol/L de N2, 
1,60 mol/L de H2 e 0,10 mol/L de NH3. 
Resolução: 
𝐾𝑐 = 
[𝐶]𝑐
[𝐴]𝑎 𝑥 [𝐵]𝑏
 ⇒ 𝐾𝑐 = 
[𝑁𝐻3]
2
[𝑁2] ∙ [𝐻2]3
 
𝐾𝑐 = 
(0,10)2
(1,02) ∙ (1,60)3
 
𝐾𝑐 = 2,4 ∙ 10
−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
R2) Em um recipiente de 2,0 L foram colocados, a 448°C, 1,0  10-2 mol de H2, 
3.010-2 mol de I2 e 2,0 10-2 mol de HI. Considerando que, naquela temperatura, a 
constante de equilíbrio da reação: 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) 
Vale Kc= 50,5, perguntamos se as quantidades mencionadas estão em equilíbrio. 
Caso contrário, em que sentido (para a esquerda ou para a direita) a reação deve ocorrer, 
preferencialmente, ate atingir o equilíbrio? 
Resolução: 
De acordo com a quantidade de número de mols do enunciado do problema 
tem-se às seguintes concentrações molares: 
- Utilizando a fórmula: 𝑀 =
𝑛
𝑉
 
 H2: 
1,0.10−2
2
 = 0.5. 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 I2: 
3.0.10−2
2
= 1,5. 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 HI: 
 2,0.10−2
2
= 1,0. 10−2 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
- Substituindo esses valores na fórmula: , temos: 
 
 
𝐾𝐶1 = 1,333 
 EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 
𝐾𝐶1 = 
[𝐻𝐼]2
[𝐻2 ]. [𝐼2]
 
𝐾𝐶1 = 
(1,0 10−2)2
(0,5 10−2) (1,5 10−2)
 
 
𝐾𝐶1 = 
1
0,5 . 1,5
 
 
 
107 
Como esse resultado𝐾𝐶1 = 1,333 é diferente do valor dado𝐾𝑐 = 50,5, concluímos 
que o sistema não está em equilíbrio. 
Matematicamente, o quociente da reação deverá aumentar para que de 1,333 
ele venha a atingir 50,5; ora, isso só ocorrerá com o aumento do numerador da fração, 
isto é [HI] e a diminuição do denominador [𝐻2] 𝑒 [𝐼2]. Consequentemente a reação 
caminhará da esquerda para a direita: H2 + I2  2HI 
- Generalizando: 
 Quando 𝐾𝐶1 < 𝐾𝑐 𝑜 𝑠𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 é 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑖𝑡𝑎 (→) 
 Quando 𝐾𝐶1 = 𝐾𝑐 , 𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑒𝑠𝑡𝑎 𝑒𝑚 𝑒𝑞𝑢𝑖𝑙í𝑏𝑟𝑖𝑜. 
 Quando 𝐾𝐶1 > 𝐾𝑐 , 𝑜 𝑠𝑒𝑛𝑡𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 é 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑎 𝑒𝑠𝑞𝑢𝑒𝑟𝑑𝑎 (⃪) 
 
 
R3) Na esterificação de 1 mol de ácido acético com 1 mol de álcool etílico, a 25 °C, 
o equilíbrio é atingido com 𝐾𝑐 = 4.Quais são as quantidades em mols das substâncias 
presentes no equilíbrio? 
CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O 
Resolução: 
 
 
 𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎𝐇 + 𝐂𝟐𝐇𝟓𝐎𝐇𝐂𝐇𝟑 𝐂𝐎𝐎𝐂𝟐𝐇𝟓 + 𝐇𝟐𝟎 
 
Número inicial de 
mols 
1 1 0 0 
Número de mols 
que reagem e são 
produzidos 
𝑥 𝑥 𝑥 𝑥 
Número de mols 
no equilíbrio 
(1 − 𝑥) (1 − 𝑥) 𝑥 𝑥 
Concentrações 
molares no 
equilíbrio 
(1 − 𝑥)
𝑉
 
(1 − 𝑥)
𝑉
 
𝑥
𝑉
 
𝑥
𝑉
 
 
OBS: Como o volume não foi dado, podemos considerá-lo como 1 L. 
 
Escrevendo a expressão de 𝐾𝑐temos: 
 
𝐾𝑐 =
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶2𝐻5] [𝐻20]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻] [𝐶2𝐻5𝑂𝐻]
 
Substituindo os valores: 
 
 
 
4 = 
𝑥. 𝑥
(1 − 𝑥)(1 − 𝑥)
 
4 = 
𝑥2
𝑥2 − 2𝑥 + 1
 
4𝑥2 − 8𝑥 + 4 = 𝑥2 
 
4𝑥2 − 𝑥2 − 8𝑥 + 4 = 0 
3𝑥2 − 8𝑥 + 4 = 0 
 
 
108 
𝑥 =
8 ± 4
6
 
𝑥1 =
8 + 4
6
= 2 mols 
𝑥2 =
8 − 4
6
= 0,6666 mol 
 
 
 
 
 
 
 
O primeiro resultado é absurdo, pois, de início, tínhamos apenas 1 mol de 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 e 1 mol de𝐶2𝐻5𝑂𝐻, decorrendologicamente a impossibilidade de reagirem 2 
mols de 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 e 2 mols de𝐶2𝐻5𝑂𝐻. Consequentemente, só poderemos aceitar a 
segunda raiz: 𝑥2 = 0,6666 𝑚𝑜𝑙 com esse valor, a terceira linha da tabela fica: 
 
R4) Um mol de hidrogênio e um mol de iodo são misturados a 500 °C. As 
substâncias reagem e, após certo tempo, chega-se a um equilíbrio, em que se constata a 
presença de 0,22 mol de hidrogênio residual. Qual é a constante de equilíbrio 𝐾𝑐, nessas 
condições? 
Resolução: 
O equilíbrio mencionado nesse caso é: 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) (500 °C) 
Para simplificar a resolução deste problema e dos que se seguem, vamos utilizar 
a seguinte tabela de cálculo, para obter as concentrações em mol/L no equilíbrio, que 
serão usadas na fórmula de 𝐾𝑐: 
 
 
 
 H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) 
 
Número inicial de mols 1 1 0 
Número de mols que 
reagem e são produzidos 
𝑥 𝑥 2𝑥 
Número de mols no 
equilíbrio 
(1 − 𝑥) (1 − 𝑥) 2𝑥 
Concentrações molares 
no equilíbrio 
(1 − 𝑥)
𝑉
 
(1 − 𝑥)
𝑉
 
2𝑥
𝑉
 
 
 
No exercício é dado o valor de (1 – x), ou seja, a quantidade de em mols de 
hidrogênio residual presente no equilíbrio. 
 
Número de mols 
no equilíbrio 
 
(𝟏 − 𝟎, 𝟔𝟔𝟔𝟔) (𝟏 − 𝟎, 𝟔𝟔𝟔𝟔) 𝟎, 𝟔𝟔𝟔𝟔 𝟎, 𝟔𝟔𝟔𝟔 
0,3334 de
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 
0,3334 de
𝐶2𝐻5𝑂𝐻 
0,6666 de
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐶2𝐻5 
0,6666 de
𝐻20 
3𝑥2 − 8𝑥 + 4 = 0 
𝑥 =
−𝑏 ± √𝑏2 − 4𝑎𝑐
2𝑎
 
𝑥 =
−(−8) ± √(−8)2 − 4 3  4
2 3
 
𝑥 =
8 ± √16
6
 
 
 
109 
A partir deste valor podemos descobri o valor de “x” e em seguida preencher o 
restante da tabela: 
1 – x = 0,22 
x = 1 – 0,22 
x = 0,78 
Portando a tabela fica: 
 
 
 H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) 
 
Número inicial de mols 1 1 0 
Número de mols que reagem 
e são produzidos 
0,78 0,78 2  0,78 
Número de mols no equilíbrio (1 − 0,78) = 0,22 (1 − 0,78) = 0,22 1,56 
Concentrações molares no 
equilíbrio 
0,22
𝑉
 
0,22
𝑉
 
1,56
𝑉
 
 
Como o volume não é dado podemos considerá-lo como 1L, portanto: 
𝐾𝑐 =
[𝐻𝐼]2
[𝐻2][𝐼2]
⇒ 𝐾𝑐 =
[1,56]2
[0,22][0,22]
 
𝐾𝑐 =
2,4336
0,0484
≅ 50 
 
 
P1) Escreva a lei do equilíbrio em termos de concentrações molares para cada uma 
das seguintes reações: 
 
a) 2 PCl3 (g) + O2 (g) 2 POCl3 (g) 
b) N2H4 (g) + 2 O2 (g) 2 NO (g) + 2 H2O (g) 
c) 2 C (s) + O2 (g) 2 CO (g) 
d) 2 NaHSO3 (s) Na2SO3 (s) + H2O (g) + SO2 (g) 
e) N2H4 (g) + 6 H2O2 (g) 2 NO2 (g) + 8 H2O (g) 
f) 2 C (s) + 2 H2O (g) CH4 (g) + CO2 (g) 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
110 
g) 3 Cl2 (g) + NH3 (g) NCl3 (g) + 3 HCl (g) 
h) NO (g) + NO2 (g) + H2O (g) 2 HNO2 (g) 
i) Br2 (g) + 5 F2 (g) 2 BrF5 (g) 
j) CuSO45H2O (s) CuSO4 (s) + 5 H2O (g) 
 
P2) Escreva a reação química para o seguinte equilíbrio, sabendo que a lei de 
equilíbrio para a reação é: 
𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂2]
4
[𝑁2𝑂3]2[𝑂2]
 
 
P3) O dióxido de enxofre é umpoluente de ar que pode ser removido de uma 
mistura ao se passarem os gases sobre o óxido e cálcio. A equação é: 
CaO (s) + SO2 (g) CaSO3 (s) 
 
P4) A 773°C, uma mistura de CO(g), H2 (g) e CH3OH (g) atingiu o equilíbrio. Foram 
então medidas as seguintes concentrações: [CO] = 0,105 mol/L, [H2] = 0,250 mol/L, 
[CH3OH] = 0,00261 mol/L. Calcule Kc para a reação: 
CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g) 
 
P5) O seguinte sistema de equilíbrio é estabelecido quando se misturam os gases 
CO (g) e Cl2 (g): 
 CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) 
Verifica-se que, ao se colocar 1,0 mol de CO (g) e 1,0 mol de Cl2 (g) em recipiente de 
10 L, havia formado 0,20 mol de COCl2 (g) no equilíbrio. Qual é o valor da constante de 
equilíbrio em função das concentrações em mol/L? 
 
P6) A uma certa temperatura, foi preparada uma mistura de H2 e I2 ao colocar-se 
0,200 mol de H2 e 0,200 mol de I2 dentro de um frasco de 2,00 L. Após um tempo, o 
equilíbrio 
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
 
foi estabelecido. A coloração púrpura do vapor de I2 foi utilizada para monitorar a 
reação e, através da diminuição da intensidade da coloração púrpura dói determinado 
que, no equilíbrio, a concentração de I2 tinha caído para 0,020 mol/L. Qual é o valor de 
Kc para essa reação a essa temperatura. 
 
 
111 
P7) A certa temperatura, Kc = 4,50 para a reação 
N2O4 (g) 2 NO2 (g) 
Se 0,300 mol de N2O4 for colocado dentro de um recipiente de 2,00 L á 
temperatura ambiente, quais serão as concentrações de equilíbrio de ambos os gases? 
 
P8) Se 1 mol de H2 (g) e 1 mol de I2 (g) em um recipiente de 1 litro, atingirem a 
condição de equilíbrio a 500 °C, qual é a concentração de HI no equilíbrio sabendo que 
o Kc para esta reação vale 49. 
 
P9) A uma temperatura alta, 2,00 mol de HBr foram colocados dentro de um 
recipiente em que ocorreu a decomposição produzindo o equilíbrio 
2 HBr (g) H2 (g) + Br2 (g) 
No equilíbrio a concentração de Br2 foi medida como sendo 0,0955 mol/L. Qual 
é o Kc para a reação a essa temperatura? 
 
P10) Calcular o Kc da reação: 
2 H2 (g) + 1 S2 (g) 2 H2S (g) 
A 700° C, sabendo que num recipiente de 90 L de capacidade estão em equilíbrio 
13,7 g de hidrogênio, 9,2  10-3 g de enxofre e 285,6 g de sulfidreto. 
 
P11) A reação: 
CO (g) + H2O(g) CO2 (g) + H2 (g) 
tem Kc = 4,06 a 500°C. Se 0,100 mol de CO e 0,100 mol de H2O(g) forem colocados 
em um vaso de reação de 1,00 L, quais serão as concentrações dos reagentes e dos 
produtos quando o sistema alcança o equilíbrio? 
 
P12) No exemplo precedente foi fito que a reação 
CO (g) + H2O(g) CO2 (g) + H2 (g) 
Tem Kc = 4,06 a 500°C. Suponha que 0,0600 mol de cada um dos compostos CO e 
H2O sejam misturados com 0,100 mol de cada um dos compostos CO2 e H2 em um vaso 
de reação de 1,00 L. Quais serão as concentrações de todas as substancia quando a 
substancia alcançar o equilíbrio a essa temperatura? 
 
P13) A 25 °C, Kc = 0,145 para a reação vista a seguir no solvente CCl4 
 
112 
2 BrCl Br2 + Cl2 
Foi preparada uma solução com as seguintes concentrações iniciais: [BrCl] = 
0,0400 mol/L. [Br2] = 0,0300 mol/L e [Cl2] = 0,0200 mol/L. Quais serão suas 
concentrações de equilíbrio ? 
 
P14) A reação NO2 (g) + NO (g) N2O (g) + O2 (g) alcançou o equilíbrio a uma 
determinada temperatura. Originalmente, o vaso de reação continha as seguintes 
concentrações iniciais: [N2O] = 0,184 mol/L, [O2] = 0,377 mol/L, [NO2] = 0,0560 mol/L e 
[NO] = 0,294 mol/L. A concentração de NO2 tornou-se igual a 0,118 mol/L. Qual é o 
valor de Kc para a reação a tal temperatura? 
 
P15) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela 
equação: 
2 SO2 (g) + 1 O2 (g) 2 SO3 (g) 
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 
mols de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de 
mols de trióxido de enxofre medido foi 4. Qual é o valor aproximado da constante de 
equilíbrio? 
 
P16) Em um recipiente fechado, com capacidade de 2 L, em temperatura de 
100ºC, há 20 mol de N2O4. Começa a ocorrer a seguinte reação reversível: 
N2O4 2 NO2 
Após certo tempo, verificou-se que a reação atingiu o equilíbrio químico e que 8 
mol de NO2 haviam se formado. Qual é o valor da constante de equilíbrio Kc em 
temperatura de 100ºC? 
 
P17) Em um recipiente fechado, com capacidade de 5 L, em temperatura T, há 2 
mol de gás hidrogênio, 3 mol de gás iodo e 4 mol de iodeto de hidrogênio . A reação 
entra em equilíbrio químico, em temperatura T, e verifica-se que há 1 mol de gás 
hidrogênio no recipiente. 
 
P18) Considere o equilíbrio a 25° C: 
PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) 
Conhecendo-se as concentrações iniciais: 
[PCl5] = 0,100 mol/L [Cl2] = 0,020 mol/L [PCl3] = 0 
E a constante de equilíbrio, Kc = 0,030, para a decomposição de PCl5 (g). A mesma 
temperatura, qual é a concentração de PCl5 (g) no equilíbrio ? 
 
 
113 
 
 
 
1) Nas células, tem-se o equilíbrio: 
Glicose Frutose 𝐾𝑐 = 0,42 
Quando concentração em quantidade de matéria de glicose for 0,10 mol/L, a de 
frutose será: 
a) 0,042 mol/L 
b) 0,083 mol/L 
c) 0,23 mol/L 
d) 0,33 mol/L 
e) 0,44 mol/L 
 
2) São colocados para reagir 6 mols de NO2 e 7 mols de SO2 , em um recipiente de 
1,0 L, cuja reação é: 
 
1 NO2 + SO2 1 NO + 1 SO3 
Quando o equilíbrio químico é estabelecido, 4,5 mols de NO são formados. O 
valor da constante de equilíbrio dessa reação é: 
a) 0,15 
b) 0,48 
c) 5,40 
d) 2,25 
e) 4,50 
 
 
3) Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação 
representada pela equação química abaixo. Sabendo-se que nas condições de 
temperatura e pressão em que se encontra o sistema existem as seguintes concentrações 
dos compostos presentes no equilíbrio: 
SO3 = 0,1mol/L; O2 = 1,5 mol/L; SO2 = 1,0 mol/L 
2 SO2 + O2 2 SO3 
 
4) Em um recipiente de 500,0 mL encontram-se em equilíbrio: 0,48 g de NO2 e 2 g 
de N2O4.Calcule Kc em termos de quantidade de matéria (Molaridade) para a reação: 
2NO2 N2O4 
 
5) No equilíbrio 2 HI(g) H2 (g) + I2 (g), encontramos os seguintes valores das 
concentrações de quantidade de matéria: 10 mol/L de H2 e 0,01 mol/L de I2. 
Qual a concentração molar de HI, sabendo-se que nas condições de 
experiências, 𝐾𝑐 = 10
−3. 
 
6) Gás hidrogênio, vapor de enxofre e gás sulfeto de hidrogênio se encontram em 
equilíbrio nas seguintes condições: 1,68 mol de H2S, 1,37 mol de H2 e 2,88 x 10-5 mol de 
S2 em um volume de 18 litros. 
Calcule a constante de equilíbrio para a reação: 
2 H2 + S2 2 H2S 
 EXERCÍCIOS PARA ENTREGA 
 
114 
7) 240 g de ácido acético são misturados com 138 g de álcool etílico à temperatura 
invariável de 25°C. As 2 substâncias reagem sem variação de volume e pressão, 
resultando em um equilíbrio químico. Dada a reação química de esterificação e o 𝐾𝑐 que 
a 25°C é 4, pergunta-se: Quais as concentrações no equilíbrio dos produtos formados, 
considerando o volume de 1 L? 
CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H2O 
 
8) Conceitue Cinética Química. 
 
9) Enuncie o Princípio de Le Chatelier. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
115 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“O estudo dos equilíbrios, comovocê mesmo viu, é de extrema importância nas reações químicas e, em 
consequência disto, acaba por ligar-se à manutenção da vida e dos ecossistemas na Terra. Ligado a estes 
conceitos, estão o equilíbrio iônico, também inserido nos conceitos de equilíbrio químico, embora você o 
estudará com mais detalhamento. Isto ocorrerá, neste capítulo, pelo fato do equilíbrio iônico ditar as 
concentrações de H+ e OH- nas soluções, ditando, por sua vez, os valores de pH ou pOH delas. Como químico, 
o pH é ora aliado, ora interferente nas reações e, por tal motivo, você deve dominá-lo corretamente. Aqui 
você verá as relações que se estabelecem na escala atômica e como essas relações interferem, ou não, nas 
análises químicas” 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Definições e Conceitos; 
Potencial Hidrogeniônico e 
Hidroxiliônico; 
Equação de Henderson – 
Hasselbach; 
Solução Tampão; 
Exercícios; 
 
 
 6 CAPÍTU
LO
 
 
 
EQUILÍBRIO IÔNICO 
Apresentação do capítulo 
Análise de pH a partir de testes com 
papel pH, medindo-se o potencial 
Hidrogeniônico a partir da coloração 
deste. 
 
116 
1. DEFINIÇÕES E CONCEITOS 
 
Denomina-se equilíbrio iônico todo equilíbrio químico que envolve a participação 
de íons. 
A ionização de um composto covalente na água, formando um ácido, ou a 
dissociação de uma base formando um ácido, ou a dissociação de uma base em meio 
aquoso são exemplos de processos reversíveis que são origem a equilíbrios iônicos. 
Considere, por exemplo, as reações genéricas a seguir, em que A representa um 
ânion qualquer e C representa um cátions qualquer: 
 
 Ionização: 
HA + H2O (l) H3O+1 (aq) + A-1 (aq) 
Se HÁ for um ácido forte, o equilíbrio estará deslocado no sentido da reação 
direta, se for fraco, o equilíbrio estará deslocado no sentido da reação inversa 
 
 Dissociação: 
COH C+1 (aq) + OH-1 (aq) 
Se COH for uma base forte, o equilíbrio estará deslocado no sentido da reação 
direta, se for fraca, o equilíbrio estará deslocado no sentido da reação inversa. 
Após essas condições iniciais, podemos dizer: 
Equilíbrio iônico é um caso particular de equilíbrio químico em que aparecem 
íons. 
Como acontece em qualquer equilíbrio, aqui também serão definidos um 
 
 
 
 
O grau de ionização segue a definição geral: 
 
 
 
A constante de ionização segue a lei de Guldberg-Waage. Para os equilíbrios do 
HCN e NH4OH temos: 
 HCN H+ + CN- 𝐾𝑎 = 
[𝐻+] [𝐶𝑁−]
[𝐻𝐶𝑁]
 
NH4OH NH4+ + OH- 𝐾𝑏 = 
[𝑁𝐻4
+] [𝑂𝐻−]
[𝑁𝐻4𝑂𝐻]
 
𝛼 =
(Quantidade de mols que reagiu) 
(Quantidade inicial de mols)
 
 
𝛼 = Grau de ionização ou grau de dissociação iônica 
𝐾 = Constante de ionização ou constante de dissociação iônica (também 
representada por 𝐾𝑖; ou 𝐾𝑎no caso de ácidos e 𝐾𝑏no caso de bases). 
 
 
 
117 
Observações: 
 Quanto maior o valor de𝐾𝑎, maior a ionização do ácido, portanto, maior a sua 
força e vice-versa. 
 
 Quanto maior o valor de𝐾𝑏, maior a ionização da base, portanto, maior a sua 
força e vice-versa. 
 
 Os valores de 𝐾𝑎 e de 𝐾𝑏 , assim como os valores de 𝐾𝑐 só variam com a 
temperatura. 
 
 Quanto maiores forem os valores de alfa e K, mais ionizado (+ forte) será o 
eletrólito. 
 
Ácidos 𝑲𝒂 Força 
HNO3 H++ NO3- Grande Forte 
HNO2 H++ NO2- 5,1 x 10-4 Fraco 
HCN H++ CN- 4,0 x 10-10 Fraquíssimo 
 
Só se tem sentido definir Ki para eletrólitos fracos e em soluções diluídas. 
Considerando-se que os valores de 𝐾𝑎 e 𝐾𝑏são muito pequenos, tornou-se usual, 
por questão de comodidade, expressá-los através de logaritmos, segundo as definições: 
 
 
Para o HNO2: 
𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 
𝑝𝐾𝑎 = − log(5,1 10
−4) 
𝑝𝐾𝑎 = 3,2924 
Para o HCN: 
𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 
𝑝𝐾𝑎 = − log(4,0 10
−10) 
𝑝𝐾𝑎 = 9,3979 
 
 EFEITO DO ÍON COMUM 
 
 O efeito do íon comum corresponde à aplicação do Princípio de Le Chatelier aos 
equilíbrios Iônicos. Seja por exemplo, um ácido fraco, em solução aquosa: 
 
 
HA H+ + A- 
 
 Vamos supor que, a seguir, seja adicionado à solução o sal BA, derivado do 
próprio ácido. 
𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 
 
 
𝑝𝐾𝑏 = − log 𝐾𝑏 
 
 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] ∙ [𝐴−]
[𝐻𝐴]
 
 
 
118 
BA → B+ + A- 
Essa dissociação é total, pois todo sal é eletrólito forte e produz íons A-, que é 
comum ao ácido . 
Ora, o aumento de [A-] desloca o equilíbrio HA H+ + A- no sentido do HA 
(Princípio de Le Chatelier), isto é, diminui a dissociação do ácido HA. 
O mesmo aconteceria a uma solução de uma base fraca se aí fosse necessário um 
sal da própria base. Resumindo: 
 
 
 
Embora esse enunciado corresponda ao caso mais frequente do efeito do íon 
comum, podemos generalizar a ideia e dizer (sempre de acordo com o Principio de Le 
Chatelier): 
 
 
 
Convém também lembrar que há íons (ou substancias) não-comuns a um 
equilíbrio iônico, mas que podem desloca-lo. Seja, por exemplo, a dissociação de um 
ácido qualquer. 
HA H+ + A+ 
Se, à solução desse ácido, adicionarmos uma base qualquer: 
BOH B+ + OH- 
Os íons OH- da base neutralizarão os íons H+ do ácido, segundo a reação: 
H+ + OH- H2O 
Isso equivale a retirar a H+ do equilíbrio HA H+ + A-, o que, de acordo com o 
Princípio de Le Chatelier, irá desloca-lo para a direita (lado do H+ e A-), o seja, irá forçar a 
dissociação do ácido. Tal fato é muito importante, pois, em consequência, a base pode 
consumir todo o ácido, quer o ácido já dissociado em H+ e A-, quer as moléculas de HA 
ainda não dissociadas. 
Podemos “ver” o deslocamento de um equilíbrio iônico, dissolvendo o K2Cr2O7 
em água, quando, então, ocorre o seguinte equilíbrio. 
Efeito do íon comum é a diminuição da ionização de um ácido ou base fraca, por 
influencia de um dos seus sais. 
Efeito do íon comum é o deslocamento da posição de equilíbrio de um eletrólito, 
causado pela adição de um segundo eletrólito possuidor de um íon em comum com o 
primeiro. 
 
119 
𝐾𝑊 = 
[𝐻+] [𝑂𝐻−]
[𝐻2𝑂]
 
𝐾𝑊 [𝐻2𝑂] = [𝐻
+]  [𝑂𝐻−] 
 
Cr2O72- + H2O 2 CrO42- + 2H+ 
 
Adicionando-se a esse equilíbrio algumas gotas de solução concentrada de 
NaOH, ela consumirá H+ do segundo membro, e o equilíbrio se deslocará no sentido do 
CrO42-. Em consequência disso, notaremos que a coloração da solução passará de 
alaranjada para a amarela. 
 
 EQUILÍBRIO IÔNICO DA ÁGUA 
 
 
 
 
A água sofre uma auto-ionização em pequena escala: 
H2O H++ OH- 
Então a constante de equilíbrio será: 
 
 
 
 
Medidas experimentais comprovam que o grau de ionização da água é muito 
baixo (1,81 x 10-9) e o valor da constante de equilíbrio representada acima é de 1,8110-
16. 
Sendo assim conclui-se que a concentração da água é constante; portanto K da 
água também, representado por KW. 
𝐾𝑊 = 1,0  10
−14 
Assim como acontece com todas as constantes de equilíbrio, também Kw varia 
com a temperatura, como mostramos na tabela: 
Temperatura Kw 
0 °C 0,11 ∙ 10-14 
25 °C 1,00 ∙ 10-14 
40 °C 3,0 ∙ 10-14 
100 °C 51,3 ∙ 10-14 
 
Vejamos agora o que acontece com os valores das concentrações de H+ e OH-em 
água pura, em soluções ácidas e em soluções básicas. 
 
EM ÁGUA PURA 
Na ionização H2O H+ + OH-, vemos que 1 mol de H+ forma-se junto com 1 
mol de OH-; temos, pois, [H+] = [OH-], e como Kw = [H+] ∙ [OH-]= 10-14, resulta que: 
 
Alaranjado Amarelo 
[H+] =[OH-] = 10-7 
 
 
120 
EM SOLUÇÕES AQUOSAS ÁCIDAS 
Juntando-se à água um ácido (como o HCl, por exemplo), teremos a seguinte 
situação: 
• O HCl é forte, e se ioniza bastante: HCl → H+ + Cl-; 
• Os H+ do ácido, que são muito numerosos, vão se confundir com os poucos H+ 
da água, aumentando a concentração de H+; 
• O aumento da quantidade total de H+ desloca o equilíbrio: 
H2O → H+ + OH- 
No sentido do H2O (efeito do íon comum, ou seja, princípio de Le Chatelier); 
• Com o deslocamento do equilíbrio para a esquerda, o processo consome OH-, 
diminuindo a concentração de OH-. 
Resumindo, teremos em soluções aquosas ácidas: 
• [H+] aumenta ⇒ [H+] > 10-7; 
• [OH-] diminui ⇒ [OH-] < 10-7; 
• desse modo, permanece constante o produto: Kw= [H+]∙ [OH-] = 10-14 
 
EM SOLUÇÕES AQUOSAS BÁSICAS 
Adicionando à água uma base, podemos concluir, por idêntico raciocínio, que: 
• [OH-] aumenta ⇒ [OH-] >10-7; 
• [H+] diminui ⇒ [H+] <10-7; 
• produto [H+]∙ [OH-] continua constante (10-14) 
 
Essas conclusões podem ser resumidas pelas seguintes escalas: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
121 
Escala de pH 
Multiplica a 
equação por 
menos 1 
2. POTENCIAL HIDROGENIÔNICO E HIDROXILIÔNICO 
 
O pH ou potencial de hidrogênio iônico é um índice que indica a acidez, 
neutralidade ou alcalinidade de um meio qualquer. O conceito de pH foi criado pelo 
bioquímico dinamarquês Sörensen em 1909 durante uma pesquisa envolvendo o 
controle de qualidade da cerveja. 
O “p” vem do alemão potenz, que significa poder de concentração, e o “H” é para 
o íon de Hidrogênio e às vezes é referido do latim pondus hydrogenii. 
 
 
 
 
 
Em função dos valores extremamente baixos de Kw e, portanto, da baixa 
concentração de íons H+ + OH- na água pura, é conveniente expressar a concentração 
desses íons em termos de seus respectivos cologarítmos na base 10. 
O cologarítimo de um número qualquer (x) = - log x 
Colog x = - log = 
1
 log x
 
Assim, define-se potencial hidrogeniônico, ou seja, pH como: 
 
ou pH = 
1
log[H+]
 
[H+] = 10−pH 
De modo semelhante, temos que: 
 
 
[OH-] = 10−pOH 
 
Podemos deduzir a seguinte erelação pH e pOH 
[H+] ∙[OH-] = Kw (aplicando log) 
log[H+] + log [OH-] = log Kw (-1) 
- log [H+] – log [OH-] = -log Kw 
pH + pOH = - log 1,0 x 10-14 
 
pH = - log [H+] 
 
pOH = - log [OH-] 
 
pH + pOH = 14 
 
 
122 
3. EQUAÇÃO DE HENDERSON-HASSELBALCH 
 
Considerando a ionização de um ácido fraco, podemos dizer que uma mudança 
na concentração de qualquer componente da reação de equilíbrio requer uma mudança 
concomitante em todos os outros componentes: 
HA + H2O → H3O+ + A 
Henderson e Hasselbalch desenvolveram uma equação que relaciona o pH de 
uma solução e as quantidades de ácido e bases conjugadas. 
Ka = 
[H+] ∙ [A−]
[HA]
 
Isolando [H+], temos: 
[H+] ∙ [A−] = Ka ∙ [HA] 
[H+] = 
Ka ∙ [HA]
[A−]
 
Aplicando log em ambos os lados: 
log[H+] = log Ka + log
[HA]
[A−]
 
log[H+] = log Ka + log
[HA]
[A−]
(−1) 
− log[H+] = − log Ka + log
[A−]
[HA]
 
 
 
 
Essa equação permite calcular a relação entre as concentrações da base/sal e do 
ácido conjugados em qualquer pH para um ácido de pKa conhecido. 
 
4. SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Uma solução tampão é aquela que resiste a uma variação de pH quando se 
adiciona ácido (H+) ou base (OH-). Geralmente, uma solução tampão consiste de uma 
mistura de ácido fraco e sua base/sal conjugado, por exemplo, uma mistura de ácido 
acético e acetato. 
Considerando a ação tampão temos dois fatores que determinam a capacidade 
tamponante de uma solução: 
pH = pKa + log
[base/sal conjungado]
[ácido]
 pH = PKb + log
[ácido/sal conjungado]
[base]
 
 
123 
a) A concentração molar dos componentes do tampão, pois a capacidade 
tamponante diretamente proporcional à concentração dos componentes do sistema; 
 
b) A relação entre a concentração da base conjugada e do ácido conjugado, 
pois, quantitativamente, a solução tampão mais eficiente é aquela que tiver a mesma 
concentração de base e ácido. 
pH = pKa + log
[base/sal conjungado]
[ácido conjugado]
 
pH = pKa + log 1 
Como log 1 = 0 
pH = pKa 
 
A solução tampão tem grande aplicabilidade nos processos biológicos, tais como: 
 Meios de cultura (certos organismos vivem melhores em pH específico). 
 Nosso sangue é tamponado. 
 Certos medicamentos são tamponados. 
 
 CÁLCULO DE UMA SOLUÇÃO TAMPÃO 
 
Como avaliação final, os alunos do curso de Química precisaram preparar1000 
mL de uma solução tampão básica de NH4OH e NH4Cl, cujo pH fosse igual a 10. Sabendo 
que parte-se de uma solução básica de concentração 2,52 mol/L e a do sal de 1,19626 
mol/L, e que Kb = 1,8 x 10-5, calcule a quantidade de volume utilizado para as respectivas 
soluções acima descriminadas: 
Sabemos que: 
pH = 10 
Mbase = 2,52 mol/L 
Msal = 1,19626 mol/L 
 
Pela fórmula do cálculo de pH, temos: 
 
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑤 − 𝑝𝐾𝑏 + log
[𝑠𝑎𝑙]
[𝑏𝑎𝑠𝑒]
 
10 = − log( 10−14) − [− log (1,8 × 10−5) + log
[
1,19626 ×𝑉𝑠
1 𝐿
]
[
2,52 ×𝑉𝑏
1 𝐿
]
 
 
124 
10 = 14 − 4,74473 + log
1,19626𝑉𝑠
2,52𝑉𝑏
 
10 − 9,25527 = log 0,47471
𝑉𝑠
𝑉𝑏
 
0,74473 = log 0,47471
𝑉𝑠
𝑉𝑏
 
100,74473 = log 0,47471
𝑉𝑠
𝑉𝑏
 
5,5556 = 0,47471
𝑉𝑠
𝑉𝑏
 
 
𝟓, 𝟓𝟓𝟓𝟔𝑽𝒃 = 𝟎, 𝟒𝟕𝟒𝟕𝟏𝑽𝒔 
 
A partir dessa relação, também sabemos que o volume adicionado das duas soluções 
totalizará o do tampão, que é de 1L, logo: 
𝑉𝑠 + 𝑉𝑏 = 1 𝐿 
Assim, temos: 
5,5556𝑽𝒃 = 0,47471( 1 − 𝑽𝒃) 
5,5556𝑉𝑏 = 0,47471 − 0,47471𝑉𝑏 
6,03031𝑉𝑏 = 0,47471 
 
𝑽𝒃 = 𝟎, 𝟎𝟕𝟖𝟕𝟐 𝑳 
𝑽𝒔 = 𝟎, 𝟗𝟐𝟏𝟐𝟖 𝑳 
 
 
 
 
 
 
125 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
R1) O grau de dissociação do ácido acético em solução 0,02 mol/L , é 3% a 25ºC. 
Calcular o Ka e o pKa do ácido acético a 25ºC. 
Resolução: 
 Dissociação do Ácido Acético: 
CH3COOH H++ CH3COO- 
 Concentração Inicial: 0,02 mol/L 
 
 Concentração após a dissociação: 
 
0,02 100% 
x 3% 
𝑥 = 
0,02  3
100
 
𝑥 = 0,0006 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
Substituindo os valores na tabela, temos: 
 
 
 
 CH3COOH H+ + CH3COO- 
 
Número inicial de mols 0,02 0 0 
Número de mols que 
reagem e são produzidos 
0,0006 0,0006 0,0006 
Número de mols no 
equilíbrio 
(0,02 − 0,0006) 0,0006 0,0006 
Concentrações molares 
no equilíbrio 
0,0194
𝑉
 
0,0006
𝑉
 
0,0006
𝑉
 
 
Como o volume não é dado podemos considerá-lo como 1L, portanto: 
𝐾𝑎 = 
[𝐻+] [𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−]
[𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻]
 ⇒ 𝐾𝑎 = 
[0,0006] [0,0006]
[0,0194]
 
 
𝐾𝑎 = 1,8557 ∙ 10
−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 
 
126 
Para calcular o pKa é necessário colocar o valor de Ka encontrado na seguinte 
formula: 
𝑝𝐾𝑎 = − log 𝐾𝑎 
𝑝𝐾𝑎 = − log (1,8557 ∙ 10
−5) 
𝑝𝐾𝑎 = 4,7315 
 
R2) Um estudante planejou um experimento que usa Ácido Propiônico, 
HC3H5O2, 0,10 mol/L. Calcule o valor de [H+] e o pH para o ácido propiônico sabendo 
que o Ka do ácido é 1,34  10-5 
 
Resolução: 
 Dissociação do Ácido Propiônico: 
 HC3H5O2 H++ C3H5O2- 
 Concentração Inicial: 0,10 mol/L 
 
 Kc = 1,34  10-5 
 
Substituindo os valores na tabela, temos: 
 
 
 
 HC3H5O2 H+ + C3H5O2- 
 
Número inicial de mols 0,10 0 0 
Número de mols que 
reagem e são produzidos𝑥 𝑥 𝑥 
Número de mols no 
equilíbrio 
(0,10 − 𝑥) 𝑥 𝑥 
Concentrações molares 
no equilíbrio 
 (0,10 − 𝑥)
𝑉
 
𝑥
𝑉
 
𝑥
𝑉
 
 
Como o volume não é dado podemos considerá-lo como 1L, portanto: 
𝐾𝑎 =
[𝐻+] [𝐶3𝐻5𝑂2
−]
[ℎ𝐻𝐶3𝐻5𝑂2]
⇒ 1,34  10−5 =
[𝑥]  [𝑥]
[0,10 − 𝑥]
 
𝑥2 = 1,34  10−5  (0,10 – x) 
𝑥2 = − 1,34  10−5𝑥 + 1,34  10−6 
 
𝑥2 + 1,34  10−5𝑥 − 1,34  10−6 = 0 
 
127 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Não podemos considerar o valor de x = −1,1643  10−3 mol , pois não existe 
número de mols negativos, portanto a valor de x = 1,151  10−3mol. Com esse valor, o 
número de mols no equilíbrio fica: 
 
Portanto, a concentração de H+ é 1,151  10−3 mol/L . A partir deste valor 
podemos calcular o pH: 
pH = − log [H+] 
pH = − log [1,151  10−3] 
pH = 2,9389 
 
R3) Calcule o pH, pOH , [H+] e [OH-] das seguintes soluções: 
 
a) HCl 0,020 mol/L 
 
b) Ba(OH)2 0,00035 mol/L 
 
Resolução: 
 
a) Na solução 0,020 mol/L de HCl, por ser um ácido a concentração de íons H+ 
é 0,020 mol/L, portanto: 
 
Número de mols 
no equilíbrio 
 
(𝟎, 𝟏𝟎 − 𝟏, 𝟏𝟓𝟏  𝟏𝟎−𝟑) 𝟏, 𝟏𝟓𝟏  𝟏𝟎−𝟑 𝟏, 𝟏𝟓𝟏  𝟏𝟎−𝟑 
0,098849 𝑚𝑜𝑙 de 
HC3H5O2 
1,151  10−3 𝑚𝑜𝑙 
de H+ 
1,151  10−3 𝑚𝑜𝑙 
de C3H5O2- 
𝑥2 + 1,34  10−5𝑥 − 1,34  10−6 = 0 
𝑥 =
−𝑏 ± √𝑏2 − 4𝑎𝑐
2𝑎
 
𝑥 =
− 1,34  10−5 ± √(1,34  10−5)2 − 4  1  (− 1,34  10−6) 
2  1
 
𝑥 =
− 1,34  10−5 ± √5,36  10−6
2
 
𝑥 =
− 1,34  10−5 ± 2,3152  10−3
2
 
𝑥1 =
− 1,34  10−5 + 2,3152  10−3
2
= 1,151  10−3mol 
𝑥2 =
− 1,34  10−5 − 2,3152  10−3
2
= −1,1643  10−3 mol 
 
 
 
128 
pH = − log [H+] 
pH = − log [0,020] 
pH ≅ 1,70 
 
Sabendo o pH podemos encontrar o valor de pOH: 
pH + pOH = 14 
pOH = 14 − pH 
pOH = 14 − 1,70 
pOH = 12,3 
 
A partir do valor de pOH podemos calcular a concentração de íons OH-: 
pOH = − log [OH−] 
[OH−] = 10 −pOH 
[OH−] = 10 −12,3 
[OH−] = 5,0119  10−13 mol/L 
 
b) Na solução 0,00035 mol/L de Ba(OH)2, por ser um base a concentração de 
íons OH- é 0,020 mol/L, portanto: 
pOH = − log [OH−] 
pOH = − log [0,00035] 
pOH ≅ 3,45 
 
Sabendo o pH podemos encontrar o valor de pOH: 
pH + pOH = 14 
pH = 14 − pOH 
pH = 14 − 3,45 
pH = 10,55 
 
A partir do valor de pH podemos calcular a concentração de íons H+: 
 
 
 
 
 
pH = − log [OH−] 
[H+] = 10 −pH 
 
 [H+] = 10 −10,55 
[H+] = 2,8183  10−11 mol/L 
 
 
129 
R4) Qual é o pH de uma solução que contém HC2H3O2 0,15 mol/L e C2H3O2- 0,25 
mol/L? Use Ka = 1,8  10-5 para o HC2H3O2 
 
Resolução: 
O primeiro passo é identificar quem é o ácido e a base de Lewis: 
 Ácido de Lewis: HC2H3O2 
 Base de Lewis: C2H3O2- 
 
Sabendo os valores de Ka a concentração do ácido e da base, podemos calcular o 
pH através da equação de Henderson-Hasselbalch: 
pH = pKa + log
[base/sal conjungado]
[ácido conjugado]
 
pH = − log Ka + log
[base/sal conjungado]
[ácido conjugado]
 
pH = − log(1,8  10−5) + log
[0,25]
[0,15]
 
pH = 4,7447 + log 1,67 
pH = 4,7447 + 0,2218 
pH ≅ 4,97 
 
 
 
 
P1) Quando o ácido existente no estomago entra em contato com os 
conservadores de alimentos á base de nitreto, forma-se no próprio estômago o ácido 
nitroso, HNO2, que é um ácido fraco. Há uma preocupação de que este ácido possa 
formar produtos carcinogênicos ao reagir com algumas proteínas. Escreva a equação 
química para a ionização em equilíbrio do HNO3 em água e a expressão do Ka. 
 
HNO3 +H2O H3O+ + NO3- 
 
 
 
P2) A hidrazina, N2H4, é uma base fraca. É uma substância venenosa que ás vezes 
se forma quando "água sanitária", que contém íons hipoclorito, é adicionada a uma 
solução aquosa de amônio. Escreva a equação da reação da hidrazina com água e a 
expressão de seu Kb. 
 
N2H4(aq) + H2O(l) N2H5+(aq) + OH-(aq) 
 
 
 
 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
130 
 
P3) O Ácido Cloroacético, HC2H2O2Cl, é usado como herbicida e na fabricação 
de corantes e outros compostos orgânicos. É um ácido fraco, com Ka = 1,4  10-3. Qual é 
o pH de uma solução 0,010 mol/L de HC2H2O2Cl? 
 
 
P4) Para estudar os efeitos de um meio fracamente ácido na velocidade de 
corrosão de uma liga metálica, um estudante preparou uma solução tampão contendo 
NaC2H3O2 a 0,11 mol/L e HC2H3O2 a 0,090 mol/L. Qual é o pH da solução ? (Ka = 1,8 . 
10-5) 
 
 
P5) Uma solução 0,20 mol/L de ácido fraco, HA, possui pH de 3,22. Qual é a 
porcentagem de ionização do ácido? Qual é o valor de Ka para o ácido? 
 
 
P6) Se uma base fraca é 0,030 % ionizada em solução 0,030 mol/L qual é o pH 
da solução? Qual é o valor de Kb para a base? 
 
 
P7) Quais são as concentrações de todas as espécies de soluto no ácido láctico, 
HC3H5O2 a 0,150 mol/L? Qual é o pH da solução? Este ácido tem Ka = 1,4  10-4. 
 
P8) A piridina C5H5N, um líquido de odor ruim, é uma base fraca em água. Seu 
pKa é de 8,82. Qual é o pH de uma solução aquosa 0,20 mol/L do composto ? 
 
 
P9) Quantas gramas de acetato de sódio, NaC2H3O2, teriam de ser adicionadas 
a 1,0 L de ácido acético 0,15 mol/L (pKa = 4,74) para tornar a solução um tampão de pH 
4,00? 
 
P10) Quantas gramas de formato de sódio, NaCHO2, teriam de ser dissolvidos 
em 1,0 L de ácido fórmico 0,12 mol/L (pKb = 3,74) para tornar a solução um tampão pH 
3,50? 
 
P11) Uma solução é preparada pela dissolução de 15,0 g de HC2H3O2 puro e 
25,0 g de NaC2H3O2 em 750 mL de solução (o volume final) (Ka = 1,8 . 10-5) 
 
a) Qual é o pH da solução? 
b) Qual seria o pH da solução se fossem adicionados 25,00 mL de NaOH 0,25 
mol/L? 
c) Qual seria o pH se 25,0 mL de HCl 0,40 mol/L fossem adicionados aos 750 mL 
originais da solução tampão? 
 
 
P12) Em amostra de sangue a 25°C, [H+] = 4,6  10-8 mol/L. Encontre a 
concentração molar de OH- e determine se a amostra é ácida, básica ou neutra. 
 
 
P13) Devido ao fato de a chuva remover poluentes do ar, lagos em muitas partes 
do mundo vêm sofrendo mudanças de pH. No estado da Nova Inglaterra, nos Estados 
Unidos, a água de um lago apresenta uma concentração de íon hidrogênio de 3,2  10-5 
mol/L. Quais os valores de pH e pOH da água desse lago? A água está ácida ou básica? 
 
 
P14) Qual é o pH de um solução de hidroxido de sódio a 25°C na qual a 
concentração dos íons hidróxido é igual a 0,0026 mol/L? 
 
 
131 
 
P15) O "solo calcário" é aquele rico em carbonato de cálcio. O pH da umidade 
em tal solo geralmente varia de um pouco acima de 7 até valores elevados, tais como 
8,3. Depois de colocar uma dada amostra de solo em contato com água, o pH dessa 
água foi medido, obtendo-se 8,14. A que valor de [H+] corresponde o pH 8,14? O solo é 
ácido ou básico? 
 
 
P16) Complete a tabela a seguir com os valores de H+, OH-, pH e pOH para os 
ácidos e bases cuja as concentrações foram determinadas a seguir:(CERTO) 
 
 
 
 
 
 
 
 CONCENTRAÇÕES H+ OH- pH pOH 
ÁCIDO 
0,0068 mol/L 
6,4  10-5 mol/L 
1,6  10-8 mol/L 
8,2  10-12 mol/L 
BASE 
3,5 10-7 mol/L 
0,0017 mol/L 
2,5  10-11 mol/L 
7,9 10-2 mol/L 
 
 
P17) A interação de gotas de água da chuva com dióxido de carbono 
naturalmente presente na atmosfera faz com que a água da chuva seja ligeiramente 
ácida porque o CO2 é um anidrido ácido. Como resultado, a chuva pura e limpa tem pH 
de cerca de 5,7. Quais são as concentrações do íon hidrogênio e do íon hidróxido nessa 
água de chuva?P18) Uma solução de hidróxido de sódio é preparada ao se dissolverem 6,0 g de 
NaOH em 1,00 L de solução. Qual é a concentração molar de OH- na solução? Quais são 
o pOH e pH da solução? Qual é a concentração de íon hidrogênio na solução? 
 
 
P19) Uma solução foi preparada ao dissolver-se 0,873 g de Ba(OH)2 em volume 
final de 100 mL. Qual é a concentração molar de OH- na solução? Quais os valores de 
pOH e de pH? Qual é a concentração de íon hidrogênio na solução? 
 
P20) Uma solução de HCl tem pH de 2,50. Quantas gramas de HCl existem em 
250 mL dessa solução? Quantos gramas de HCl estão presentes em 250 mL de uma 
solução de HCl que tem o dobro de pH? 
 
 
132 
P21) Descobriu-se que 25,00 mL de uma solução de HNO3 são necessárias para 
reagir completamente com 300 mL de solução de LiOH cujo pH é 12,05. Qual é a 
molaridade da solução de HNO3? 
 
 
P22) Suponha que 38,0 mL de HCl 0,000200 mol/L sejam adicionados a 40,0 mL 
de NaOH 0,000180 mol/L. Qual será o pH da mistura final? 
 
 
P23) O leite de magnésia é uma suspensão de hidróxido de magnésio em água. 
Apesar de o Mg(OH)2 ser relativamente insolúvel, uma pequena quantidade se dissolve 
em água, o que torna a mistura ligeiramente básica, dando a ela um pH = 10,08. Quantos 
gramas de Mg(OH)2 estão realmente dissolvidas em 100 mL de leite de magnésia? 
 
 
 
 
1) O grau de dissociação iônica do ácido acético, em solução de 0,02 mol/L, é 3% 
a 25 ºC. Calcule a constante de ionização desse ácido a 25 ºC. 
 
 
2) Sabendo que a concentração de H+ é igual a 0,001 mol/L, determine: 
 
a) o pH 
b) a concentração de OH- 
c) pOH 
 
 
3) Calcular as seguintes concentrações em mol/L, para os seguintes compostos: 
 
a) [H+] para o plasma sanguíneo; pH= 7,4 
b) [OH-] do suco de tomate; pH= 4,3 
c) [H+] de uma solução de HCl; pH= 5 
 
 
4) Determine o pH de uma solução de H2SO4 7 mM (milimol) 
 
 
5) Determine o pH de uma solução 0,014 mol/L. 
 
 
6) Calcule o pKa do ácido lático sabendo-se que quando a concentração de ácido 
lático livre em uma solução é 0,010 mol/L e a concentração de lactato é 0,087 mol/L, o 
pH desta solução é 4,80. 
 
7) Calcule o Ka baseado na questão anterior (questão 6). 
 
8) Calcule o pH de uma mistura contendo ácido acético 0,1 mol/L e acetato de 
sódio 0,2 mol/L. (pKa ácido acético = 4,76). 
9) Calcule a relação entre as concentrações de acetato e ácido acético necessária 
para que esse sistema tenha pH= 5,3 (pKa = 4,7) 
 
 
10) Calcule a razão entre HPO42-/ H2PO4- (pKa = 6,7), nos pHs: 5,7 , 6,7 e 8,7. 
 
 EXERCÍCIOS PARA ENTREGA 
 
133 
11) Se o pH do sangue é 7,1 e a concentração de HCO-3 é 8 mM (milimol), qual 
é a concentração de CO2 no sangue? (pKa de HCO-3/CO2= 6,1). 
 
 
12) No pH normal do sangue (7,4) a soma de [HCO-3] + [CO2] é igual a 25 mM. 
Qual é [HCO-3] e [CO2]? (pKa de HCO-3/CO2= 6,1). 
 
 
13) O ácido fraco está 0,1 % ionizado numa solução de 0,2 mol/L. Pergunta-se: 
 
a) Qual é a constante de dissociação para esse ácido? 
b) Qual é o pH da solução? 
c) Qual é o pOH da solução? 
 
 
14) Calcule o pH do ácido lático sabendo que quando a concentração de ácido 
lático livre em solução é 0,02 mol/L e a concentração de lactato é 0,001 mol/L. (Ka = 1,38 
 10-4) 
 
 
15) Em uma solução 0,3 mol/L que um ácido fraco sofreu, apenas 0,4 % de 
ionização foi obtido. Determine: 
 
a) Qual a constante de ionização para esse ácido? 
b) Qual é o pKa? 
c) Qual é o pH da solução? 
 
 
16) Dadas as constantes de dissociação (Ki) dos ácidos abaixo, o ácido mais fraco 
é: 
Ácido Ki 
a) Fórmico 1,77 x 10-4 
b) Úrico 1,30 x 10-4 
c) Acético 1,76 x 10-5 
d) Propiônico 1,34 x 10-5 
e) Fluorídrico 6,70 x 10-4 
 
17) O grau de dissociação iônica do NH4OH em solução 1 mol/L é 0,40 % a 
20 ºC. Qual é a constante de dissociação iônica dessa base nessa temperatura? 
 
 
18) Uma solução aquosa tem [H+] = 10-2 mol/L; uma segunda solução aquosa 
tem concentração hidrogeniônica 10 vezes maior do que a primeira. Qual é o pH dessa 
solução? 
 
 
 
 
134 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Nos capítulos anteriores, você aprendeu como os princípios de equilíbrio podem ser aplicados às soluções 
aquosas de ácidos e bases. Neste capítulo, estenderemos esses princípios às reações em meio aquoso que 
envolvem a formação e a dissolução de precipitado. Muitas dessas reações são comuns no mundo que nos 
cerca. Por exemplo, água subterrânea rica em dióxido de carbono dissolve depósitos de carbonato de cálcio, 
produzindo enormes cavernas subterrânea, e, à medida que a solução estante contendo cálcio se evapora 
gradualmente, formam-se estalactites e estalagmites.” (BRADY, 2009) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Equilíbrio da Dissolução; 
Equilíbrio de Ionização; 
Constante do Produto de 
Solubilidade; 
Exercícios; 
 
 7 CAPÍTU
LO
 
 
 
PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
Apresentação do capítulo 
Ao lado, reação de oxidação entre 
Zn e AgNO3, com redução deste, 
se transformando em “árvores de 
metal”. 
 
135 
1. EQUILÍBRIO DA DISSOLUÇÃO 
Considere uma solução aquosa saturada, com presença de corpo de fundo, de 
um eletrólito (sal, ácido, base) genérico, CxAy, pouco solúvel em água. 
 
 
Entre o sal dissociado na solução CxAy (aq) e o sal sólido, presente no corpo de 
fundo, CxAy (s), estabelece-se um equílíbrio de dissolução, onde a velocidade de 
precipitação do sal em solução (V1) é igual a velocidade de dissolução do sal no 
precipitado (V2). 
 
CxAy (aq) CxAy (s) 
 
Sendo a concentração em mol/L de um sólido sempre constante, se expressarmos 
o Kc para esse equilíbrio, podemos incluir ao seu valor o valor da concentração molar de 
CxAy (s). Desse modo, teremos: 
 
𝐾𝑐′ =
 [ 𝐶𝑥𝐴𝑦 (𝑠)]
[ 𝐶𝑥𝐴𝑦 (𝑎𝑞)]
 
𝐾𝑐′
[ 𝐶𝑥𝐴𝑦 (𝑠)]
=
1
[ 𝐶𝑥𝐴𝑦 (𝑎𝑞)]
 
 
 
𝐾𝑐 = 
1
[ 𝐶𝑥𝐴𝑦 (𝑎𝑞)]
 
 
Como o valor de Kc é constante, a uma dada temperatura, concluímos que a 
quantidade de sal CXAy (aq) em solução também será constante a cada temperatura. 
 
2. EQUILÍBRIO DE IONIZAÇÃO 
 
Para o sal em solução CxAy (aq) há ainda a formação de um segundo equilíbrio: 
 
CxAy (aq) XCy+(aq) + YAx- (aq) 
V1 
V2 
Kc 
 
136 
Expressando o Kc para esse 2º equilíbrio, teremos: 
𝐾𝑐 = 
[𝐶𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌
[𝐶𝑥𝐴𝑦(𝑎𝑞)]
 
Sabendo-se que a concentração em mol/L do sal em solução a uma dada 
temperatura, podemos incluir o valor [CxAy (aq)] ao valor de Kc. 
𝐾𝑐 × [𝐶𝑥𝐴𝑦(𝑎𝑞)] = [𝐶
𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌 
 
Se chamarmos: 𝐾𝑐 × [𝐶𝑥𝐴𝑦(𝑎𝑞)] = 𝐾𝑝𝑠, onde Kps é denominado Constante do 
Produto de Solubidade, teremos: 
 
𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌 
 
OBSERVAÇÕES IMPORTANTES: 
OBS. 1) Tudo que foi deduzido a respeito do produto de solubilidade so é valido 
para solucões de eletrolitos pouco soluveis, onde a concentracao de ions em solucao é 
pequena e a interacao entre os íons na solucao é desprezivel. 
Solucoes de eletrólitos muito solúveis possuem alta concentracao de íons em so 
lucao. A interação entre esses íons não pode ser desprezada e o produto de solubilidade 
previsto na teoria apresenta grande discrepância com os resultados com experimentais. 
OBS. 2) Quanto menor o valor de Kps de um eletrólito, menos solúvel será esse 
eletrolito e vice-versa. 
OBS. 3) Se a solucao do eletrolito CXAY estiver saturada sem presenca de corpo de 
fundo 
CxAy (aq) XCy+(aq) + YAx- (aq) 
 
a adição de íonsCy+ ou Ax- irá deslocar equilíbro no sentido de diminuir a 
dissociação ou ionização do eletrólito, de modo que o número de íons em solução 
permaneça constante. Sendo assim, havera formacao de precipitado. 
 CxAy (aq) CxAy (s) 
 OBS. 4) Na presença de precipitado, a adição de ions Cy+ ou Ax-desloca o 
equilíbrio no sentido de formação do eletrólito sólido, pois concentração de íons em 
solução é constante a uma dada temperatura. 
 
137 
Kps = 𝟔, 𝟎 × 𝟏𝟎−𝟑𝟖 
OBS.5) Um aumento de eletrolito solido nao altera o equilibrio de dissociacao, 
nem onu em solucao. Portanto, nao altera o Kps. 
 
 
 
 
 
 
OBS. 6) Podemos estabelecer que para um eletrólito genérico CxAy: 
6A. Se [𝐶𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌 = 𝐾𝑝𝑠, a solução é saturada. 
6B. Se [𝐶𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌 < 𝐾𝑝𝑠, a solução é insaturada. 
6C. Se [𝐶𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌 > 𝐾𝑝𝑠, haverá precipitação do sal, até que o produto 
[𝐶𝑦+]𝑋 × [𝐴𝑥−]𝑌 se torne igual ao Kps. 
 
3. CONSTANTE DO PRODUTO DE SOLUBILIDADE 
Dado o coeficiente de solubilidade, S ou CS, de um eletrólito em mol/L, é possível 
encontrar o valor de seu Kps. Como se trata de um procedimento essencialmente prático, 
o melhor é usarmos um exemplo para demonstrá-lo. 
Considere, por exemplo, o seguinte problema: 
EXEMPLO 1: 
O coeficiente de solubilidade do hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico, 
Fe(OH)3, em água, a 25 ºC, é igual a 2,17 × 10 -10 mol/L. Qual o valor do Kps dessa base 
nessa temperatura? 
Dissociação da base: 
 1 Fe(OH)3 1 Fe3+(aq) + 3 OH- (aq) 
1 mol da base 1 mol 3 mols 
x mol da base x mol 3x mol 
2,17 × 10-10 2,17 × 10-10 3 × (2,17 × 10-10) 
 
Kps =[𝐹𝑒3+]1[𝑂𝐻−]3 
Kps = (2,17 × 10−10) × [3 × (2,17 × 10−10)]3 
 
138 
 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
R1) Escreva a equação de dissociação do sal em água, a expressão matemática 
para o produto de solubilidade, além de indicar a unidade em mol L-1 de expressão em 
cada um dos casos a seguir : PbCl2 (s) e Bi2S3 (s). 
Resolução: 
Realizando a dissociação dos sais e aplicando o conceito da lei de Produto de 
Solubilidade, temos: 
Equação de dissociação Expressão do Kps Unidade em mol L-1 
PbCl2 (s)→Pb2+(aq) + 2 Cl –(aq) Ks=[ Pb2+][Cl-]2 (mol L-1 ) 2 
Bi2S3 (s)→ 2 Bi 3+(aq) + 3 S2-(aq) Ks=[ Bi 3+]2[S2-]3 (mol L -1)5 
 
R2) Em determinada temperatura,a solubilidade do sulfato de prata em água é 
2,0x10-2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade(Kps) desse sal, à mesma 
temperatura? 
Resolução: 
Pela equação de dissociação, temos: 
Ag2SO4  2 Ag+ + SO4 2- 
Pela proporção reacional, temos: 
Reação de 
dissociação 
 Ag2SO4  2 Ag+ + SO4 2- 
 
Concentração 2,0 x 10-2 mol/L 4,0 x 10-2 mol/L 2,0 x 10-2 mol/L 
 
Da expressão do Produto de Solubilidade, temos: 
Kps = [𝐴𝑔+]2[𝑆𝑂4
−2]1 
Kps = [4,0 × 10−2]2 × [2 × 10−2]1 
Kps = 𝟑, 𝟐 × 𝟏𝟎−𝟓 
 
 
 
 EXERCÍCIOS RESOLVIDOS 
 
139 
R3) O Kps do AgCl a 25oC é 1,0 x10-10. Calcule as concentrações de Ag+ e Cl- em 
solução saturada de AgCl e a solubilidade em mol/L do AgCl. 
 
Resolução: 
 
Sabemos que: 
AgCl  Ag+ + Cl- 
 
 
Aplicando a Lei do Produto de Solubilidade: 
 
Kps = [𝐴𝑔+]1 · [𝐶𝑙−]1 
 
Substituindo o valor da constante na equação do Kps, temos: 
 
1,0 × 10−10 = [𝐴𝑔+] · [𝐶𝑙−] 
 
Como [Ag+] = [Cl-] e queremos descobrir a solubilidade em mol/L, sabemos que 
pela estequiometria, haverá formação a chamaremos de “s”: 
 
 
 𝑨𝒈𝑪𝒍 → 𝑨𝒈+ + 𝑪𝒍− 
Número de Mols pela 
estequiometria 
1 1 1 
Número de mols em 
incógnita 
𝑠 𝑠 𝑠 
Número de mols no 
início 
1,0 · 10−10 0 0 
Número de mols no 
equilíbrio 
1,0 · 10−10 𝑠 𝑠 
 
 
 
Pela Lei do Produto de Solubilidade, teremos: 
 
 
1,0 × 10−10 = 𝑠 · 𝑠 
1,0𝑥10 − 10 = 𝑠2 
𝑠 = √(1,0 · 10−10 
 
𝒔 = 𝟏, 𝟎 · 𝟏𝟎−𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
 
 
R4) 10 mL de NaCl 0,2 mol/L é adicionado a 10 mL de AgNO3 0,10 mol/L. Calcule 
a concentração de Cl- remanescente na solução em equilíbrio e a solubilidade do AgCl. 
Dados Kps AgCl = 1,0 · 10-10. 
 
 Pela quantidade de volume da solução, temos: 
 
10 mL de AgNO3 + 10mL de NaCl 20 mL de solução final 
 
140 
 
 Neste processo, ocorrem duas reações – a primeira, de precipitação do íon prata 
e a segunda de hidrólise de seu composto: 
 
AgNO3 + NaCl  AgCl + NaNO3 
(1ª etapa - precipitação) 
 
AgCl  Ag+ + Cl- 
(2ª etapa – hidrólise do sal) 
Pela Lei do Produto de Solubilidade: 
 
Kps = [𝐴𝑔+] · [𝐶𝑙−] 
 
Cálculo dos milimols de [Ag+] e [Cl-] 
 
[𝐴𝑔+] = 0,10 × 0,010 = 0,001 𝑚𝑜𝑙 
[𝐴𝑔+] = 1 𝑚𝑚𝑜𝑙 
 
 
[𝐶𝑙−] = 0,20 × 0,010 = 0,002 𝑚𝑜𝑙 
[𝐶𝑙−] = 2 𝑚𝑚𝑜𝑙 
 
Para descobrirmos o excesso de Cl- presente, basta fazermos: 
 
𝐸𝑥𝑐. 𝑑𝑒 𝐶𝑙− = 2𝑚𝑚𝑜𝑙 − 1𝑚𝑚𝑜𝑙 
𝐸𝑥𝑐. 𝑑𝑒 𝐶𝑙− = 1𝑚𝑚𝑜𝑙 
 
 A concentração final de Cl- será igual a: 
 
[𝐶𝑙−] =
0,001𝑚𝑜𝑙
0,02 𝐿
 
 
[𝑪𝒍−] = 𝟎, 𝟎𝟓 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
Substituindo na equação do Kps, temos: 
 
0,05[𝐴𝑔+] = 1,0 × 10−10 
 
[𝑨𝒈+] = 𝟐 × 𝟏𝟎−𝟗 𝒎𝒐𝒍/𝑳 
 
A concentração de [Ag+] é igual a solubilidade de AgCl: 
𝑆𝐴𝑔𝐶𝑙 = 2 × 10
−9 𝑚𝑜𝑙/𝐿 
 
 
 
 
P1) Preparam-se duas soluções saturadas, uma de oxalato de prata (Ag2C2O4) e 
outra de tiocianato de prata (AgSCN). Esses dois sais têm, aproximadamente, o mesmo 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
141 
produto de solubilidade (kps = 10 -12) . Na primeira (Ag2C2O4), a concentração de íons 
prata é [Ag1+]1 e, na segunda (AgSCN) ,[Ag1+] 2; as concentrações de oxalato e 
tiocianato são, respectivamente, [C2O4 2-] e [SCN 1-]. Nesse caso, é correto afirmar que: 
a) [Ag+]1 = [Ag+]2 e [C2O ] < [SCN-] 
b) [Ag+]1 > [Ag+]2 e [C2O ] > [SCN-] 
c) [Ag+]1 > [Ag+]2 e [C2O ] = [SCN-] 
d) [Ag+]1 < [Ag+]2 e [C2O ] < [SCN-] 
e) [Ag+]1 = [Ag+]2 e [C2O ] > [SCN-] 
 
P2) Uma indústria foi autuada pelas autoridades por poluir um rio com efluentes 
contendo íons Pb2+. O chumbo provoca no ser humano graves efeitos toxicológicos. É 
possível um tratamento desses efluentes para retirar o chumbo. Esse poderia ser 
precipitado na forma de um sal muito pouco solúvel e ,a seguir, separado por filtração 
ou decantação. 
a) Considerando apenas a constante de solubilidade dos compostos a seguir, 
escreva a fórmula do ânion mais indicado para a precipitação do Pb+2. Justifique. Dados: 
Sulfato de chumbo, Kps = 2 x 10-8; carbonato de chumbo Kps = 2 x 10-13; sulfeto de 
chumbo Kps = 4 x 10-28. 
b) Se num certo efluente aquoso há 1 x 10-3 mol/L de Pb2+ e se a ele for adicionada 
a quantidade estequiométrica do ânion que você escolheu no item a, qual é a 
concentração final de íons Pb2+, que sobra neste efluente? Admita que não ocorra 
diluição significativa do efluente. 
 
P3) Para fazer exames de estômago usando a técnica de raios-X, os pacientes 
devem ingerir, em jejum, uma suspensão aquosa de sulfato de bário, BaSO4, que é pouco 
solúvel em água. Essa suspensão é preparada em uma solução de sulfato de potássio, 
K2SO4, que está totalmente dissolvido e dissociado na água. Os íons bário, Ba2+, são 
prejudiciais à saúde humana. A constante do produto de solubilidade do sulfato de bário 
em água a 25 °C é igual a 1,6 × 10-9. 
 
a) Calcule a concentração de íons bário dissolvidos numa suspensão de BaSO4 
em água. 
b) Por que, para a saúde humana, é melhorfazer a suspensão de sulfato de bário 
em uma solução de sulfato de potássio, do que em água apenas? Considere que o K2SO4 
não é prejudicial à saúde. 
 
P4) A solubilidade de um certo cloreto MCl2 em água é de 1,0 x 10-3 mol/litro. O 
seu produto de solubilidade será de quanto? 
 
 
142 
P5) A solubilidade do hidróxido de estrôncio em água, na temperatura ambiente, 
é de 4 x 10-2 moles por litro. O produto de solubilidade do Sr(OH)2, portanto será de? 
 
P6) Um composto pouco solúvel de fórmula molecular B(OH)2 cuja concentração 
na solução saturada, em dada temperatura, vale “x” mol/L, terá constante do produto de 
solubilidade calculada pela expressão: 
P7) Conhecidas as substâncias com respectivas constantes do produto de 
solubilidade: 
Composto Produto de Solubilidade 
BaF2 1,7 . 10-6 
PbI2 8,3 . 10-9 
MgF2 6,6 . 10-9 
PbCl2 6,6 . 10-9 
 
A que possui maior solubilidade em mol/L é: 
 
a) MgF2 
b) PbCl2 
c) BaF2 
d) PbI2 
e) N.D.A 
P8) Uma solução saturada de sulfato de prata, Ag2SO4, a 25 ºC, tem concentração 
de íons sulfato igual a 1,60 x 10–2mol/L. O produto de solubilidade (KPS) deste sal, a 25 
ºC, é de aproximadamente quanto? 
P9) Uma solução aquosa é 0,1 mol/L com respeito a cada um dos seguintes 
cátions: Co+2, Cd+2, Zn+2, Cu+2 e Mn+2. As constantes do produto de solubilidade (KPS) são: 
CoS = 5 x 10-22; CdS = 1,0 x 10-28; ZnS = 1,2 x 10-23; CuS = 9,0 x 10-37; MnS = 7,0 x 10-16 
Se os íons sulfeto S-2 forem introduzidos gradualmente na solução acima, o 
cátion que se precipitará primeiro será? 
P10) A 25oC, o produto de solubilidade do sal representado pela fórmula X2Y é 
igual a 4,0×10-15. 200 mL de uma solução saturada desse sal, à mesma temperatura, 
contém: 
 
143 
P11) A massa molar do Mg(OH)2 é 58,3 g/mol e seu produto de solubilidade em 
água é 4,6 . 10-24 para 25 ºC. Colocando excesso de hidróxido de magnésio sólido em 
contato com 1,0 litro de água pura, qual será o máximo de Mg(OH)2 que irá se dissolver 
neste volume de água, a 25ºC? 
P12) Sabe-se que a solubilidade de PbCl2(c) em água cresce com a temperatura. A 
25ºC, a solubilidade é de 40 milimol de PbCl2 por litro de água. Todavia, sabe-se que é 
possível obter uma solução contendo dissolvidas 50 milimol de PbCl2 por litro de água, a 
25ºC. Dadas estas informações, pediu-se a alunos que sugerissem maneiras de obter uma 
tal solução supersaturada. Os alunos sugeriram os procedimentos seguintes: 
I. Dissolver completamente 50 milimol de PbCl2 em 1 litro de água bem quente; 
por via de dúvidas, filtrar e resfriar o filtrado na ausência de poeiras. 
II. Dissolver completamente 50 milimols de PbCl2 em 2 litros de água a 25ºC e, 
mantendo esta temperatura, filtrar e deixar evaporar a metade da água (numa cápsula) 
na ausência de poeiras. 
III. Acrescentar 50 milimol de PbCl2(c) a 1 litro de água a 25ºC, manter a mistura 
durante muitos dias a 25ºC sob constante agitação e assim todo o sólido acabará se 
dissolvendo. 
Em relação a essas sugestões dos alunos, quanto ao preparo da solução 
supersaturada, comente qual(is) resultará(rão) corretamente, ou não. 
P13) O uso de pequenas quantidades de flúor adicionada a água potável diminui 
sensivelmente a incidência de cáries dentárias. Normalmente adiciona-se um sal solúvel 
de fúor, de modo que se tenha uma parte por milhão (1ppm) de íons F-, o que equivale 
a uma concentração de 5,0×10-5 mol de íons F- por litro de água. 
a) Se a água contiver também íons Ca2+ dissolvidos, numa concentração igual a 
2,0×10-4 mol/L, ocorrerá precipitação do CaF2? Justifique sua resposta. 
b) Calcule a concentração máxima de íons cálcio que pode estar presente na 
água contendo 1 ppm de íons F-, sem que ocorra precipitação do CaF2. 
Dados: (Kps CaF2 = 1,5×10-10; Kps = é o produto da constante de solubilidade) 
 
P14) Num laboratório de ensino de Química, foram realizados dois experimentos: 
I. Uma solução aquosa bastante concentrada de nitrato de prata (AgNO3) foi 
adicionada, gradativamente, a 100mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio de 
concentração desconhecida. 
 
144 
II. Fluoreto de lítio sólido (LiF) foi adicionado, gradativamente, a 100mL de água 
pura. 
Em ambos os experimentos, registrou-se a condutibilidade elétrica em função da 
quantidade (em mols) de AgNO3 e LiF adicionados. No experimento I, a solução de 
AgNO3 era suficientemente concentrada para que não houvesse variação significativa 
do volume da solução original de cloreto de sódio. No experimento II, a quantidade total 
de LiF era tão pequena que variações de volume do líquido puderam ser desprezadas. 
Utilize o gráfico para responder: 
 
 
 
a) Qual dos registros, X ou Y, deve corresponder ao experimento I e qual, ao 
experimento II? Explique seu raciocínio. 
b) Qual era a concentração da solução de cloreto de sódio original? Justifique. 
c) Qual é a solubilidade do LiF, em mol por 100mL de água? Justifique. 
Dados: O produto de solubilidade do cloreto de prata é igual a 1,8 × 10–10; a contribuição 
dos íons nitrato e cloreto, para a condutibilidade da solução, é praticamente a mesma. 
 
 
1) A solubilidade do hidróxido ferroso (Fe (OH)2), é 0, 443 mg/L a 25 ºC. Qual valor 
de seu produto de solubilidade, nessa temperatura? 
 
2) Em determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água é 2,0 x 
10-2 mol/L. Qual o valor do produto de solubilidade desse sal, à mesma temperatura? 
 
3) Na preparação de 500,0 mL de solução, foi utilizado 1,772 mg de Fe (OH)2. Após 
a preparação correta da solução seguida de homogeneização, comprovou-se que 1,329 
mg de Fe (OH)2 não havia se dissolvido. Calcule o produto de solubilidade do Fe (OH)2. 
 
4) O produto de solubilidade do PbSO4 é 2,25 x 10-8, a 25 ºC. Calcule a solubilidade 
do sal em g/L nessa temperatura. 
 
 EXERCÍCIOS PARA ENTREGA 
 
145 
5) Considere as seguintes substâncias e seus respectivos produtos de solubilidade: 
AgCl = 2 x 10-10; AgBr = 5,0 x 10-13 e AgI = 8,1 x 10-17.. Qual dos compostos formará 
solução aquosa saturada de maior molaridade? 
 
6) Considere os equilíbrios: 
 
Ba+2 + SO -24 Ba SO4 (s) K = 1010 
Pb+2 + SO -24 Pb SO4 (s) K = 5,2 x 107 
a) Qual dos sulfatos é o mais solúvel? Justifique. 
b) Calcule a [ íons ] dos de bário numa solução saturada de BaSO4. 
 
7) A solubilidade do cloreto de chumbo em água é 1,6 x 10-2 mol/L a 25ºC. O Kps 
será aproximadamente: 
 
 a) 1,64 x 10-6 b) 2,24 x 10-4 c) 1,6 x 10-2 d) 3,28 x 10-4 e) Nda 
 
8) A barita (sulfato de bário) é um mineral comum. Sua constante do produto de 
solubilidade é Kps = 1,0 x 10-10. A solubilidade molar é: 
 
a) 10-2 mol/L b) 10-5 mol/L c) 10-8 mol/L d) 10-10 mol/L e)10-20 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 
146 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 3 UNIDAD
E 
 
ANÁLISE SISTEMÁTICA DE ÍONS 
SEGUNDO VOGEL 
 
147 
z 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos, 
tomando-se por base sua peculiaridade a determinados reagentes. Pelo emprego sistemático 
desses assim chamados reagentes de grupo (que são específicos para cada grupo), podemos tirar 
conclusões sobre a presença ou ausência de grupos de cátions e também separar tais conjuntos 
para uma posterior análise. Os reagentes usados para a classificação dos cátions mais comuns 
são o ácido clorídrico, o ácido sulfídrico (sulfeto de hidrogênio), o sulfeto de amônio e o 
carbonato de amônio.” (VOGEL, 1981) 
TÓPICOSDO CAPÍTULO 
Introdução a Análise 
Qualitativa de Cátions; 
Análise de Cátions; 
Exercícios; 
 
 
 8 CAPÍTU
LO
 
 
 
GRUPO DE CÁTIONS 
Apresentação do capítulo 
 
148 
Uma Análise Qualitativa exige muita 
atenção e cuidado, para evitar problemas 
durante a análise. 
Química Analítica Qualitativa - A. 
Vogel 
1. INTRODUÇÃO A ANÁLISE QUALITATIVA DE CÁTIONS 
 
A química analítica proporciona métodos para determinar quais elementos e 
substâncias estão presentes (análise qualitativa) e ou em que quantidades ou proporções 
estão presentes (análise quantitativa) em uma amostra em questão. 
No início do Desenvolvimento da Química, a 
maioria das análises empregava a separação dos 
componentes de interesse (análitos) por técnicas como 
precipitação, extração ou destilação. Os compostos são 
identificados pela sua cor, solubilidade, ponto de fusão e 
de ponto de ebulição. Esses fatores contribuem para 
identificação das espécies químicas. Apesar de a química 
analítica atual ser dominada por técnicas instrumentais, o 
princípio de funcionamento de alguns de seus 
instrumentos baseia-se em técnicas tradicionais ainda 
muito utilizadas atualmente. 
 
 
 
 
 
Já ao contrário dá análise qualitativa à análise quantitativa tem como principal 
objetivo determinar a quantidade de uma espécie ou elemento químico numa amostra 
a partir de números como, por exemplo: concentração em quantidade de matéria, "peso", 
volume dentre outros, dados estes não utilizados na análise em questão. 
No início do século XX, os químicos passaram a explorar outros fenômenos 
distintos daqueles observados nos métodos clássicos para resolução de problemas 
analíticos. A maioria dos equipamentos analíticos modernos possuem ou estão 
conectados a um ou mais dispositivos eletrônicos sofisticados capazes de detectar e 
registrar dados relativos aos análitos. Os dispositivos seriam amplificadores, circuitos 
integrados, microprocessadores ou mesmo computadores. 
 
2. ANÁLISE DE CÁTIONS 
 
 
 
 
Quando estamos fazendo uma análise de cátions podemos dizer que estamos 
fazendo uma análise qualitativa, pois, o principal objetivo é determinar ou identificar 
as espécies ou elementos químicos presentes em uma determinada amostra, fazendo-
se observações quanto aos aspectos físico-químicos como, por exemplo: cor, odor, 
forma, pH dentre outros. 
Nesta unidade, o estudo será essencialmente focado 
para analisar “o que é?” e não “quanto tem?”, estudando 
técnicas para separação e identificação de cátions e ânions. Os 
cátions constituem a análise mais importante e foram 
qualitativamente divididos por Arthur Israel Vogel, explanados 
minuciosa e didaticamente na obra do autor representada ao 
lado: 
Segundo Vogel, para fins de análises qualitativas, os 
cátions são classificados em cinco grupos, tomando por base 
sua peculiaridade com determinados reagentes. 
 
 
149 
 COMO SÃO PREPARADAS AS SOLUÇÕES DOS CÁTIONS 
 
As soluções são preparadas com uma concentração mínima de10 g/L de cada 
cátion, a partir de seu respectivo nitrato, geralmente hidratado, partindo do reagente 
sólido. A partir disso, basta fazer os cálculos demonstrados abaixo para o preparo de tal 
amostra. 
Preparo da solução contendo o cátion Chumbo (Pb+2): 
MM (Pb+2) = 207 g/mol 
MM (Pb(NO3)2) = 331 g/mol 
 
 
 
10 g Pb+2 207g 
x g Pb(NO3)2 331g 
x = 15,99 g Pb(NO3)2 
 
 
 
 
 DIVISÃO DOS GRUPOS 
 
Segundo Vogel, para fins de análises qualitativas, os cátions são classificados em 
cinco grupos, tomando por base sua peculiaridade com determinados reagentes. 
Pelo emprego sistemático desses assim chamados reagentes de grupo (que são 
específicos cada grupo), podemos tirar conclusões sobre a presença ou ausência de 
grupos de cátions e também separar tais conjuntos para uma posterior análise. As 
análises qualitativas sistemáticas serão tratadas ao longo desta unidade. 
 Os reagentes usados para a classificação dos cátions mais comuns são o ácido 
clorídrico, o ácido sulfídrico (sulfeto de hidrogênio), o sulfeto de amónio e o carbonato 
de amônio. 
 
 
 
Fazer anotações, quando se estudam essas reações, é absolutamente necessário 
para o estudante. É essencial estabelecer uma maneira clara e lógica de se fazer 
anotações. É importante anotar: 
a) O reagente e qualquer circunstância especial, quando se efetua o ensaio; 
b) As alterações observadas; 
10 gramas em 1 litro de solução do cátion chumbo, como tem-se apenas o 
nitrato, faz-se uma regra de três 
x = 16 g Pb(NO3)2 
 
A classificação baseia-se no modo como os cátions reagem a tais reagentes 
pela formação ou não de precipitados. Por isso, pode-se dizer que a classificação dos 
íons mais comuns é baseada nas diferenças de solubilidade de seus cloretos, sulfetos 
e carbonatos. 
 
150 
c) A equação da reação ou alguma explicação do que ocorrer. 
A identificação desses cátions é dada através de procedimentos respectivos para 
cada grupo, contido na chamada MQS: 
 
 
 
 
 
Antes de descrever o esquema geral para separação dos íons metálicos em 
grupos, os seguintes fatos devem ser levados ao conhecimento dos estudantes, pois se 
acredita que, assim procedendo, muitos enganos comuns poderão ser evitados. 
I. A análise não deve ser efetuada com grandes quantidades das substâncias, 
porque se gastará muito tempo na filtração dos precipitados e haverá dificuldades na 
sua lavagem e dissolução. Assim sendo, recomenda-se o uso de 0,5-1 g em análise. Com 
um pouco de experiência, o estudante habilitasse a julgar, pelos tamanhos relativos dos 
precipitados, a quantidade relativa dos componentes presentes na mistura. 
 
II. Em primeiro lugar, os ensaios devem ser desenvolvidos na ordem dada. Um 
reagente do grupo irá separar seu grupo especial apenas daqueles que o seguem e não 
daqueles que o procedem. Assim, o sulfeto de hidrogênio, na que presença do ácido 
clorídrico, irá separar o grupo II dos IIIA, IIIB e, IV e V, mas não separa o grupo II do I. 
Por isso, é muito que um grupo seja completamente precipitado antes que a precipitação 
grupo seguinte seja tentada, caso contrário, os precipitados de um grupo serão 
contaminados por metais dos grupos precedentes, obtendo-se resultados enganosos. 
 
III. As condições para precipitação e para dissolução devem ser rigorosamente 
seguidas. 
 
IV. Todas precipitados devem ser lavados, para que as substâncias aderentes sejam 
removidas, a fim de evitar contaminação pelos metais remanescentes no filtrado. As 
primeiras lavagens devem ser adicionadas a solução da qual o precipitado foi filtrado. As 
últimas podem ser deixadas de lado. 
 
V. Se o volume da solução em qualquer estágio da análise tornar-se muito grande, 
deverá ser reduzido por evaporação. 
 
VI. A aparelhagem empregada na análise deve ser escrupulosamente limpa: 
aparelhagem suja pode introduzir impurezas na substância a ser testada. 
 
 
 
 
Os cinco grupos divididos por Vogel estão representados na tabela a seguir, 
juntamente de seus reagentes e o meio em que a solução se realiza (Ácido ou Básico). 
MQS: Sigla padronizada para Marcha Qualitativa Sistemática, que descreve os 
processos que devem ser seguidos durante a análise. Um analista que segue os passos 
contidos nela com cuidado e precisão tem uma chance de erro mínima na execução 
desta. 
OS GRUPOS 
 
151 
GRUPO CÁTIONS REAGENTE MEIO 
Grupo I Ag+, Pb+2 e Hg2+2 HCl diluído Ácido 
Grupo II A Cu+2, Pb+2, Hg+2, Bi+3 e Cd+2 H2S Ácido 
Grupo II B 
As+3, As+5,Sb+3,Sb+5, Sn+2, 
Sn+3 e Sn+4 
H2S Ácido 
Grupo III A Al+3, Cr+3 e Fe+3 NH4Cl/NH4OH 
Básico 
(Tamponado) 
Grupo III B Co+2, Ni+2, Zn+2 e Mn+2 (NH4)2Sx 
Básico 
(Tamponado) 
Grupo IV Ca+2, Sr+2 e Ba+2 
NH4Cl/NH4OH 
(insolubilidade) 
Básico 
(Tamponado) 
Grupo V Mg+2, Na+, K+ e NH4+ 
Não possuem 
reagente em comum 
Meios 
diferentes 
 
 
 
 
Durante o desenvolvimento da MQS, temos dois tipos de reações essenciais, 
reação de precipitação e de confirmação. 
As reações essenciais de precipitação consistem na precipitação inicial dos cátions 
para, em seguida, executar as demais reações da análise até chegar às reações de 
confirmação. As reações de confirmação consistem nas reações finais que tem por 
finalidade confirmar ou não a presença do cátion na mistura a partir de uma reação 
específica. 
 
 
 
 
 Os cátions do grupo II B não serão abordados mais a fundo durante o ano 
letivo devido à alta toxidade de seus compostos (cancerígenos). 
 
 Não existe um reagente comum para os cátions do grupo V, pois eles não 
reagem com ácido clorídrico, sulfeto de hidrogênio, sulfeto de amônio ou (na presença 
REAÇÕES DE PRECIPITAÇÃO E 
CONFIRMAÇÃO 
OBSERVAÇÕES DOS GRUPOS DE 
CÁTIONS E DE SUAS ANÁLISES 
 
152 
de sais de amônio) com carbonato de amônio. Reações específicas ou ensaios da chama 
podem ser usados para suas identificações. Devido a sua complexidade, os cátions do 
grupo V não serão abordados mais a fundo durante o ano letivo. 
 
 O chumbo (Pb+2), é o mesmo tanto no grupo I, quanto no grupo II A, devido 
ao fato deste cátion não precipitar totalmente no primeiro grupo. 
 
 O mercúrio presente no grupo I (Hg2+2) e o mercúrio presente no grupo II B 
(Hg+2), são dímeros, ou seja, moléculas compostas por duas unidades similares, portanto 
são diferentes cátions de um mesmo elemento. 
 
 Quanto maior o número de cátions preparados numa amostra, mais diluído 
cada um deles estará, isso faz com que muitos cátions numa mesma análise sejam muito 
mais difíceis de se identificar, isso faz com que, geralmente, o orientador se limite a 
colocar, no máximo, seis cátions na amostra. 
 
 Os passos da MQS devem ser executados com a maior precisão possível, tendo 
em mente que segui-la à risca, constitui uma análise perfeita, assim diminui a margem de 
erro e imprecisão da análise. 
 
 Ao adicionar certas substâncias, deve-se tomar muito cuidado para não 
exceder as quantidades descritas na MQS, o que ocasionaria a formação de íons 
complexos, compostos indesejados formados pela alteração brusca do equilíbrio e isso, 
na grande maioria dos casos, compromete a análise (a não ser que essa formação tenha 
sido pré-requisitada na Marcha Qualitativa). 
 
 É preferível realizar a mesma etapa mais vezes, do que a análise não atingir o 
resultado verdadeiro ou duvidoso. 
 
 É importante ressaltar a susceptividade a erro na análise do cátion ferro na 
análise do grupo III A, devido ao fato de sua presença ser apenas confirmada com as 
cores vermelho-sangue e Azul da Prússia, extremamente intensas. Isso é frequentemente 
confundido com essas respectivas colorações mais fracas, o que não indica a presença 
do cátion. 
 
 Quando for necessário testar a acidez do meio, os papéis indicadores são os 
mais apropriados para este propósito. Para usar um papel indicador, introduza a ponta 
do bastão de vidro na solução sob estudo, retire-o cuidadosamente e toque o papel com 
a ponta do bastão. Tomar cuidado para não encostar o bastão nas paredes internas do 
frasco, no qual pode existir ácido ou base livre, o que poderá dar uma indicação errada 
do pH da solução. Ou simplesmente retire uma gota com o conta-gotas e a deposite 
sobre o papel. Os papéis indicadores nunca devem ser imersos na solução para evitar 
alguns inconvenientes, tais como perda de solução por absorção pelo papel, 
especialmente quando o volume dor pequeno, e contaminação da solução com 
indicador e com fibras de papel. 
 
 Em alguns casos necessita-se aquecer as soluções depois de misturadas. Todo 
aquecimento deve ser feito com muito cuidado, a fim de evitar que a solução espirre para 
fora do tubo. Deve-se segurá-lo com uma pinça apropriada, evitando dirigir a boca do 
tubo para si próprio ou para qualquer outra pessoa. O aquecimento deve ser feito ao 
 
153 
longo do tubo próximo ao nível da solução e agitando constantemente. Nunca aquecer 
o fundo do tubo imóvel sobre a chama, senão a solução irá espirrar para fora. 
 
 Quando necessitar de um aquecimento mais brando e prolongado, deve-se 
fazê-lo em banho-maria. 
 
 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
P1) O que torna a análise de cátions uma análise qualitativa e não quantitativa? 
 
P2) Qual a finalidade de Vogel em dividir os cátions em grupos? 
 
P3) Defina reação de precipitação e reação de confirmação. 
 
P4) Segundo Vogel quais são os grupos de cátions e seus respectivos agentes 
precipitantes. 
P5) Calcule a massa necessária para a preparação dos cátions do grupo ll 
considerando os seguintes compostos: Hg(NO3)2, Pb(NO3)2, Bi(NO3)3 ∙ 3H2O e Cd(NO3)2. 
Sabe-se que para cada solução devemos ter no mínimo 10g/L de cada cátion. 
 
 
 EXERCICÍOS PROPOSTOS 
 
154 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Este grupo é composto pelos cátions prata, chumbo e mercúrio, cujos cloretos são insolúveis 
em água a frio e em ácido clorídrico diluído a frio. A Análise sistemática do grupo I é simples e 
rápida sendo menos complexa do que a análise dos demais grupos.” (VOGEL, 1981) 
 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Fundamentos teóricos 
Marcha Qualitativa 
Sistemática – grupo I; 
Confirmação dos Cátions 
Pesquisa Semanal 
 
 9 CAPÍTU
LO
 
 
 
PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS 
Apresentação do capítulo 
Fotografia do minério de Chumbo, 
um dos metais que constituem o 
Primeiro Grupo de Cátions. 
 
155 
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
 
Como vimos no capítulo anterior, para fins de análise qualitativa sistemática, os 
cátions são classificados em cinco grupos, tomando-se por base sua peculiaridade a 
determinados reagentes. Neste capítulo, falaremos do primeiro grupo de cátions, 
formado pelos cátions: 
 
 
 
 
 
 
E que terá então como reagente o Ácido Clorídrico, preferencialmente diluído. 
 
 
 
Os cátions do primeiro grupo formam cloretos insolúveis. O cloreto de chumbo, 
porém, é ligeiramente solúvel em água e, por esta razão, o chumbo nunca é 
completamente precipitado, quando se adiciona ácido clorídrico diluído à amostra. Os 
íons chumbo restantes são quantitativamente precipitados com ácido sulfúrico em meio 
ácido, junto com os cátions do segundo grupo. 
 
 
 
 
 
 
Os nitratos desses cátions são muito solúveis. Entre os sulfatos, o de chumbo é 
praticamente insolúvel, enquanto o de prata se dissolve muito mais facilmente. A 
solubilidade do sulfato de mercúrio (I) situa-se entre os dois. Os brometos e os iodetos 
também são insolúveis, embora a precipitação dos halogenetos de chumbo seja 
incompleta e os precipitados se dissolvam lentamente em água quente. Os sulfetos são 
insolúveis. Os acetatos são mais solúveis, embora o acetato de prata possa ser 
precipitado a partir de soluções mais concentradas. Os hidróxidos e os carbonatos são 
precipitados com uma quantidade equivalente de reagente, porém um excesso poderia 
funcionar de várias maneiras. Ha diferenças também quanto ao seu comportamento em 
relação à amônia. 
Reações de precipitação dos 
cátions do grupoI segundo Vogel, 
destacando a formação dos 
cloretos insolúveis à temperatura 
ambiente. 
CÁTIONS E AGENTE PRECIPITANTE 
Cátions do Grupo I: 
Chumbo (Pb2+) 
Mercúrio (Hg22+) 
Prata (Ag+) 
 
Reagente 
Ácido Clorídrico – HCl 2 mol/L 
 
Pb(NO3)2 + 2HCl  PbCl2↓ + 2HNO3 
Cloreto de Chumbo 
Hg2(NO3)2 + 2HCl  Hg2Cl2↓ + 2HNO3 
Cloreto de Mercúrio 
AgNO3 + HCl  AgCl↓ + HNO3 
Cloreto de Prata 
 
 
156 
 
 
 
 
 CHUMBO 
O chumbo é um metal cinza azulado com uma alta 
densidade (11,48 g/mL a temperatura ambiente). 
O chumbo forma compostos em dois estados de oxidação: 
+2 e +4. Com exceção do dióxido de chumbo, PbO2, 
usualmente o chumbo forma compostos inorgânicos estáveis 
somente no estado +2. O hidróxido de chumbo, Pb(OH)2 é 
anfótero e por isso reage com ácidos e bases fortes. 
 
 MERCÚRIO 
O mercúrio é um metal branco prateado, líquido nas 
temperaturas normais com densidade de 13,534 g/mL. 
O mercúrio forma compostos em dois estados de 
oxidação +1 e +2, sendo que ambos são relativamente 
estáveis. No estado de oxidação + 1, o íon existe como um 
dímero H22+. Os íons de mercúrio nestes dois estados de 
oxidação ficam em equilíbrio entre si, quando estão na 
presença de mercúrio metálico. 
 
 PRATA 
A prata é um metal branco, maleável e dúctil. 
Apresenta uma elevada densidade 10,5 g/mL e funde a 
960,5°C. 
A prata forma compostos em três estados de oxidação: 
+1. +2 e +3, sendo + 1 o estado mais comum. A prata é um 
elemento de transição e forma muitos íons complexos, como 
Ag(NH3)2+, AgCl3-2, Ag(S2O3)23- e Ag(CN)2-. A prata forma 
também muitos compostos que tem baixa solubilidade em 
água. 
 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS 
DO PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS 
 
157 
2. MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Transferir 20 gotas da solução da amostra para um tubo de centrifuga; 
 
- Adicionar cuidadosamente HCl 2 eq/L até que a precipitação completa dos cátions (2 a 3 gotas aprox.) e 
homogeneizar o tudo de centrifuga; 
 
- Centrifugar e testar, no sobrenadante, se a precipitação foi quantitativa. Para isso adicionar 1 gota de HCl 2 eq/L e 
verificar se a solução permaneceu límpida, indicando precipitação quantitativa. 
 
Precipitado 
(Pode conter: AgCl, PbCl2 e Hg2Cl2) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de outros 
grupos, reserve-os. 
 
- Lave o precipitado com 2 gotas de HCl 2 eq/L e com 5 gotas de água fria, centrifugue e rejeite o produto da lavagem. 
Adicionar 10 gotas de água fervendo, agitando no momento da adição, centrifugar e separar o sobrenadante 
imediatamente. 
 
Precipitado I 
(Pode conter: Hg2Cl2 e AgCl) 
Sobrenadante I 
(Pode conter: PbCl2) 
 
- Repetir o procedimento de lavagem à quente: separe o 
sobrenadante de água quente em outro tubo, adicione K2CrO4, 
se houver precipitação, repita o processo até que as águas de 
lavagem não produzam nenhum precipitado, garantindo 
completa remoção de Pb2+. 
 
- Adicionar 10 gotas de solução quente de NH4OH diluída ao 
precipitado e centrifugue. 
 
 
- Esfrie uma porção da solução: um precipitado 
branco cristalino de PbCl2 pode ser obtido. 
 
Divida-o em três partes: (Caso não obtenha um 
precipitado, continue o procedimento) 
 
1) Adicionar solução de K2CrO4. Precipitará 
PbCrO4, que é amarelo e insolúvel em ácido 
acético diluído. 
 
2) Adicionar solução de KI (1-2 gotas). 
Precipitará PbI2 que é solúvel em água fervendo, 
levando a uma solução incolor que deposita 
cristais amarelos brilhantes por resfriamento. 
 
3) Adicionar H2SO4 diluído. Precipitará 
PbSO4, que é solúvel em solução de acetato de 
amônio. 
 
Confirma-se a presença do cátion Pb+2. 
 
Precipitado II 
(Pode conter Hg2+2) 
Sobrenadante II 
(Pode conter [Ag(NH3)2]+) 
 
- Se for preto, 
consiste em 
Hg(NH2)Cl + Hg0. 
 
Portanto 
Hg22+presente. 
 
- Divida o sobrenadante em duas partes: 
 
1) Acidifique com HNO3 diluído, 
testando em papel tornassol (azul para 
vermelho). 
 
Precipitado branco de AgCl 
 
 
2) Adicione algumas gotas de solução 
de KI (de 3 a 4 gotas). 
 
Precipitado amarelo pálido de AgI, 
confirmando a presença do cátion. 
 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO I SEGUNDO VOGEL 
 
158 
3. CONFIRMAÇÃO DOS CÁTIONS 
 
 
 
 
FOTOS DOS PRECIPITADOS FORMADOS 
Pb+2 
Precipitado Amarelo de 
PbCrO4 
 
Precipitado cristalino 
amarelo em água 
fervendo 
Precipitado branco 
de PbSO4 
Precipitado branco de 
PbSO4 
 Ag+ 
Precipitado branco de 
AgCl 
Precipitado amarelo 
pálido de AgI 
 
159 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
1) Quais são os cátions e o agente precipitante do grupo I? 
 
2) Explique, por meio de equações das reações químicas, a precipitação dos 
cátions do grupo I? 
 
3) Apresente as reações de identificação de cada um dos cátions do grupo I. 
 
4) Defina íon complexo. 
 
5) Defina Sensibilidade e Especificidade química. 
 
6) Justifique porque o Pb+2 pertence a dois grupos analíticos (Grupos I e II)? 
 
7) Apresente as reações de confirmação de cada um dos cátions do grupo I. 
 
8) O que deve ser feito para se ter certeza que todos os cátions do grupo I 
precipitaram? Por que é fundamental este procedimento? 
 
9) O reagente precipitante do grupo I poderia ser substituído? Justifique e dê 
exemplo. 
 
10) Por que o agente precipitante do grupo I deve ser adicionado lentamente à 
amostra não podendo haver excesso? 
 
11) Explicar por que o AgCl dissolve-se em meio amoniacal e reprecipita quando 
HNO3 é adicionado ? 
 
12) Se no primeiro grupo ocorre a precipitação dos cloretos insolúveis, porque não 
pode utilizar soluções salinas de cloreto (por exemplo, NaCl) ? 
Hg2+2 
Precipitado Preto de 
(Hg(NH2)Cl + Hg0) 
 PESQUISA SEMANAL 
 
160 
 
13) Sabendo-se que a sua amostra é composta somente por AgNO3 e Pb(NO3)2, 
montar um fluxograma operacional para confirmar a presença destes dois cátions 
segundo a MQS. 
 
14) Sabendo-se que a sua amostra é composta somente por AgNO3 e Hg2(NO3)2, 
montar um fluxograma reacional para confirmar a presença destes dois cátions segundo 
a MQS. 
 
 
 
 
 
 
 
161 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 “Este grupo é formado pelos íons cobre, cádmio, chumbo, mercúrio (II), bismuto, arsênio (III), 
arsênio (V), antimônio (III), antimônio (V), estanho (II) e estanho (V). Os quatro primeiros formam o 
subgrupo IIA e os seis últimos formam o subgrupo IIB. Os cátions do subgrupo IIB são precipitados 
juntamente com os íons do subgrupo IIA na forma de sulfetos. Posteriormente, os cátions do 
subgrupo IVB são separados dos cátions do subgrupo IIA pela diferença de solubilidade dos 
respectivos sulfetos em polissulfeto de amônio ou em hidróxido de sódio.” (VOGEL, 1981) 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Fundamentos Teóricos; 
Marcha Qualitativa 
Sistemática – grupo IIA; 
Confirmação dos Cátions; 
Pesquisa Semanal; 
 
 10 
C
A
P
ÍT
U
LO
 
 
 
SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS 
Apresentação do capítulo 
Fotografia de deposição de 
mercúrio para análise. Este metal 
é o único líquido a temperatura 
ambiente e aparece, em dímeros, 
no grupo I e II. 
 
162 
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
 
Oscátions do segundo grupo são tradicionalmente divididos em dois subgrupos: 
o subgrupo do cobre (II A) e o do arsênio (IIB). Esta divisão é baseada na solubilidade 
dos precipitados de sulfetos em polissulfeto de amônio. Ao passo que os sulfetos do 
subgrupo do cobre são insolúveis nesse reagente, os do subgrupo do arsênio dissolvem-
se com formação de tiossais. 
 
 
No subgrupo do cobre, ou seja, no grupo II A temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
E que terá então como reagente o Ácido Clorídrico, preferencialmente diluído. 
 
 
 
 Embora grande parte dos íons chumbo seja precipitada pelo ácido clorídrico 
diluído com os outros íons do I, esta precipitação é bastante incompleta devido à 
solubilidade relativamente alta do cloreto de chumbo. Durante uma análise sistemática, 
os íons chumbo, por conseguinte, ainda estarão presentes, quando estivermos ocupados 
com a precipitação do segundo grupo de cátions. 
Os cloretos, nitratos e sulfatos dos cátions do subgrupo do cobre são bastante 
solúveis em água. Os sulfetos, hidróxidos e carbonatos são insolúveis. Alguns cátions 
do subgrupo do cobre como o mercúrio, o cobre e o cádmio, tendem a formar 
complexos (amônia, íons cianeto etc.) 
O subgrupo do arsênio (IIB) inclui os íons arsênio (As+3), arsênio (As+5), antimônio 
(Sb+3), antimônio (Sb+5), estanho (Sn+2) e estanho (Sn+4). Tais íons apresentam caráter 
anfótero: seus óxidos formam sais, tanto ácidos como com bases. Porém como já dito 
acima, os cátions desse grupo não serão estudados ao longo desta apostila. 
CÁTIONS E AGENTE PRECIPITANTE 
O subgrupo do arsênio como (II B) não será abordado mais a fundo durante 
o ano letivo devido à alta toxidade de seus compostos (cancerígenos). 
 
Cátions do Grupo II A: 
Cobre (Cu+2) 
Chumbo (Pb+2) 
Mercúrio (Hg2+) 
Bismuto (Bi+3) 
Cádmio (Cd+2) 
 
Reagente 
Ácido Sulfídrico 
 
163 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 COBRE 
O Cobre é um metal vermelho-pálido, macio, maleável e 
dúctil. Funde a 1038°C. 
O Cobre forma íons em dois estados de oxidação, +1 e 
+2 sendo o estado de oxidação +2 o mais comum. Os íons de 
Cu+2 formam íons hidratados Cu(H2O)42+ com coloração azul 
claro e formam complexos com NH3, Cu(NH3)42+ com coloração 
azul profunda. Esta tendência em formar sais coloridos é uma 
das características dos elementos de transição. 
 
 CHUMBO 
O chumbo é um metal cinza azulado com uma alta densidade (11,48 g/mL á 
temperatura ambiente). 
O chumbo forma compostos em dois estados de oxidação 
+2 e +4. O dióxido de chumbo, PbO2 é um exemplo de 
compostos em que este elemento aparece no estado de 
oxidação +4. Entretanto, o chumbo normalmente aparece nos 
compostos inorgânicos no estado de oxidação +2. O íon Pb+2 é 
precipitado no I devido insolubilidade do cloreto de chumbo. 
Entretanto por não ser o cloreto de chumbo tão insolúvel, parte 
do chumbo aparece no grupo II. 
 
 MERCÚRIO 
O mercúrio é um metal branco prateado, líquido nas temperaturas normais com 
densidade de 13,534 g/mL. 
Reações de precipitação dos 
cátions do grupo II segundo Vogel, 
destacando a formação dos 
sulfetos insolúveis através da 
reação do nitrato do respectivo 
cátion com ácido sulfídrico 
em aquecimento á 80°C 
Pb(NO3)2 + H2S  PbS↓ + 2 HNO3 
Sulfeto de chumbo 
Cu(NO3)2 + H2S  CuS↓ + 2 HNO3 
Sulfeto de cobre 
Cd(NO3)2 + H2S  CdS↓ + 2 HNO3 
Sulfeto de cádmio 
Hg(NO3)2 + H2S  HgS↓ + 2 HNO3 
Sulfeto de mercúrio 
2 Bi(NO3)3 + 3 H2S  Bi2S3↓ + 6 HNO3 
Sulfeto de bismuto 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DO 
SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS (IIA) 
 
164 
O mercúrio aparece em dois estados de oxidação, +1 e 
+2, nos seus compostos. Quando refere ao estado de oxidação 
+1, está se referindo ao íon Hg2+2 que é precipitado no grupo I 
devido a insolubilidade do cloreto mercuroso Hg2Cl2. 
Entretanto, o íons Hg2+ pertence ao grupo IIA. Os íons mercúrio 
(II) são facilmente reduzidos a íon mercuroso que, por outro 
lado, são facilmente reduzidos a mercúrio metálico. 
 
 BISMUTO 
O Bismuto é um metal quebradiço, cristalino e de 
coloração branca e avermelhada. Funde a 271,5° C. 
O bismuto, aparece em três estados de oxidação nos 
seus compostos, +3, +5 e -3, o estado de oxidação +3 é o mais 
estável. Uma das características dos sais de bismuto(Ill), é que 
os mesmos se hidrolisam facilmente em água. Assim quando o 
tricloreto de bismuto é tratado com água, dá origem a um 
precipitado branco de cloreto de bismutila, BiOCl. 
 
 CÁDMIO 
O Cádmio é um metal branco prateado, maleável e 
dúctil. Funde a 321°C. 
 O cádmio forma compostos somente no estado de 
oxidação +2. Assim como ocorre com os íons Zn+2 e Cu2+, os 
íons Cd+2 formam muitos íons complexos. Os compostos de 
Cd+2, ao contrário do Cu2+, são incolores, sendo neste ponto 
semelhante ao Zn+2. O óxido e hidróxido de cádmio são básicos 
não sendo anfóteros como o de zinco. 
 
 
 
165 
 
 
 
 
 
- Transferir 20 gotas da solução da amostra ou todo o sobrenadante do grupo I para um tubo de centrifuga; 
- Testar o pH (em um vidro relógio, adicionar uma gota sobre papel pH extremamente ácido) e se necessário, adicione 
gotas de HCl 5 eq/L até obter pH 0,5. 
- Adicionar 15 gotas de solução de Tiocetamida (sob agitação constante) 
- Aquecer em banho Maria a solução a cerca de 80ºC. Manter o aquecimento por cerca de 15 minutos, com agitação 
constante; (Mantenha o termômetro dentro da solução. Prenda o tubo de centrífuga a uma pinça de madeira para 
dar apoio sobre o bocal do béquer); 
- Centrifugar a quente e testar, (separar o sobrenadante) se a precipitação foi quantitativa adicionando-se 2 gotas de 
tiocetamida com aquecimento. 
 
Precipitado 
(pode conter HgS, CuS, CdS, PbS, Bi2S3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de outros 
grupos, reserve-os. 
 
- Lavar o precipitado com 10 gotas de água destilada (2 vezes), descartado a água de lavagem após a centrifugação. 
- Adicione 10 gotas de HNO3 5 eq/L, homogeneizar e aquecer em Banho Maria por 3 minutos com agitação e 
centrifugue , separando o sobrenadante em outro tubo de centrífuga. 
- Lave o precipitado com um pouco de água destilada, descartando a água de lavagem. (O HgS é insolúvel em HNO3 
diluído) 
 
Precipitado I 
(Pode conter Hg2+) 
Sobrenadante I 
(Pode conter: Pode conter os cátions : Pb2+, Bi3+, Cu2+, e Cd2+) 
 
- Sendo preto HgS(prec) 
 
- Dissolva-o numa 
mistura de 4 gotas de 
NaClO 1 mol/L e 4 
gotas de HCl diluído. 
- Adicione mais 2 gotas 
de HCl diluído e aqueça 
a ebulição para eliminar 
o excesso de Cl2. 
 
- Adicione 3 gotas de 
solução de SnCl2. 
 
Precipitado branco, 
tornando-se cinza ou 
preto indica a presença 
de Hg2+. 
 
- Adicionar excesso de NH4OH 5 eq/L, até a precipitação quantitativa, testando o pH em 
papel tornassol (vermelho para azul), e então, mais 3 gotas da base e centrifugar. 
Precipitado II 
(Pode conter Hg2+) 
Sobrenadante I 
(Pode conter:[Cu(NH3)4]2+ e [Cd(NH3)4]2+) 
 
- Aqueça com 3 gotas de NaOH 5 eq/L 
por 1 minuto e centrifugue. 
 
- Se for incolor não há Cu2+ na solução: Ajustar 
para pH neutro com HCl 1 eq/L e então, 
adicione tiocetamida e aqueça em banho 
Maria 80ºC por 10 minutos. Ppt Amarelo – Cd+. 
 
- Se o filtrado for azul: Divida-o em duas 
porções: 
 
1) Acidifique com 3 gotas de ácido acético 
(testa em papel tornassol azul para vermelho 
).Adicione K4[Fe(CN)6] 
 
Dando precipitado marrom avermelhado, 
confirmando presença de Cu2+. 
 
2) Na outra porção ajustar pH para neutro 
(testar em papel pH) com 2 gotas de HCl 1 
eq/L . Adicionar gota a gota solução de KCN 
(CUIDADO) até o descoramento da cor azul e 
mais 5 gotas. Aqueça com tiocetamida (2 
gotas) em B.M (80ºC/10 min). 
 
Precipitado Amarelo indica presença de Cd2+. 
Precipitado III 
(Pode conter: 
Bi(OH)) 
Sobrenadante III 
(Pode conter: 
Pb(OH)4]2+) 
 
- Bi(OH)3 precipitado 
branco confirma a 
presença do cátion 
Bi3+. 
 
- Dissolver o 
precipitado com 1 
gota de HNO3 e 
adicionar 2 gotas de 
KI. 
 
A formação de um 
complexo alaranjado 
confirma a presença 
de Bismuto. (Bi3+). 
 
- Adicione 5 
gotas de ácido 
acético e 2 
gotas de K2CrO4. 
 
Precipitado 
amarelo indica a 
presença de 
Pb2+. 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IIA SEGUNDO VOGEL 
2. MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
 
 
166 
3. CONFIRMAÇÃO DOS CÁTIONS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FOTOS DOS PRECIPITADOS FORMADOS 
Hg+2 
Precipitado 
Cinza/Preto de HgCl2 
Bi+3 
Complexo de cor 
alaranjada de [BiI4]- 
Pb2+ 
Precipitado de cor 
amarelada de 
PbCrO4 
 
167 
 
 
 
l 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
1) Quais são os cátions e o agente precipitante do grupo II? 
 
2) Explique, por meio de equações das reações químicas, a precipitação dos 
cátions do grupo IIA? 
 
3) Apresente as reações de identificação de cada um dos cátions do grupo II A. 
 
4) Em que pH, deve-se trabalhar para a precipitação dos cátions do grupo II e por 
que o pH deve ser controlado? 
 
5) Quais seriam as consequências se um aluno desatento ao precipitar os cátions 
do grupo II deixasse a temperatura exceder a 80 °C? Por que é fundamental o controle 
da temperatura na precipitação dos cátions desse grupo? 
 
6) Proponha uma metodologia de separação e identificação do bismuto diferente 
da sugerida no laboratório. 
 PESQUISA SEMANAL 
Cu2+ 
Precipitado marrom 
avermelhado 
avermelhado de 
Cu2[Fe(CN)6] 
Cd2+ 
Precipitado 
amarelado de CdS 
 
 
 
168 
 
7) Na separação e identificação do mercúrio, a adição do SnCl2 resultará em um 
precipitado branco que se tornará cinza e posteriormente em preto, indicando a 
presença de Hg0. Mostre as equações químicas diferenciando cada etapa. 
 
8) Explique detalhadamente sobre a periculosidade do KCN. Qual sua função na 
MQS do 2º grupo? 
 
9) Se no terceiro grupo B também ocorre a precipitação dos Sulfetos insolúveis. 
Justifique como há distinta precipitação entre esse grupo ll A? 
10) Sabendo- se que a sua amostra é composta somente por Ag(NO3)2 , Bi(NO3)3 e 
Hg(NO3)2 , montar um fluxograma operacional para a presença destes três cátions 
segundo as MQS. 
 
11) Sabendo- se que a sua amostra é composta somente por Ag(NO3)2 , Bi(NO3)3 e 
Hg(NO3)2 , montar um fluxograma reacional para a presença destes três cátions segundo 
as MQS. 
 
12) Por que devemos manter o pH extremamente ácido na precipitação dos sulfetos 
do grupo ll? 
 
13) O que é enxofre plástico? 
 
 
169 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Os cátions deste grupo formam precipitados com sulfeto de amônio em meio neutro ou 
amoniacal. São caracterizados pela insolubilidade em água, de seus sulfetos e hidróxidos e 
pela solubilidade destes compostos em ácidos diluídos. Este grupo é composto dos cátions 
cobalto, níquel, ferro, zinco, manganês (II), ferro, cromo e alumínio (III).” (VOGEL, 1981) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Introdução; 
Fundamentos Teóricos – grupo 
IIIA 
Marcha Qualitativa Sistemática 
dos cátions – grupo IIIA; 
Confirmação dos Cátions – grupo 
IIIA; 
Pesquisa Semanal 
Fundamentos Teóricos – grupo 
IIIB; 
Marcha Qualitativa Sistemática – 
IIIB; 
Confirmação dos Cátions – grupo 
IIIB; 
Pesquisa Semanal 
 
 
 11 
C
A
P
ÍT
U
LO
 
 
 
TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS 
Apresentação do capítulo 
O Ferro, presente no terceiro grupo, 
é muito utilizado na área 
metalúrgica, possuindo inúmeras 
aplicações. 
 
170 
1. INTRODUÇÃO 
 
Os cátions do terceiro grupo são tradicionalmente divididos em dois subgrupos: 
o grupo ferro (ferro e alumínio cromo) ou grupo IIIA, e grupo e grupo do Zinco (níquel, 
cobalto, manganês e zinco) ou grupo III B. 
Os metais deste grupo não são precipitados pelos reagentes dos grupos l e lI, mas 
todos são precipitados pelo gás sulfídrico, na presença do cloreto de amônio, a partir de 
soluções tornadas alcalinas pela amônia. Os metais, com exceção do alumínio e do 
cromo que são precipitados como hidróxidos devido à hidrólise completa dos sulfetos 
em solução aquosa, são precipitados como sulfetos. O ferro, alumínio e cromo 
(frequentemente acompanhados de um pouco de manganês) também são precipitados 
como hidróxidos pela solução de amônia na presença de cloreto de amônio, enquanto 
os outros metais do grupo permanecem em solução e podem ser precipitados como 
sulfetos pelo gás sulfídrico. 
Os metais desse grupo têm uma característica em comum: o fato de pertencerem 
a primeira fila dos metais de transição e, por isto, possuírem forte tendência em formar 
complexos, com exceção do alumínio. 
Como já dito, os cátions deste grupo serão abordados ao longo do capítulo em 
duas partes, os cátions do grupo IIIA e os cátions do grupo IIIB. 
jcxv xvcmfm k j 
CÁTIONS DO GRUPO IIIA 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. FUNDAMENTOS TEÓRICOS - IIIA 
 
 
 
No subgrupo do ferro, ou seja, no grupo IIIA temos: 
 
 
 
 
 
 
E que terá então como reagente o NH4Cl, como meio junto a NH4OH, formando 
uma solução chamada de “Solução Tampão” 
 
 
CÁTIONS E AGENTE PRECIPITANTE 
DO GRUPO IIIA 
Cátions do Grupo III A: 
Ferro (Fe+3) 
Alumínio (Al+3) 
Cromo (Cr+3) 
 
Reagente 
NH4Cl (Cloreto de Amônia) junto a NH4OH (Hidróxido de Amônia) 
 
171 
As reações de precipitação para esse grupo de cátions são: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 FERRO 
O Ferro, quimicamente puro, é um metal branco 
prateado, tenaz e dúctil. Funde a 1535°C. 
O Ferro forma compostos em dois estados de oxidação 
comuns o +2 (ferroso) e + 3 (férrico). O íon Fe2+, em solução, 
tende a oxidar-se à Fe3+ , na presença de oxigênio do ar. Os 
sais de ferro são coloridos, sendo que muitos sais ferrosos são 
esverdeados e muitos sais férricos são marrom-amarelados. 
 
 ALUMÍNIO 
O Alumínio é um metal branco, dúctil e maleável; seu 
pó é cinza. Funde a 659°C. 
O Alumínio forma compostos somente no estado de 
oxidação +3. Seu hidróxido é anfótero, sendo uma substância 
gelatinosa de cor branca possuidora de um grande poder de 
adsorção. Soluções contendo o íon Al3+ são incolores. 
 
 CROMO 
O Cromo é metal branco, cristalino e não 
consideravelmente dúctil ou maleável. Funde a 1765°C. 
O Cromo forma compostos nos estados de oxidação + 
2, +3 e +6; os estados +3 e +6 são os mais importantes. 
Compostos de cromo +6 (cromatos e dicromatos), são fortes 
agentes oxidantes. O hidróxido de crômio +3 (hidróxido de 
cromo) é anfótero. Os compostos de cromo +2(compostos 
cromosos) são fortes agentes redutores. Todos os sais de 
cromo são coloridos. 
Al(NO3)3 + 3 NH4OH  Al(OH)3↓ + 3 NH4NO3 
Hidróxido de Alumínio 
 
Fe(NO3)3+ 3 NH4OH  Fe(OH)3↓ + 3 NH4NO3 
Hidróxido de Ferro 
 
Cr(NO3)3 + 3 NH4OH  Cr(OH)3↓ + 3 NH4NO3 
Hidróxido de Cromo 
 
NH4Cl / ∆ 
 
NH4Cl / ∆ 
 
NH4Cl / ∆ 
 
Reações de precipitação dos 
cátions do grupo IIIA segundo 
Vogel, destacando a formação dos 
hidróxidos insolúveis em álcalis, 
através da reação do nitrato do 
respectivo cátion com cloreto de 
amônia junto a hidróxido de 
amônia em aquecimento. 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DO 
TERCERIO GRUPO DE CÁTIONS (IIIA) 
 
172 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Tome todo o filtrado do grupo II ou 20 gotas da solução amostra contendo os cátions do grupo IIIA isentos de sais 
interferentes e adicione uma pitada (uma ponta espátula de porcelana aproximadamente) de NH4Cl. 
- Adicione 10 gotas de solução de NH4OH 1 eq/L (± 10 gotas) até atingir pH alcalino (testar com tornassol vermelho 
para azul) e, posteriormente, adicione duas gotas da base em excesso. 
- Ferva a solução em banho Maria com constante agitação por 1 minuto e, em seguida, centrifugue imediatamente. 
 
Precipitado 
(pode conter: Al(OH)3, Cr(OH)3 e Fe(OH)3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de 
outros grupos, reserve-os. 
 
- Lave o precipitado com 10 gotas de solução de NH4Cl 1% m/v com intensa agitação. 
- Centrifugue a solução e, posteriormente, descarte o sobrenadante. 
- No precipitado limpo, adicione 5 gotas de NaOH 5 eq/L e, em seguida, 5 gotas de H2O2 3% m/v. 
- Ferva a solução sobre tela com amianto até o fim do desprendimento de O2 (aproximadamente 30 segundos – até 
o desprendimento de bolhas, com cuidado). 
- Centrifugue a solução 
 
Precipitado I 
(Pode conter: Fe(OH)3) 
Sobrenadante II 
(Pode conter: CrO4-2 (amarelo) ou [Al(OH)4]-(incolor) ) 
 
- Lave o precipitado com 10 gotas de Água 
destilada. (Não descarte a água de 
lavagem, matenha-a). 
 
- Em seguida, aqueça o precipitado em 
banho maria por 2 minutos, com intensa 
agitação. 
Dissolva o precipitado com ± 5 gotas de 
HCl 5 eq/L, testando a solução com papel 
Tornassol azul para vermelho. 
 
- Divida a solução em duas porções: 
 
1) Adicione 3 gotas de KSCN 1% m/v. 
 
Uma intensa coloração avermelhada 
(vermelho-sangue), confirma-se a 
presença do cátion Fe3+. 
 
 
2) Adicione 3 gotas de solução de 
K4[Fe(CN)6] 0,5 eq/L. 
 
Coloração azulada (Azul da Prússia) na 
amostra, confirma-se a presença do 
Cátion Fe3+. 
Caso o sobrenadante seja incolor, há a ausência do cátion 
Cr3+(amarelo). Faça apenas o item 3) 
 
 Caso a solução possua coloração amarelada, divida-a em três 
porções: 
 
1) Acidifique a solução com Ácido Acético 5 eq/L, 
aproximadamente 5 gotas. Confirme com papel Tornassol. (azul para 
vermelho). Adicione 3 gotas de solução de Acetato de Chumbo 1% 
m/v. 
 
Caso obtenha um precipitado Amarelado de PbCrO4, confirma-se a 
presença do Cátion Cr+3 
 
2) Acidifique a solução com ± 3 gotas de HNO3 5eq/L e, 
posteriormente, esfrie a amostra. 
 - Adicione 1mL de Álcool Amílico. 
- Adicione 1 gota de H2O2 3% m/v 
- Agite bem a solução. 
 
 
A formação de uma superior azul claro, que rapidamente se 
descolore, confirma-se a presença do Cátion Cr+3. 
 
3) Acidifique a solução levemente com HCl 5 eq/L, e teste com Papel 
Tornassol. (Azul para vermelho) 
- Alcalinize a solução com NH4OH 5eq/L, vertendo 1 gota em excesso. 
- Aqueça até fervura em banho maria, centrifugando em seguida. 
 
A formação de precipitado com coloração branca gelatinosa, 
confirma-se a presença do Cátion Al+3. 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IIIA SEGUNDO VOGEL 
3. MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
 
 
173 
4. CONFIRMAÇÃO DOS CÁTIONS - IIIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FOTOS DOS PRECIPITADOS FORMADOS 
Fe3+ 
Complexo de 
coloração vermelha 
de Fe(SCN)3 
Complexo azul (Azul 
da Prússia) de 
Fe4[Fe(CN)6]3 
Cr3+ 
Precipitado amarelo 
de PbCrO4 
Camada superior 
azul (em presença 
do álcool amílico), de 
CrO5 
 
174 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
1) Quais são os cátions e o agente precipitante do grupo III A? Apresente os 
cátions que formam soluções coloridas e suas cores correspondentes. 
 
2) Explique, por meio de equações das reações químicas, a precipitação dos 
cátions do grupo III A. 
 
3) Apresente as reações de identificação de cada um dos cátions do grupo III A. 
Justifique o pH em cada caso. 
 
4) Justifique a utilização do NH4OH e NH4Cl na precipitação dos cátions deste 
grupo. Neste caso, poderíamos utilizar HCl e NH3 em substituição a base e ao sal citados? 
 
5) Para que serve a adição do peróxido de hidrogênio, em meio fortemente 
alcalino? 
 
6) Comente a frase, justificando se a mesma está ou não correta. “Na sua 
confirmação o cátion Alumínio está sob a forma de Al(OH)4 , um precipitado branco 
gelatinoso.” 
 
7) Por que é importante utilizarmos o papel pregueado na primeira filtração dos 
cátions do grupo III A? 
 
8) Uma mistura de cátions contendo os grupos I, II, III A e III B foi feita da seguinte 
maneira: Cada participante da equipe resolveu analisar um grupo, sem separação prévia 
dos cátions, ou seja, a mistura foi distribuída e dividida em alíquotas para os integrantes 
do grupo. 
Ao final da análise ficou faltando confirmar os cátions do grupo III B e o grupo 
realizou essa etapa no dia seguinte. Reflita sobre as atitudes do grupo nos casos a e b e 
responda se essa análise é confiável. 
 PESQUISA SEMANAL - IIIA 
Al3+ Precipitado branco de Al(OH)3 
 
 
175 
 
9) Explique como o efeito do íon comum atua no grupo III –A de cátions. 
 
10) Defina caráter anfótero e dê exemplos de substâncias anfóteras. 
 
11) Qual a função do álcool amílico na MQS do grupo III A? 
 
12) Na confirmação do cátion Cromo (teste 1) podemos trocar o ácido acético por 
HCl? Justifique. 
 
13) Pesquise sobre coprecipitação. 
 
14) Sabendo-se que a sua amostra é composta somente por Al e Fe, montar um 
fluxograma operacional para confirmar a presença destes 2 cátions segundo as MQS 
específicas. 
 
15) Sabendo-se que a sua amostra é composta somente por Al e Fe, montar um 
fluxograma reacional para confirmar a presença destes 2 cátions segundo as MQS 
específicas. 
 
 
 
 
176 
CÁTIONS DO GRUPO IIIB 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. FUNDAMENTOS TEÓRICOS - IIIB 
 
 
 
No subgrupo do Zinco, ou seja, no grupo IIIB temos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
E que terá então como reagente o Polissulfeto de Amônio (NH4)2Sx em meio 
tamponado NH4OH/NH4Cl formando a chamada “Solução Tampão”. 
 
 
 
 
As reações de precipitação para esse grupo de cátions são: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CÁTIONS E AGENTE PRECIPITANTE 
DO GRUPO IIIB 
Cátions do Grupo IIIB: 
Níquel (Ni+2) 
Cobalto (Co+2) 
Manganês (Mn+2) 
Zinco (Zn+2) 
 
Reagente 
Polissulfeto de Amônio (NH4)2Sx em meio tamponado NH4OH/NH4Cl 
Ni(NO3)3 + (NH4)2Sx  NiS↓ + 2 NH4NO3 
Sulfeto de Níquel 
 
Co(NO3)3 + (NH4)2Sx  CoS↓ + 2 NH4NO3 
Sulfeto de Cobalto 
 
Zn(NO3)3 + (NH4)2Sx  ZnS↓ + 2 NH4NO3 
Sulfeto de Zinco 
 
Mn(NO3)3 + (NH4)2Sx  MnS↓ + 2 NH4NO3Sulfeto de Zinco 
 
NH4Cl/NH4OH/∆ 
 Reações de precipitação dos 
cátions do grupo IIIB segundo 
Vogel, destacando a formação de 
compostos solúveis com HCl 
diluído com H2S em meio HCl 0,3 
mol/L e com NH4OH diluído em 
meio NH4Cl, mas forma compostos 
insolúveis em (NH4)2Sx ou H2S em 
meio NH4OH/NH4Cl, sob forma de 
CoS, ZnS, NiS e MnS em meio 
alcalino. 
NH4Cl/NH4OH/∆ 
 
NH4Cl/NH4OH/∆ 
 
NH4Cl/NH4OH/∆ 
 
 
177 
 
 
 
 NÍQUEL 
O Níquel é um metal duro, branco, prateado, dúctil, 
maleável e muito tenaz. Funde a 1455°C. É ligeiramente 
magnético. 
O níquel forma compostos em diversos estados de 
oxidação, mas os seus compostos mais comuns ocorrem no 
estado + 2 (niqueloso). Os sais hidratados de níquel são de cor 
verde. 
 
 COBALTO 
O Cobalto é um metal de cor cinza-aço, levemente 
magnético. Funde a 1490°C. 
O cobalto forma compostos no estado de oxidação +2 
(cobaltoso) e + 3(cobáltico). No estado +2 ele forma sais 
simples estáveis e no estado +3 forma sais complexos estáveis. 
Seus sais são coloridos, sendo que os cobaltosos são de cor 
avermelhado ou azul, dependendo do grau de hidratação e 
outros fatores. Os íons complexos cobálticos apresentam uma 
grande variedade de cor. 
 
 MANGANÊS 
O Manganês é um metal branco acinzentado, 
semelhante na aparência ao ferro fundido. Funde a 1250°C. 
 O Manganês forma compostos nos estados de 
oxidação +3, +4, +6 e +7, sendo mais comuns os estados +2, 
+4 e +7, os compostos de manganês no estado + 7 
(permanganatos) são fortes agentes oxidantes e coloridos. Os 
compostos de manganês no estado +2 (manganosos) são 
agentes redutores. 
 
 ZINCO 
O Zinco é um metal branco azulado, modernamente 
maleável e dúctil a 110-150°C. Funde a 410°C e seu ponto de 
ebulição é 906°C. 
O zinco forma compostos somente no estado de 
oxidação +2. Seu hidróxido, como os de Cr3+, e Al3+ é anfótero. 
O zinco, como o cádmio pertence ao grupo 2B da tabela 
periódica, e forma com amônia o íon complexo Zn(NH3)42+. 
 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DO 
TERCERIO GRUPO DE CÁTIONS (IIIB) 
 
178 
 
 
 
 
 
- Usar todo o sobrenadante do Grupo III A, ou medir 20 gotas da solução da amostra. Adicionar 1-2 cristais NH4Cl*, 
depois aqueça com constante agitação. Adicione 2 gotas de NH4OH (diluído), aquecer até a fervura com constante 
agitação e adicionar 15 gotas de (NH4)2Sx (polissulfeto de amônio) e manter o aquecimento por 5 minutos. 
Centrifugar. 
 
Precipitado 
(pode conter CoS, NiS, ZnS e MnS) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de 
outros grupos, reserve-os. 
 
- Lavar o precipitado com 10 gotas solução de NH4Cl 1% m/v contendo 3 gotas de (NH4)2Sx. Centrifugar, removendo 
a água de lavagem. Adicionar 5 gotas de água destilada e 5 gotas de HCl 2 mol/L, agitar bem, e testar o pH com 
papel tornassol azul para vermelho, caso não esteja ácido, adicionar mais HCl gota a gota e deixar repousar de 2 a 3 
minutos. Centrifugue. 
 
 
Precipitado I 
(pode conter CoS e/ou NiS) 
Sobrenadante II (pode conter Zn2+ e/ou Mn2+) 
 
- Dissolva o precipitado numa 
mistura de 10 gotas de NaClO a 10% 
m/v e 4 gotas de HCl 2 mol/L e 
aqueça (ferver sobre a tela com 
amianto) para eliminação do Cl2. 
Obrigatoriamente resfriar em água 
corrente e diluir, em seguida, até 
atingir o volume de 1 mL. 
 
- Divida a solução (sobrenadante) em 
2 partes iguais: 
 
1) Adicione 5 gotas de álcool 
amílico, e cristais em maior 
quantidade de NH4SCN (ou KSCN) 
sólido e agite bem. 
 
A camada de álcool amílico torna-se 
azul, confirmando a presença de 
cobalto (Co2+). 
 
2) Adicione 2 gotas de solução de 
NH4Cl, alcalinize com NH4OH 5 eq/L 
e, então, adicione excesso do 
reagente Dimetilglioxima (5-7 gotas) 
e centrifugue. 
 
A formação de precipitado 
vermelho-carmim confirma a 
presença de Níquel (Ni2+). 
 
- Ferver sobre a tela com amianto para eliminar o excesso de H2S e testar com 
o papel de acetato de chumbo, até que o papel se mantenha com coloração 
branca , o que confirma total remoção do H2S. 
 
- Esfrie e adicione excesso de NaOH 5 eq/L aproximadamente 5 gotas e em 
seguida 2 gotas de H2O2 a 3% m/v. 
 
- Ferva por 3 minutos e centrifugue. 
 
Precipitado II 
(pode conter principalmente MnO2 ∙ 
H2O, mas tabém trações de 
Co(OH)3e Ni(OH)2 
Sobrenadante II 
(pode conter: [Zn(OH)4]2- 
 
- Dissolva o precipitado com 5 gotas 
de HNO3 1:1 (8 mol/L), e com 2 
gotas de H2O2 a 3% m/v. Ferva 
sobre a tela com amianto para 
decompor o excesso de H2O2 e 
esfrie. 
 
- Adicione uma ponta de espátula de 
PbO2, agite bem e deixe em 
repouso. 
 
Uma solução violeta de MnO4-, 
confirmou a presença de Mn2+. 
 
 
- Acidifique com ácido acético em 
torno de 5 gotas, testar o pH com o 
papel tornassol (azul para 
vermelho), com mais 4 gotas em 
excesso, e adicionar 5 gotas de 
(NH4)2Sx e aquecer em banho-maria. 
A formação de um precipitado 
branco (ZnS), confirma a presença 
de Zinco. 
 
 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IIIB SEGUNDO VOGEL 
6. MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
 
* O procedimento pode ser realizado tanto no tubo de centrífuga quanto em um béquer de vidro 
 
 
179 
7. CONFIRMAÇÃO DOS CÁTIONS - IIIB 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FOTOS DOS PRECIPITADOS FORMADOS 
Co2+ 
Camada superior 
azul (em presença 
do álcool amílico) de 
[Co(SCN)4]-2 
Ni2+ 
 
Precipitado 
vermelho de 
NiC8H14O4N4 
Mn2+ Solução violeta de HMnO4 
Zn2+ 
 
Precipitado branco 
de ZnS 
 
180 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
 
1) Quais são os cátions pertencentes ao grupo III B e seu agente precipitante? 
Apresente os cátions que formam soluções coloridas e suas cores correspondentes. 
 
2) Explique, por meio de equações das reações químicas, a precipitação dos 
cátions do grupo III B. 
 
3) Apresente as reações de identificação de cada um dos cátions do grupo III B. 
 
4) Qual é a diferença entre os sulfetos do grupo II e do grupo III B? 
 
 
5) Por que é utilizado o NH4SCN para confirmar a presença do Co+2 ? 
 
6) Como é preparado o papel de acetato de chumbo, pra que serve e como 
funciona? (Mostre com reações químicas). 
 
7) Por que se utiliza NaOCl e HCl diluído para a detecção do Cobalto e do Níquel 
? E por que não é necessária a separação deles? 
 
8) Após realizar a precipitação dos cátions do grupo III B, lava-se o precipitado com 
um pouco de solução de (NH4)2Sx e NH4Cl 1% m/v. Justifique o motivo dessa lavagem. 
9) Após realizar a precipitação dos cátions do grupo III B, lava-se o precipitado com 
um pouco de solução de (NH4)2Sx e NH4Cl 1% m/v e transfere-se o precipitado para um 
béquer. Adiciona-se água e HCl 2 mol/L. Justifique se é possível utilizar o HCl 5 mol/L no 
lugar do HCl 2 mol/L. 
 
10) Realizadas as reações químicas específicas, obteve-se um filtrado que poderá 
conter Zn+2 e/ou Mn+2. Após eliminação de H2S adicionou-se excesso de NaOH e de 
H2O2. Encontrou-se apenas o cátion Zn+2 
 
11) Qual desses reagentes (NaOH ou H2O2) não precisaria ser adicionado no 
filtrado, caso se soubesse previamente que não haveria, em hipótese alguma, o cátion 
Mn+2 ? Explique por meio reações químicas. 
 
12) Caso não filtrado de Zn+2 e Mn+2 não fosse eliminado o H2S o que poderia 
ocorrer? 
 
13) Sabendo-se que a sua amostra é composta somente por Al, Cr, Zn e Ni solúveis, 
montar um fluxograma operacional para confirmar a presença destes 4 cátions segundo 
as MQS específicas. 
 PESQUISA SEMANAL - IIIB 
 
181 
 
14)Sabendo-se que a sua amostra é composta somente por Al, Fe, Co e Mn, 
montar um fluxograma reacional para confirmar a presença destes 4 cátions segundo as 
MQS específicas. 
 
 
 
 
 
 
 
182 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Este grupo inclui os íons magnésio, cálcio, estrôncio e bário. Eles são caracterizados pela 
insolubilidade de seus carbonatos e pela solubilidade de seus sulfetos em água. Grande parte 
dos precipitados formados possui coloração branca, o que colabora para tornar a análise 
ainda mais minuciosa.” (VOGEL, 1981) 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Fundamentos Teóricos; 
Marcha Qualitativa 
Sistemática – grupo IV; 
Pesquisa Semanal; 
 
 12 
C
A
P
ÍT
U
LO
 
 
 
QUARTO GRUPO DE CÁTIONS 
Apresentação do capítulo 
Cálcio na forma pura sob atmosfera de 
Argônio. Este metal, além de participar 
do grupo IV, é o principal constituinte dos 
ossos do corpo humano. 
 
183 
1. FUNDAMENTOS TEÓRICOS 
 
 
Os cátions do quarto grupo não reagem nem com ácido clorídrico, sulfeto de 
hidrogênio nem com sulfeto de amônio, mas o carbonato amônia (na presença de 
quantidades moderadas de amônia ou íons amônio) forma precipitados brancos. O 
Ensaio deve ser efetuado em soluções neutras ou alcalinas. Na ausência de amônia ou 
íons amônio, o magnésio também será precipitado. Os precipitados brancos formados 
com o reagente do grupo são: carbonato de bário BaCO3, carbonato de estrôncio SrCO3 
e carbonato de cálcio CaCO3. 
Os três metais alcalino-terrosos decompõem a água em proporções diferentes, 
formando hidróxidos e hidrogênio. Seus hidróxidos são bases fortes, embora com 
diferentes solubilidades: o hidróxido de bário é o mais solúvel, enquanto o hidróxido de 
cálcio é o menos solúvel dentre eles. Os cloretos e nitratos alcalino-terrosos são muito 
solúveis; os carbonatos, sulfatos, fosfatos e oxalatos são insolúveis. 
No grupo quatro (IV), temos: 
 
 
 
 
 
 
E que terá então como reagente o carbonato de amônia (NH4)2CO3, em meio 
tamponado NH4Cl e NH4OH. 
 
 
 
As reações de precipitação para esse grupo de cátions são: 
CÁTIONS E AGENTE PRECIPITANTE 
Cátions do Grupo IV: 
Bário (Ba+2) 
Estrôncio (Sr+2) 
Cálcio (Ca2+) 
 
Reagente 
Carbonato de amônia (NH4)2CO3, em meio tamponado NH4Cl e NH4OH. 
 
 
184 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Todas as soluções dos íons desse grupo são incolores e seus sais apresentam 
caráter iônico e são brancos ou incolores, a menos que esteja presente um ânion 
colorido. Embora solúveis em água, os nitratos de estrôncio e de bário podem ser 
precipitados pela adição de ácido nítrico concentrado. 
Os íons dos metais alcalinos terrosos não hidrolisam significativamente em 
solução e seus íons são bivalentes. Os hidróxidos de cálcio, estrôncio e bário são bases 
fortes. 
 
 BÁRIO 
O Bário é um metal branco prateado, maleável e dúctil, 
que é estável em ar seco. Reage com a água no ar úmido, 
formando o óxido ou hidróxido. Funde a 710°C. 
O Bário é o elemento mais pesado desses quatro 
elementos e seus íons são muito tóxicos. O cromato de bário é 
um dos compostos menos solúveis encontrados na análise 
qualitativa. Os sais de bário emprestam uma coloração verde 
à chama do bico de Bunsen. 
 
 ESTRÔNCIO 
O Estrôncio é um metal branco prateado, maleável e 
dúctil. Funde a 771°C. Suas propriedades são análogas ás do 
Bário. 
O estrôncio como pode se esperar de sua posição na 
tabela periódica, possui propriedades intermediárias entre o 
cálcio e o bário. Seus sais dão à chama do bico de Bunsen uma 
coloração vermelho-carmim. 
 
Ba(NO3)2 + (NH4)2CO3  BaCO3↓ + 2 NH4NO3 
Carbonato de Bário 
 
Sr(NO3)2 + (NH4)2CO3  SrCO3↓ + 2 NH4NO3 
Carbonato de Estrôncio 
 
Ca(NO3)2 + (NH4)2CO3  CaCO3↓ + 2 NH4NO3 
Carbonato de Cálcio 
 
B.M. 50-60°C 
 Reações de precipitação dos 
cátions do grupo IV segundo 
Vogel, destacando a formação 
carbonatos com adição de 
carbonato de amônio em meio 
alcalino. Os carbonatos do grupo 
IV apresentam baixos valores de 
Kps em relação aos demais cátions. 
PROPRIEDADES FÍSICAS E QUÍMICAS DO 
TERCERIO GRUPO DE CÁTIONS (IV) 
B.M. 50-60°C 
 
B.M. 50-60°C 
 
 
185 
 CÁLCIO 
O Cálcio é um metal branco prateado, relativamente 
mole. Funde 845°C. 
O cálcio é o elemento mais abundante dos metais 
alcalinos terrosos. Seus compostos menos solúveis são os 
carbonatos e oxalatos. Os sais de cálcio dão à chama do bico 
de Bunsen uma coloração vermelho-tijolo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Medir 20 gotas da solução da amostra ou usar todo o sobrenadante do grupo IIIB. Adicionar uma pitada de NH4Cl 
sólido. Alcalinizar a solução com NH4OH (testar com papel tornassol vermelho para azul) e então, adicionar 20 gotas 
de (NH4)2CO3 com agitação constante e aquecimento em banho-maria a 60 °C por 5 minutos. O aquecimento a 60 
°C destina-se a decompor qualquer traço de hidrogenocarbonato formado, contudo não deve ultrapassar essa 
temperatura, pois a fervura decompõe NH4+ e CO32- em NH3 e CO2, respectivamente. Centrifugue. 
 
Precipitado 
(pode conter BaCO3, SrCO3 e CaCO3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions do grupo V 
 
- Lave o precipitado com um pouco de água quente e rejeite as águas de lavagem. Dissolva o precipitado em 10 
gotas de ácido acético 2M. Aqueça quase até a ebulição, adicione solução de K2CrO4 até precipitação quantitativa 
e separe o precipitado de BaCrO4. 
 
Precipitado I Sobrenadante I 
 
Precipitado amarelo de 
confirma de BaCrO4 
confirma de Ba2+ 
 
- Em um outro tubo de centrífuga, adicione a 5 gotas da solução sobrenadante fria, 5 
gotas de (NH4)2SO4 saturado e 1 ponta de espátula de tiossulfato de sódio, aqueça em 
banho-maria por 5 minutos e deixe repousar por 2 minutos. Centrifugue. 
 
Precipitado II 
Sobrenadante III (Pode conter complexo de 
cálcio.) 
 
Precipitado branco de SrSO4 
confirma Sr2+ 
 
- Adicione 5 gotas de solução de oxalato de 
amônio - (NH4)2(COO)2 e aqueça em banho-
maria. 
 
Precipitado branco de Ca(COO)2 indica a 
presença de Ca2+ 
 
 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IV SEGUNDO VOGEL 
2. MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
 
 
186 
3. CONFIRMAÇÃO DOS CÁTIONS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
FOTOS DOS PRECIPITADOS FORMADOS 
Ba2+ 
Sobrenadante 
amarelado contendo 
precipitado branco 
de BaCrO4 
Sr2+
 
Precipitado branco de 
SrSO4 
Ca2+
 
Precipitado branco de 
Ca(COO)2 
 
187 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 
1) Quais são os cátions pertencentes ao grupo III B e seu agente precipitante? 
Apresente os cátions que formam soluções coloridas e suas cores correspondentes. 
 
2) Explique, por meio de equações das reações químicas, a precipitação dos 
cátions do grupo III B. 
 
3) Apresente as reações de identificação de cada um dos cátions do grupo III B. 
 
4) O magnésio, apesar de metal alcalino, não se enquadra neste grupo. Por quê? 
 
5) Discuta a importância da temperatura de precipitação estar próxima aos 60ºC. 
 
6) Na separação dos cátions do grupo IV, com solução de carbonato de amônio, 
qual é a função do cloreto de amônio? 
 
7) Na separação de íons Ba+2 e íons Sr+2.Explicar: 
 
a) Por que é necessária uma solução ácida? 
 
b) Por que deve ser evitada uma altaconcentração de íon H+? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 PESQUISA SEMANAL - IV 
 
188 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
“Para a análise de ânions não existe uma separação sistemática que permita a 
separação dos ânions comuns em grupos principais. O que se faz é tratar a solução contendo 
os ânions com certos reagentes que precipitarão alguns deles ou darão alguma reação 
característica. Serão estudados os ânions cloreto, brometo, bicarbonato, ferrocianeto, 
cromato, fosfato, nitrato, fluoreto, sulfato e acetato.” (VOGEL, 1981) 
 
 
TÓPICOS DO CAPÍTULO 
Definições e conceitos do 
primeiro grupo de cátions 
segundo Vogel; 
Marcha Qualitativa 
Sistemática dos cátions do 
grupo I; 
Pesquisa Semanal 
 
 13 
C
A
P
ÍT
U
LO
 
 
 
ANÁLISE DE ÂNIONS 
Apresentação do capítulo 
O ânion acetato está presente no 
ácido acético que, por sua vez, é o 
principal constituinte do vinagre 
comercial. 
 
189 
 
1. INTRODUÇÃO 
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são tão sistemáticos como 
os descritos para os cátions nos capítulos anteriores. Não existe realmente um esquema 
satisfatório que permita a separação dos ânions comuns em grupos principais, e a 
subsequente separação inequívoca, em cada grupo, de seus componentes 
independentes. O que se faz é tratar a solução contendo os ânions com certos reagentes 
que precipitarão alguns deles ou darão alguma reação característica. Serão estudados os 
ânions: 
 
Ânions: 
 
 
 
 
 
Se nenhum precipitado ocorrer, todos os possíveis ânions que deveriam precipitar 
estarão eliminados. 
 
2. MÉTODOS ANÁLITICOS 
Os métodos analíticos qualitativos de pesquisa e identificação de ânions em 
solução aquosa são em geral, mais complexos e morosos do que os destinados à 
pesquisa e identificação de cátions. Entretanto, uma vez conhecido o cátion, pode se 
identificar o ânion, em certos casos, mesmo antes de se efetuar a M.Q.S. para ânions. Por 
exemplo: 
 
1) Pelas propriedades organolépticas da solução se o cátion for incolor: 
 
 Solução amarela: pode ser devido a presença do ânion CrO4-2; 
 
 Solução alaranjada: pode ser devido a presença do ânion Cr2O7-2; 
 
 Solução violácea: pode ser devido a presença do ânion MnO4- (íon 
permanganato) 
 
 Solução verde: pode ser devido a presença do ânion MnO4- (manganato). 
 
2) Pelos produtos insolúveis em meio aquoso que o cátion produz: 
 
 Se o cátion for Ag+, elimina, na solução da amostra, a presença dos ânions Cl-, 
Br-, I- , F- , CN- e SCN-, etc., por formarem compostos insolúveis de prata em meio aquoso. 
 
 A presença do íon bário elimina a presença dos cátions SO4-2 e CO3-2. 
3) Pelo desprendimento de gás no meio racional: 
Cloreto (Cl-) 
Brometo (Br-) 
Bicarbonato (HCO3-) 
Ferrocianeto [Fe(CN)6]-4 
Cromato (CrO4-2) 
 
Fosfato (PO4-2) 
Nitrato (NO3-) 
Fluoreto (F-) 
Sulfato (SO4-2) 
Acetato (CH3COO-) 
 
 
190 
 
 A adição de ácidos minerais às soluções contendo CO3- ou HCO3- haverá 
efervescência no meio racional por formação e desprendimento de CO2. 
 
 
 
 
I. Ferver cerca de 2 gramas da amostra ou volume que contenha 2,0 gramas, com 
25 mL de solução de Na2CO3 a 16 %. 
 
II. Manter a fervura por 10 minutos, em frasco de Erlenmeyer com funil colocado na 
boca; 
 
III. Filtrar e levar o precipitado com água quente. O filtrado não deve ser superior a 
40 mL após as adições das águas de lavagens; 
 
IV. A eliminação dos metais pesados se dão sob a forma de carbonatos. Exemplo: 
 
2Al3+ + 3 Na2CO3 Al2(CO3)3 + filtrado (A-) 
 
V. Desprezar o precipitado e prosseguir a M.Q.S. ânions, usando todo o filtrado 
(A-). Este filtrado é chamado comumente de solução sodada ou estrato de soda ou ainda, 
solução Preparada (SP). 
 
3. MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
Ao se realizar uma análise de ânions deve-se se seguir os seguintes 
procedimentos: 
1. Fazer o teste, pingando 20 gotas (aproximadamente 1 mL ) da solução da 
amostra em um tubo de ensaio junto com mais 20 gostas de solução de Cloreto de Bário 
(BaCl2) observar se houve precipitação quantitativa. Repetir o mesmo procedimento em 
outro tubo de ensaio com solução de Nitrato de Prata (AgNO3). Alguns ânions podem 
precipitar ou não com esses reagentes, portanto, é possível separar quais ânions podem 
ser seguindo a MQS. 
 
2. Após separar os possíveis ânions, deve-se identificar. A identificação pode ser 
feita observando a cores ou também, testando a solubilidade dos precipitados em 
determinados reagentes como o Ácido Nítrico por exemplo. 
 
3. Após realizar a identificação deve-se fazer a confirmação, que é feita 
adicionando 20 gotas (1 mL) de amostra em um tubo de ensaio e mais 20 gotas dos 
reagentes específicos para cada ânion observando sempre se produto formado 
corresponde ao da MQS. 
Estes procedimentos são realizados com embasamento na Marcha Qualitativa 
Sistemática para ânions demostrada na próxima página: 
PREPARAÇÃO DA AMOSTRA, COTENDO METAL PESADO, 
PARA ANÁLISE DE ÂNIONS 
100 °C -109 
 
191 
 
2 mL de SP 
2mL de BaCl2 
2 mL de SP 
2mL de AgNO3 
Ânions Identificação Confirmação 
Precipita Não precipita 
 
F- 
 
BaF2 – Branco 
Solúvel em HNO3 
SP + MgCl2 → MgF2 
Ppt. Branco gelatinoso 
 
SP + CaCl2 → CaF2 - Ppt. Branco 
 
SO4-2 
 
BaSO4 – Ppt. branco 
Insolúvel em HNO3 
SP + Pb(NO3) → PbSO4 
Ppt. Branco 
Não precipita Precipita 
Br- 
AgBr – Ppt. Branco 
 
Insolúvel em HCl 
 
SP + Pb(NO3) → PbBr 
 
Ppt. Branco 
 
Cl- 
AgCl – Ppt. Branco 
 
Insolúvel em HNO3 
SP + Pb(NO3) → PbCl2 
Ppt. Branco insolúvel em NH4OH 
 
OBS: Colocar gota à gota. 
[Fe(CN)6]-4 [Fe(CN)6]-4 – Ppt. Amarelo 
 
SP + FeCl3 → [Fe(CN)6]3 
Ppt. Azul 
 
Precipita Precipita 
 
 
 
CrO4-2 
 
 
 
AgCrO4 - Ppt. Vermelho 
 
SP Amarela 
 
 
SP + Pb(NO3)2 → PbCrO4 
 
Ppt. Amarelo 
 
PO4-3 
AgCrO4 – Ppt. Amarelo 
 
Ba3(PO4)2 – Ppt. Branco 
Solúvel em HNO3 
SP + CuSO4 → Cu(PO4)2 
Ppt. Azul Claro 
 
SP + HgCl2 → Não reage 
 
HCO3- 
AgHCO3 – Ppt. Branco 
sujo 
 
Ba(HCO3)2 – Ppt. Branco 
 
HCO3 + HNO3 = CO2 
SP + MgSO4 → Não reage 
 
SP + HgCl2 → Não reage 
Não precipita Não precipita 
NO3- SP sobre a Difenilamina = anel azul 
CH3COO- 
SP + FeCl3 = coloração vermelha. 
 OBS: colocar excesso. 
 
192 
EXERCÍCIOS 
. 
 
 
 P1) Explique o porquê da necessidade da precipitação do ânion cloreto ser gota 
à gota, com intervalos de tempo moderados entre esses gotejamentos. 
 
 P2) Apresente as reações de precipitação, identificação de cada ânion presente 
no método analítico, destacando as propriedades de cada um, como as organolépticas, 
solubilidade em meio aquoso, cor, etc. 
 P3) Por que os ânions não podem ser identificados em uma solução única, tal 
quais os cátions? 
 P4) É possível formular uma amostra de cátions e ânions para realizar análise? 
Explique. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
 
193 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como elaborar um relatório de Análise Química 
Tabela Periódica 
Tabela de cátions e ânions 
Machas Qualitativas Sistemáticas de separação e identificação de cátions e 
ânions 
 
 
 
194 
COMO ELABORAR UM RELATÓRIO DE ANÁLISEQUÍMICA 
 
Para exemplificar como deve ser feito um relatório de análise química, vamos 
utilizar os cátions do grupo IV, para o aluno melhor entender os processos a serem 
seguidos para montar o relatório de uma aula prática de análise química. 
Assim como todo relatório, a capa deve conter as seguintes informações: 
 
 
 
 
195 
1. Assunto 
Marcha Qualitativa Sistemática de Separação e Identificação de Cátions do 
Grupo IV. 
 
 
2. Objetivo 
Separação e identificação dos cátions IV (Ba2+, Sr2+, e Ca2+) segundo Vogel por 
meio das técnicas analíticas de semimicroanálise. 
 
3. Introdução: 
 
 
 
 
 
3.1 Analise Química Qualitativa 
A análise qualitativa inclui, de um modo geral, um grande número diferentes 
procedimentos dentre os métodos modernos, tais como espectográficos, 
cromatográficos e nucleares. O método usado neste curso envolve a dissolução da 
amostra e a análise da solução através de reações químicas. A sequência das reações 
usadas na separação e identificação dos íons são essencialmente baseadas no método 
desenvolvido por Fresenius em 1840. 
A simples análise de uma amostra desconhecida atrai a atenção do estudante, 
dando-lhe uma ideia do andamento de uma pesquisa, qual seja: definir o problema e 
estabelecer meios de como solucioná-lo, realizar as experiências observando 
atentamente os resultados e finalmente tomar as decisões necessárias e chegar a uma 
conclusão. 
Na prática é dado um problema ao estudante e ele é incentivado a resolver, 
tomando as próprias decisões. O estudante deverá de mostrar interesse pelos seus 
resultados ao sentir que na análise proposta irá comprovar sua capacidade em executar 
a tarefa. Tomando consciência disso, o estudante deverá aprimorar sua dedicação no 
sentido de que suas experiências permitam dar respostas conclusivas. 
 A teoria da análise qualitativa representa um estudo do comportamento de 
íons em solução aquosa. Entre os tópicos de maior importância na análise qualitativa 
estão as leis e teorias que se referem às várias formas de equilíbrio que podem existir 
 - Na introdução, faz-se uma "apresentação" do experimento realizado. Logo, 
recomenda-se falar do grupo de cátions e suas respectivas características, e claro, 
do(s) método(s) utilizados para a identificação dos mesmos. 
 - Lembre-se: a introdução deve ocupar de 2 a 5 páginas de seu relatório 
 
 
 
Introdução: 
Como fazer? 
 
196 
em solução aquosa. Podemos incluir entre estes equilíbrios os conceitos de ionização, 
solubilidade, formação de complexos e óxido-redução. 
 
3.2 Precipitado 
A precipitação é a formação de um sólido durante a reação química. O sólido 
formado na reação química é chamado de precipitado. Isso pode ocorrer quando a 
substância insolúvel, o precipitado, é formado na solução devido a reação química ou 
quando a solução foi super saturada por um composto. A formação do precipitado é um 
sinal de mudança química. Na maioria das vezes, o sólido formado "cai" da fase, e se 
deposita no fundo da solução (porém ele irá flutuar se ele for menos denso do que o 
solvente, ou formar uma suspensão). Essa reação é útil em muitas aplicações industriais e 
científicas pelo qual a reação química pode produzir um sólido que será coletado da solução 
por filtração, decantação ou centrifugação. 
Um estágio importante do processo de precipitação é o começo da nucleação. A 
criação de uma hipotética partícula sólida inclui a formação de uma superfície, o que 
necessita de energia baseado na relação energia de superfície do sólido e da solução. Se 
essa energia não estiver disponível, e nenhuma superfície de nucleação adequada estiver 
disponível, ocorre supersaturação. 
Os precipitados são divididos em quatro grupos: 
 Cristalino: Podem ser graúdos (maiores) ou pulverulentos (menores). Os maiores 
possuem cristais individuais bem desenvolvidos, facilmente laváveis e filtráveis, enquanto 
que os pulverulentos consistem de finos cristais, difíceis de serem filtrados. Ambos são 
densos e sedimentam rapidamente. 
 
 Grumosos: Resultam da floculação de colóides liófobos (Ex: AgCl), sendo densos 
arrastam pouca água (hidrófobos). 
 
 Gelatinosos: São volumosos, tem consistência flocular, e arrastam consideráveis 
quantidades de água (hidrófilos). 
 
 Amorfos: Estrutura sem ordenação espacial a longa distância (em termos 
atômicos), como os sólidos regulares. 
 
3.3 Técnicas de identificação: 
 As principais técnicas ou escalas de trabalho usadas na análise qualitativa são a 
macro, a semimicro e a micro análise. 
 O princípio geral dos esquemas de análise qualitativa consiste em: 
 
197 
a) Separar os íons em grupos formados por elementos que tenham propriedades 
em comum 
b) Subdividir cada grupo em subgrupos com a finalidade de facilitar a separação 
e a identificação de cada íon; 
c) Separar e identificar cada íon na amostra usando-se reagentes gerais e 
específicos. 
 
Em geral, os íons são reunidos em grupos analíticos, em função de sua 
classificação periódica dos elementos, e suas separações baseiam-se nos diferentes 
graus de solubilidade de seus sais e hidróxidos. No experimento laboratorial exercido, 
utilizou-se a técnica de semimicro análise para a identificação dos Cátions em questão. 
 
3.4 Quarto grupo de cátions 
 
Reagente do grupo: solução de carbonato de amônio 1 mol/L. O carbonato de 
amônio é incolor e precisa de meio básico por causa da hidrólise. 
Reação do grupo: Os cátions do grupo IV reagem com ácido clorídrico, sulfeto de 
hidrogênio e sulfeto de amônia. Mas o carbonato de amônia, na presença de tampão de 
íons NH4+, formam precipitados brancos. O teste precisa ser feito em meio neutro ou 
alcalino. Na ausência de amônia ou íons amônio, o magnésio também se precipitará. Os 
precipitados brancos formados nesta reação são: carbonato de bário (BaCO3), carbonato 
de estrôncio (SrCO3) e carbonato de cálcio (CaCO3). 
 
 BÁRIO: O bário é um metal branco-prateado, dúctil e maleável, estável em ar 
seco. Reage com água do ar úmido formando óxidos ou hidróxidos. Se funde a 710 °C. 
Bário é bivalente e forma o cátion Ba+2. 
 
 ESTRÔNCIO: O estrôncio é um metal branco-prateado, dúctil e maleável. 
Funde a 771 °C. Suas propriedades são parecidas com as do bário, por serem metais 
alcalino-terrosos. 
 
 CÁLCIO: Cálcio é um metal branco-prateado, considerado como metal leve. Se 
funde a 845 °C. Assim como o bário e o estrôncio, é metal alcalino-terroso e possui as 
mesmas propriedades deles. 
 
 
3.4.1 Características Analíticas dos Cátions do Grupo IV 
 
Os cátions do grupo IV formam carbonatos insolúveis em água: BaCO3 (Kps = 8,1. 
10-9), CaCO3 (Kps= 4,8 ∙ 10-9) e SrCO3 (Kps = 1,6 ∙ 10-9). Na ausência de amônia ou íons 
 
198 
amônio o magnésio também será precipitado como MgCO3 (Kps = 1,0 ∙ 10-5). Na 
presença de um dos reagentes acima, estabelece-se o equilíbrio: 
NH4++ CO32- → NH3 + HCO3- 
Este equilíbrio diminui a concentração de íons carbonato no meio, de forma que 
o Kps do carbonato de magnésio não é atingido. 
A utilização do (NH4)2CO3 ou do Na2CO3 deve ser feita em meio neutro ou 
ligeiramente alcalino já que estes reagentes são decompostos por ácidos (mesmo por 
ácido acético), formando dióxido de carbono: 
CO32- (aq) + 2 CH3COOH (aq) → CO2 (g) + H2O + 2 CH3 COO-(aq) 
Os carbonatos comerciais contêm sempre bicarbonato e carbamato. Estes 
compostos devem ser removidos antes de iniciar as reações do grupo, pois os sais 
alcalinos - terrosos destes compostos são solúveis em água. Isso pode ser feito fervendo-
se a solução reagente por algum tempo. Desse modo, tanto o bicarbonato quanto ocarbamato são convertidos em carbonatos 
NH2COO- (aq) + H2O → NH4+(aq) + CO32- (aq) 
Deve-se levar em consideração o fato de que o sobrenadante separado de uma 
análise sistemática completa, normalmente se encontra saturado com sais de amônio. 
Assim, deve-se realizar um tratamento criterioso a fim de que não ocorram erros na 
identificação dos cátions desse grupo. Outro problema encontrado na identificação dos 
cátions do grupo IV ocorre na realização dos testes de chama com uma alça de platina, 
os quais são menos sensíveis do que os testes de identificação utilizando reações de 
precipitação e/ou de formação de compostos coloridos. 
 
4. Materiais: 
 
 
 
 
 
 
 
4.1 Amostra 
Solução de cátions do grupo IV, contendo: Ca2+, Ba2+, Sr2+. 
 - O uso de imagens, neste tópico, é opcional. 
 - Não se esqueça de que, ao utilizar materiais como béquer, balões 
volumétricos e provetas deve-se indicar qual a capacidade dos mesmos. 
 - Já ao se utilizar a balança deve-se indicar sua precisão e, ao se utilizar 
o vidro de relógio, seu diâmetro. 
 
 
 
Materiais: 
Como indicar 
seu uso? 
 
199 
Não se esqueça 
das concentrações de 
cada reagente e de 
indicar a fórmula 
molecular dos 
mesmos!
Reagentes
4.2 Materiais 
 
 Béquer de vidro com capacidade de 250 mL; 
 Conta gotas; 
 Pissete Plástico; 
 Tubo de centrífuga de vidro; 
 Pinça de madeira; 
 Bico de Bunsen; 
 Tela com Amianto; 
 Tripé de ferro; 
 Espátula de porcelana; 
 Vidro de relógio com diâmetro de 5 cm; 
 Bastão de vidro; 
 Centrífuga; 
 Papel tornassol vermelho e azul; 
 
4.3 Reagentes 
 
 Ácido acético – CH3COOH – 5 eq/L; 
 Tiossulfato de sódio – Na2S2O3 – sólido; 
 Sulfato de amônia - (NH4)2SO4 – saturado; 
 Oxalato de amônio - (NH4)2C2O4 – 0,5 eq/L; 
 Cromato de Potássio – K2CrO4 – 0,5 eq/L; 
 Hidróxido de amônio – NH4OH – 5 eq/L; 
 Carbonato de amônia - (NH4)2CO3 – 5 eq/L; 
 Cloreto de amônio – NH4Cl – sólido. 
 
5. Metodologia: 
Entrou-se em laboratório devidamente vestidos, separou-se e rinsou-se todas as 
vidrarias necessárias para o experimento. 
 
 
 
5.1 Fluxograma operacional: 
 Baseie-se na MQS. Ela contém todas as informações 
necessárias para a realização do experimento e, 
consequentemente, para a realização do fluxograma 
operacional. 
 
Fluxograma 
Operacional: 
Como Fazer? 
 
200 
 
 - Mediu-se 20 gotas da solução da amostra. Adicionou-se uma pitada de NH4Cl sólido. Alcalinizou-se a 
solução com NH4OH e então adicionou-se 20 gotas de (NH4)2CO3 com agitação constante e aquecimento 
em banho-maria a 60 °C por 5 minutos. O aquecimento a 60 °C destina-se a decompor qualquer traço de 
hidrogenocarbonato formado, contudo não deve-se ultrapassar essa temperatura, pois a fervura 
decompõe NH4+ e CO2 em NH3 e CO2, respectivamente. Centrifugou-se. 
 
 
Precipitado 
(pode conter BaCO3, SrCO3 e CaCO3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions do grupo V 
 
 - Lavou-se o precipitado com 20 gotas de água com aquecimento em banho-maria (constante agitação) 
e rejeitou-se a água de lavagem. Dissolveu-se o precipitado em 10 gotas de ácido acético 2mol/L. 
Aqueceu-se até quase à ebulição (em banho-maria) e adicionou-se solução de K2CrO4 (mais ou menos 2 
gotas), e em seguida adicionou-se mais até a precipitação quantitativa (mais ou menos 3 gotas), sob 
aquecimento e centrifugou-se. 
 
 
Precipitado I Sobrenadante I 
 
Precipitado amarelo de 
BaCrO4 confirmou Ba2+ 
 
 - Adicionou-se em 5 gotas da solução sobrenadante fria, 5 gotas de 
(NH4)2SO4 saturado e 1 pitada de tiossulfato de sódio, aqueceu-se em banho-
maria por 5 minutos e deixou-se repousar por 2 minutos. Centrifugou-se. 
 
 
Precipitado II 
Sobrenadante III (Pode conter complexo de 
cálcio.) 
 
Precipitado branco de SrSO4 
confirmou Sr2+ 
 
- Adicionou-se 5 gotas de solução de oxalato 
de amônio - (NH4)2(COO)2 e aqueceu-se em 
banho-maria. 
 
Precipitado branco de Ca(COO)2 indicou a 
presença de Ca2+ 
 
 
 
201 
5.2 Fluxograma reacional: 
 
 
 Baseie-se em livros de autores como o Vogel e o Baccan para a realização do 
fluxograma. 
Lembre-se que o objetivo deste tópico é demonstrar de forma organizada e clara as 
reações ocorridas durante o experimento. 
Logo, use de ferramentas do Word como caixas de texto e formas para a execução do 
fluxograma. 
Não se esqueça de sempre apontar o número do sobrenadante e do precipitado antes das 
reações 
 
Fluxograma 
Reacional 
 
202 
 
 
Reações de precipitação 
 
Ba(NO3)2 + (NH4)2CO3 BaCO3↓ + 2NH4NO3 
Ca(NO3)2 + (NH4)2CO3 CaCO3↓ + 2NH4NO3 
Sr(NO3)2 + (NH4)2CO3 SrCO3↓ + 2NH4NO3 
Precipitado 
BaCO3↓+ 2CH3COOH → Ba(CH3COO)2 + H2O + CO2↑ 
CaCO3↓ + 2CH3COOH → Ca(CH3COO)2 + H2O + CO2↑ 
SrCO3↓ + 2CH3COOH → Sr(CH3COO)2 + H2O + CO2↑ 
 - Teste e confirmação do Ba+2: 
 
Ba(CH3COO)2 + K2CrO4 → BaCrO4↓ + 2CH3COOK 
Sr(CH3COO)2 + K2CrO4 → Não Reage 
Ca(CH3COO)2 + K2CrO4 → Não reage 
 
Sobrenadante 
Descartou-se 
Sobrenadante I 
- Precipitação dos carbonatos, quando Ba+2 está presente: 
Ca(CH3COO)2+(NH4)2CO3 → CaCO3↓+2NH4CH3COO 
Sr(CH3COO)2+(NH4)2CO3 → SrCO3↓+2NH4CH3COO 
 
- Dissolução em CH3COOH: 
SrCO3↓+2CH3COOH → Sr(CH3COO)2+H2O+CO2↑ 
CaCO3↓+2CH3COOH → Ca(CH3COO)2+H2O+CO2↑ 
 
- Adicção de (NH4)2SO4: 
Sr(CH3COO)2+(NH4)2SO4 → SrSO4↓ + 2NH4CH3COO 
Ca(CH3COO)2+2(NH4)2SO4 → (NH4)2[Ca(SO4)2] + 2NH4CH3COO 
 
 
 
 
NH4OH/NH4Cl 
B.M. 50-60°C 
 
NH4OH/NH4Cl 
B.M. 50-60°C 
 
NH4OH/NH4Cl 
B.M. 50-60°C 
 
Precipitado I 
 
Precipitado amarelo (BaCrO4) Confirma Ba2+ 
 
 
 
Sobrenadante II 
 
(NH4)2[Ca(SO4)2] +(NH4)2C2O4 → CaC2O4↓ + 
2(NH4)2SO4 
Precipitado branco Confirma Ca+2 
 
 
 
Precipitado II 
 
Precipitado branco Confirma Sr2+ 
 
 
 
 
203 
6. Discussões 
 
 
 
 
 
 
O grupo IV é composto dos cátions Ba2+, Ca2+ e Sr2+. Este grupo tem como 
propriedade principal a insolubilidade e desta forma seu grande número de compostos 
insolúveis. 
A precipitação dos cátions do grupo IV é feita sob um meio tamponado criado a 
partir do hidróxido de amônio e do carbonato de amônio visando um pH alcalino, para 
que o Bário, o Estrôncio e o Cálcio se precipitem. 
O aquecimento em banho-maria é realizado com o intuito de decompor 
hidrogenocarbonatos (impurezas) formados no procedimento de precipitação, sendo 
que a solução deve permanecer em torno dos 50 °C. Isto porque, se ela atingir 
temperaturas superiores a 60°C, pode ocasionar sua fervura. Os íons NH4+ e CO32- em 
NH3 e CO2 poderiam se decompor, inviabilizando a análise já que o precipitado não mais 
se faria presente. O aquecimento, em todas as etapas, se faz necessário porque acelera 
as reações fazendo com que os cátions precipitados no início amorfos se tornem 
cristalinos, além de é claro decompor os traços de bicarbonatos presentes. As lavagens 
dos precipitados com a água quente tem a mesma função do aquecimento. A água 
quente também ajuda a manter os precipitados na forma de cristal e decompor 
bicarbonatos. Após a dissolução dos precipitados em ácido acético, testa-se com K2CrO4 
afim de se determinar se é ou não necessário proceder com os testes de confirmação 
do Bário. Trata-se de um teste de identificação. 
 Enquanto o Estrôncio e o Cálcio são muito semelhantes, o Bário tem solubilidade 
diferente, sendo este o motivopelo qual ele precipita-se antes dos demais. É possível 
separar-se o Estrôncio e o Cálcio com o uso sulfato de amônio, tiossulfato de sódio e de 
aquecimento. Contudo, é necessário que a solução repouse por ao menos dois minutos 
antes de centrifugá-la. Do contrário, a cinética da reação não ocorre e, o Estrôncio 
poderá ser confundido com o Cálcio. 
 
 
 - Neste tópico, é interessante dissertar sobre particularidades do grupo de 
cátions trabalhado. 
 - Se, durante o experimento, foi obtido algum resultado diferente do 
previsto na MQS (coloração, forma do precipitado, quantidade de precipitado 
e etc), aborde este tema aqui e explique o porquê desta diferença de 
rendimentos. 
 
 
 
 
Discussões: 
Como Fazer? 
 
204 
6.1 Teste de chamas 
Testes de chamas são usados para a detecção e confirmação de cátions deste 
grupo. Os elementos alcalino-terrosos têm elétrons na última camada de valência que 
podem ser facilmente excitados, mesmo a baixa temperatura de uma chama de Bunsen, 
com emissão de visível luz. Na chama, sais voláteis evaporam e se dissociam em íons. A 
cor da luz emitida é característica do elemento os envolvidos. 
Apesar de existir o teste de chamas para a identificação do Cálcio, este processo 
não é recomendado neste caso, pois, a amostra deveria ser sólida e, a ausência de 
impurezas seria imprescindível para que a análise fosse precisa e os resultados 
confiáveis. 
 
6.2 Solução de amônia e carbonato de amônio 
Os carbonetos de Cálcio, Estrôncio e Bário precipitam em soluções aquosas 
contendo o carbonato de amônio ((NH4)2CO3). Os precipitados são solúveis em ácido 
acético diluído e em ácidos minerais e, ligeiramente solúvel em soluções de sais de 
amônio de ácidos fortes. 
Em solução de amônia, entretanto, nenhum precipitado se forma, devido à sua 
relativamente elevada solubilidade. Se as soluções alcalinas são expostas à atmosfera, 
um pouco de dióxido de carbono é absorvido e uma turvação aparece devido formação 
de carbonato. Portanto, se uma ligeira turbidez ocorre na adição de solução de amônia 
isto pode ser devido a pequenas quantidades de carbonato frequentemente presente 
em um reagente envelhecido de amônio. Geralmente, os hidróxidos dos três elementos 
do grupo IV podem ser considerados como completamente ionizado em soluções 
aquosas. 
 
7. Conclusão 
 
 
 
 
 
 
Com o experimento de análise de cátions do grupo IV, conclui-se que, através da 
Marcha Qualitativa de Separação e Identificação dos Cátions, os precipitados obtidos 
- Neste tópico, recomenda-se apontar uma breve observação do 
experimento realizado (texto destacado de verde) e sintetizar, do 
modo mais claro possível, o ocorrido em laboratório e seu real 
objetivo. 
 
 
 
Conclusão: 
como não “encher 
linguiça”? 
 
205 
são extremamente semelhantes, tanto na forma como na coloração. Logo, a simples 
identificação a olho nu, não é a mais confiável. Sugere-se o uso de outro tipo de 
identificação de cátions, como o teste de chamas, para a obtenção de um experimento 
mais exato. 
 
8. Referências 
 
 
 
 
 
 
 
 Referências Bibliográficas 
 
- VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981, 227 
p. 
- N.Baccan, O. E. S. Godinho. Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, Editora da 
Universidade Estadual de Campinas – UNICAMP, 1987, 295 p. 
 
 Webgrafia 
 
Infoescola – Título do Conteúdo encontrado; 
(disponível em http://www.infoescola.com/quimica/analise-qualitativa/) 
Acesso em 28 de outubro de 2014. 
Brasil Escola – Título do Conteúdo encontrado; 
(disponível em http://www.brasilescola.com/) 
Acesso em 29 de outubro de 2014. 
 - Procure sempre utilizar livros sobre o assunto e fontes confiáveis, como 
as citadas abaixo. 
 - Não se esqueça de indicar quando os livros e/ou sites foram acessados! 
 - Ao utilizar fontes bibliográficas indique o autor, o nome do livro, a 
editora, o ano e a página, nesta ordem. 
 
 
 
 
 
Referências 
 
206 
TABELA PERIÓDICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
207 
TABELA DE CÁTIONS E ÂNIONS 
MONOVALENTES BIVALENTES TRIVALENTES 
 
F-Fluoreto 
 
Cl-Cloreto 
 
Br-Brometo 
 
I-Iodeto 
 
ClO- Hipoclorito 
 
ClO2- Clorito 
 
ClO3- Clorato 
 
ClO4- Perclorato 
 
NO2- Nitrito 
 
NO3- Nitrato 
 
CN- Cianeto 
 
OCN-Cianato 
 
SCN- Tiocianato 
 
PO3- Metafosfato 
 
H2PO2- Hipofosfito 
 
AlO2- Aluminato 
 
MnO4- Permanganato 
 
OH- Hidróxido 
 
H- Hidreto 
 
C2H3O2- Acetato 
 
 
 
 
 
O2-Óxido 
 
O22- Peróxido 
 
S2- Sulfeto 
 
SO32- Sulfito 
 
SO42- Sulfato 
 
S2O32- Tiossulfato 
 
CO32- Carbonato 
 
C2O42- Oxalato 
 
SiO32- Metassilicato 
 
SiF62- Fluorsilicato 
 
HPO32- Fosfito 
 
CrO42- Cromato 
 
Cr2O72- Dicromato 
 
MnO42- Manganato 
 
MnO32- Manganito 
 
SnO22- Estanito 
 
SnO32- Estanato 
 
PbO22- Plumbito 
 
PbO32- Plumbato 
 
ZnO22- Zincato 
 
S2O62- Hipossulfato 
 
S2O72- Pirossulfato 
 
PO43- Fosfato 
 
AsO33- Arsenito 
 
AsO43- Arseniato 
 
SbO33- Antimonito 
 
SbO43- Antimoniato 
 
BO33- Borato 
 
Fe(CN)63- Ferricianeto 
 
TETRAVALENTES 
 
P2O74- Pirofosfato 
 
P2O64- Hipofosfato 
 
SiO44- Silicato 
 
Fe(CN)64- Ferrocianeto 
 
 
 
 
 
 
 
MONOVALENTES BIVALENTES TRIVALENTES TETRAVALENTES PENTAVALENTES 
 
H+ Li+ Na+ 
 
K+ Rb+ Cs+ 
 
Ag+ Cu+ Au+ 
 
NH4+ H3O+ 
 
Mg2+ Ca2+ Sr2+ 
 
Ba2+ Ra2+ Zn2+ 
 
Co2+ Cd2+ Fe2+ 
 
Mn2+ Pb2+ Sn2+ 
 
Pt2+ Cu2+ Ni2+ 
 
Al3+ Bi3+ Co3+ 
 
Cr3+ Ni3+ Au3+ 
 
Fe3+ Sb3+ As3+ 
 
 
Pt4+ Pb4+ Sn4+ 
Mn4+ 
 
As5+ Sb5+ 
 
 
 
 
208 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
 
Fundamento Teórico: Os cátions Ag+, Pb+2 e Hg2+2 precipitam na presença de HCl 
diluído formando cloretos insolúveis em meio aquoso. 
Preparação da Amostra: A amostra foi preparada pela mistura de volumes iguais 
de soluções de AgNO3 15,8 g/L, Pb(NO3)2 16,0 g/L e Hg2(NO3)2.2H2O 14,0 g/L. 
 
 
 
 
 
- Transferir 20 gotas da solução da amostra para um tubo de centrifuga; 
 
- Adicionar cuidadosamente HCl 2 eq/L até que a precipitação completa dos cátions (2 a 3 gotas aprox.) e 
homogeneizar o tudo de centrifuga; 
 
- Centrifugar e testar, no sobrenadante, se a precipitação foi quantitativa. Para isso adicionar 1 gota de HCl 2 eq/L e 
verificar se a solução permaneceu límpida, indicando precipitação quantitativa. 
 
Precipitado 
(Pode conter: AgCl, PbCl2 e Hg2Cl2) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de outros 
grupos, reserve-os. 
 
- Lave o precipitado com 2 gotas de HCl 2 eq/L e com 5 gotas de água fria, centrifugue e rejeite o produto da lavagem. 
Adicionar 10 gotas de água fervendo, agitando no momento da adição, centrifugar e separar o sobrenadante 
imediatamente. 
 
Precipitado I 
(Pode conter: Hg2Cl2 e AgCl) 
Sobrenadante I 
(Pode conter: PbCl2) 
 
- Repetir o procedimento de lavagem à quente: separe o 
sobrenadante de água quente em outro tubo, adicione K2CrO4, 
se houver precipitação, repita o processo até que as águas de 
lavagem não produzam nenhum precipitado, garantindo 
completa remoção de Pb2+. 
 
- Adicionar 10 gotas de solução quente de NH4OH diluída ao 
precipitado e centrifugue. 
 
 
- Esfrie uma porção da solução: um precipitado 
brancocristalino de PbCl2 pode ser obtido. 
 
Divida-o em três partes: (Caso não obtenha um 
precipitado, continue o procedimento) 
 
4) Adicionar solução de K2CrO4. Precipitará 
PbCrO4, que é amarelo e insolúvel em ácido 
acético diluído. 
 
5) Adicionar solução de KI (1-2 gotas). 
Precipitará PbI2 que é solúvel em água fervendo, 
levando a uma solução incolor que deposita 
cristais amarelos brilhantes por resfriamento. 
 
6) Adicionar H2SO4 diluído. Precipitará 
PbSO4, que é solúvel em solução de acetato de 
amônio. 
 
Confirma-se a presença do cátion Pb+2. 
 
Precipitado II 
(Pode conter Hg2+2) 
Sobrenadante II 
(Pode conter [Ag(NH3)2]+) 
 
- Se for preto, 
consiste em 
Hg(NH2)Cl + Hg0. 
 
Portanto 
Hg22+presente. 
 
- Divida o sobrenadante em duas partes: 
 
3) Acidifique com HNO3 diluído, 
testando em papel tornassol (azul para 
vermelho). 
 
Precipitado branco de AgCl 
 
 
4) Adicione algumas gotas de solução 
de KI (de 3 a 4 gotas). 
 
Precipitado amarelo pálido de AgI, 
confirmando a presença do cátion. 
 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO I SEGUNDO VOGEL 
 
209 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
Fundamento Teórico: Os cátions Cu+2, Pb+2, Hg+2, Bi+3 e Cd+2, não precipitam na 
forma de cloretos através da HCl diluída mas precipitam pelo H2S (Ácido sulfídrico), em meio 
composto por HCl 0,25/0,33 Eq/L, sob forma de sulfetos insolúveis, constituindo o Grupo II 
A. Os cátions As+3/+5, Sb+3/+5, e Sn+2/+4 também precipitam e constituem o Grupo II B. 
 
 
 
 
- Transferir 20 gotas da solução da amostra ou todo o sobrenadante do grupo I para um tubo de centrifuga; 
- Testar o pH (em um vidro relógio, adicionar uma gota sobre papel pH extremamente ácido) e se necessário, adicione 
gotas de HCl 5 eq/L até obter pH 0,5. 
- Adicionar 15 gotas de solução de Tiocetamida (sob agitação constante) 
- Aquecer em banho Maria a solução a cerca de 80ºC. Manter o aquecimento por cerca de 15 minutos, com agitação 
constante; (Mantenha o termômetro dentro da solução. Prenda o tubo de centrífuga a uma pinça de madeira para 
dar apoio sobre o bocal do béquer); 
- Centrifugar a quente e testar, (separar o sobrenadante) se a precipitação foi quantitativa adicionando-se 2 gotas de 
tiocetamida com aquecimento. 
Precipitado 
(pode conter HgS, CuS, CdS, PbS, Bi2S3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de outros 
grupos, reserve-os. 
- Lavar o precipitado com 10 gotas de água destilada (2 vezes), descartado a água de lavagem após a centrifugação. 
- Adicione 10 gotas de HNO3 5 eq/L, homogeneizar e aquecer em Banho Maria por 3 minutos com agitação e 
centrifugue , separando o sobrenadante em outro tubo de centrífuga. 
- Lave o precipitado com um pouco de água destilada, descartando a água de lavagem. (O HgS é insolúvel em HNO3 
diluído) 
Precipitado I 
(Pode conter Hg2+) 
Sobrenadante I 
(Pode conter: Pode conter os cátions : Pb2+, Bi3+, Cu2+, e Cd2+) 
 
- Sendo preto HgS(prec) 
 
- Dissolva-o numa 
mistura de 4 gotas de 
NaClO 1 mol/L e 4 
gotas de HCl diluído. 
- Adicione mais 2 gotas 
de HCl diluído e aqueça 
a ebulição para eliminar 
o excesso de Cl2. 
 
- Adicione 3 gotas de 
solução de SnCl2. 
 
Precipitado branco, 
tornando-se cinza ou 
preto indica a presença 
de Hg2+. 
 
- Adicionar excesso de NH4OH 5 eq/L, até a precipitação quantitativa, testando o pH em 
papel tornassol (vermelho para azul), e então, mais 3 gotas da base e centrifugar. 
Precipitado II 
(Pode conter Hg2+) 
Sobrenadante I 
(Pode conter:[Cu(NH3)4]2+ e [Cd(NH3)4]2+) 
 
- Aqueça com 3 gotas de NaOH 5 eq/L 
por 1 minuto e centrifugue. 
- Se for incolor não há Cu2+ na solução: Ajustar 
para pH neutro com HCl 1 eq/L e então, 
adicione tiocetamida e aqueça em banho 
Maria 80ºC por 10 minutos. Ppt Amarelo – Cd+. 
 
- Se o filtrado for azul: Divida-o em duas 
porções: 
 
1) Acidifique com 3 gotas de ácido acético 
(testa em papel tornassol azul para vermelho 
). Adicione K4[Fe(CN)6] 
 
Dando precipitado marrom avermelhado, 
confirmando presença de Cu2+. 
 
2) Na outra porção ajustar pH para neutro 
(testar em papel pH) com 2 gotas de HCl 1 
eq/L . Adicionar gota a gota solução de KCN 
(CUIDADO) até o descoramento da cor azul e 
mais 5 gotas. Aqueça com tiocetamida (2 
gotas) em B.M (80ºC/10 min). 
 
Precipitado Amarelo indica presença de Cd2+. 
Precipitado III 
(Pode conter: 
Bi(OH)) 
Sobrenadante III 
(Pode conter: 
Pb(OH)4]2+) 
 
- Bi(OH)3 precipitado 
branco confirma a 
presença do cátion 
Bi3+. 
 
- Dissolver o 
precipitado com 1 
gota de HNO3 e 
adicionar 2 gotas de 
KI. 
 
A formação de um 
complexo alaranjado 
confirma a presença 
de Bismuto. (Bi3+). 
 
- Adicione 5 
gotas de ácido 
acético e 2 
gotas de K2CrO4. 
 
Precipitado 
amarelo indica a 
presença de 
Pb2+. 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IIA SEGUNDO VOGEL 
 
210 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
Fundamento Teórico: Baseia-se na separação seletiva (precipitação) do cátions Al3+, 
Cr3+ e Fe3+, com NH4Cl como meio junto a NH4OH. Formando Al(OH)3, Cr(OH)3 e Fe(OH)3, 
precipitados estes que são insolúveis em álcalis, e solúveis em ácido minerais a quente. A 
presença de fosfatos, silicatos, boratos, fluoretos e ânions de ácidos orgânicos deve ser 
testada se necessário e removida de acordo com os métodos descritos na seção V. 13, fls, 469 
– Vogel 5ª Ed. 
 
 
 
 
 
- Tome todo o filtrado do grupo II ou 20 gotas da solução amostra contendo os cátions do grupo IIIA isentos de sais 
interferentes e adicione uma pitada (uma ponta espátula de porcelana aproximadamente) de NH4Cl. 
- Adicione 10 gotas de solução de NH4OH 1 eq/L (± 10 gotas) até atingir pH alcalino (testar com tornassol vermelho 
para azul) e, posteriormente, adicione duas gotas da base em excesso. 
- Ferva a solução em banho Maria com constante agitação por 1 minuto e, em seguida, centrifugue imediatamente. 
Precipitado 
(pode conter: Al(OH)3, Cr(OH)3 e Fe(OH)3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de 
outros grupos, reserve-os. 
- Lave o precipitado com 10 gotas de solução de NH4Cl 1% m/v com intensa agitação. 
- Centrifugue a solução e, posteriormente, descarte o sobrenadante. 
- No precipitado limpo, adicione 5 gotas de NaOH 5 eq/L e, em seguida, 5 gotas de H2O2 3% m/v. 
- Ferva a solução sobre tela com amianto até o fim do desprendimento de O2 (aproximadamente 30 segundos – até 
o desprendimento de bolhas, com cuidado). 
- Centrifugue a solução 
 
Precipitado I 
(Pode conter: Fe(OH)3) 
Sobrenadante II 
(Pode conter: CrO4-2 (amarelo) ou [Al(OH)4]-(incolor) ) 
 
- Lave o precipitado com 10 gotas de Água 
destilada. (Não descarte a água de 
lavagem, matenha-a). 
 
- Em seguida, aqueça o precipitado em 
banho maria por 2 minutos, com intensa 
agitação. 
Dissolva o precipitado com ± 5 gotas de 
HCl 5 eq/L, testando a solução com papel 
Tornassol azul para vermelho. 
 
- Divida a solução em duas porções: 
 
3) Adicione 3 gotas de KSCN 1% m/v. 
 
Uma intensa coloração avermelhada 
(vermelho-sangue), confirma-se a 
presença do cátion Fe3+. 
 
 
4) Adicione 3 gotas de solução de 
K4[Fe(CN)6] 0,5 eq/L. 
 
Coloração azulada (Azul da Prússia) na 
amostra, confirma-se a presença do 
Cátion Fe3+. 
Caso o sobrenadante seja incolor, há a ausência do cátion 
Cr3+(amarelo). Faça apenas o item 3) 
 
 Caso a solução possuacoloração amarelada, divida-a em três 
porções: 
 
4) Acidifique a solução com Ácido Acético 5 eq/L, 
aproximadamente 5 gotas. Confirme com papel Tornassol. (azul para 
vermelho). Adicione 3 gotas de solução de Acetato de Chumbo 1% 
m/v. 
 
Caso obtenha um precipitado Amarelado de PbCrO4, confirma-se a 
presença do Cátion Cr+3 
 
5) Acidifique a solução com ± 3 gotas de HNO3 5eq/L e, 
posteriormente, esfrie a amostra. 
 - Adicione 1mL de Álcool Amílico. 
- Adicione 1 gota de H2O2 3% m/v 
- Agite bem a solução. 
 
 
A formação de uma superior azul claro, que rapidamente se 
descolore, confirma-se a presença do Cátion Cr+3. 
 
6) Acidifique a solução levemente com HCl 5 eq/L, e teste com Papel 
Tornassol. (Azul para vermelho) 
- Alcalinize a solução com NH4OH 5eq/L, vertendo 1 gota em excesso. 
- Aqueça até fervura em banho maria, centrifugando em seguida. 
 
A formação de precipitado com coloração branca gelatinosa, 
confirma-se a presença do Cátion Al+3. 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IIIA SEGUNDO VOGEL 
 
211 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
Fundamento Teórico: Os cátions Co+2, Ni+2, Zn+2 e o Mn+2, formam composto 
solúveis com HCl dil., com H2S em meio HCl 0,3M e com NH4OH dil. Em meio NH4Cl, mas 
forma compostos insolúveis em (NH4)2X ou H2S em meio NH4OH/NH4Cl,sob forma de CoS, 
ZnS, NiS e MnS em meio alcalino. 
 
 
 
 
 
 
- Usar todo o sobrenadante do Grupo III A, ou medir 20 gotas da solução da amostra. Adicionar 1-2 cristais NH4Cl*, 
depois aqueça com constante agitação. Adicione 2 gotas de NH4OH (diluído), aquecer até a fervura com constante 
agitação e adicionar 15 gotas de (NH4)2Sx (polissulfeto de amônio) e manter o aquecimento por 5 minutos. 
Centrifugar. 
 
Precipitado 
(pode conter CoS, NiS, ZnS e MnS) 
Sobrenadante: Pode conter cátions de 
outros grupos, reserve-os. 
 
- Lavar o precipitado com 10 gotas solução de NH4Cl 1% m/v contendo 3 gotas de (NH4)2Sx. Centrifugar, removendo 
a água de lavagem. Adicionar 5 gotas de água destilada e 5 gotas de HCl 2 mol/L, agitar bem, e testar o pH com 
papel tornassol azul para vermelho, caso não esteja ácido, adicionar mais HCl gota a gota e deixar repousar de 2 a 3 
minutos. Centrifugue. 
 
 
Precipitado I 
(pode conter CoS e/ou NiS) 
Sobrenadante II (pode conter Zn2+ e/ou Mn2+) 
 
- Dissolva o precipitado numa 
mistura de 10 gotas de NaClO a 10% 
m/v e 4 gotas de HCl 2 mol/L e 
aqueça (ferver sobre a tela com 
amianto) para eliminação do Cl2. 
Obrigatoriamente resfriar em água 
corrente e diluir, em seguida, até 
atingir o volume de 1 mL. 
 
- Divida a solução (sobrenadante) em 
2 partes iguais: 
 
1) Adicione 5 gotas de álcool 
amílico, e cristais em maior 
quantidade de NH4SCN (ou 
KSCN) sólido e agite bem. 
 
A camada de álcool amílico torna-se 
azul, confirmando a presença de 
cobalto (Co2+). 
 
2) Adicione 2 gotas de solução de 
NH4Cl, alcalinize com NH4OH 5 eq/L 
e, então, adicione excesso do 
reagente Dimetilglioxima (5-7 gotas) 
e centrifugue. 
 
A formação de precipitado 
vermelho-carmim confirma a 
presença de Níquel (Ni2+). 
 
- Ferver sobre a tela com amianto para eliminar o excesso de H2S e testar com 
o papel de acetato de chumbo, até que o papel se mantenha com coloração 
branca , o que confirma total remoção do H2S 
 
- Esfrie e adicione excesso de NaOH 5 eq/L aproximadamente 5 gotas e em 
seguida 2 gotas de H2O2 a 3% m/v. 
 
- Ferva por 3 minutos e centrifugue. 
 
Precipitado II 
(pode conter principalmente MnO2 ∙ 
H2O, mas tabém trações de 
Co(OH)3e Ni(OH)2 
Sobrenadante II 
(pode conter: [Zn(OH)4]2- 
 
- Dissolva o precipitado com 5 gotas 
de HNO3 1:1 (8 mol/L), e com 2 
gotas de H2O2 a 3% m/v. Ferva 
sobre a tela com amianto para 
decompor o excesso de H2O2 e 
esfrie. 
 
- Adicione uma ponta de espátula de 
PbO2, agite bem e deixe em 
repouso. 
 
Uma solução violeta de MnO4-, 
confirmou a presença de Mn2+. 
 
- Acidifique com ácido acético em 
torno de 5 gotas, testar o pH com o 
papel tornassol (azul para 
vermelho), com mais 4 gotas em 
excesso, e adicionar 5 gotas de 
(NH4)2Sx e aquecer em banho-maria. 
A formação de um precipitado 
branco (ZnS), confirma a presença 
de Zinco. 
 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IIIB SEGUNDO VOGEL 
 
212 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA 
Fundamento Teórico: Os cátions desse grupo formam carbonatos com adição de 
carbonato de amônio em meio alcalino. Os carbonatos do grupo IV apresentam baixos 
valores de Kps em relação aos demais cátions. 
 
 
 
 
 
 
- Medir 20 gotas da solução da amostra ou usar todo o sobrenadante do grupo IIIB. Adicionar uma pitada de NH4Cl 
sólido. Alcalinizar a solução com NH4OH (testar com papel tornassol vermelho para azul) e então, adicionar 20 gotas 
de (NH4)2CO3 com agitação constante e aquecimento em banho-maria a 60 °C por 5 minutos. O aquecimento a 60 
°C destina-se a decompor qualquer traço de hidrogenocarbonato formado, contudo não deve ultrapassar essa 
temperatura, pois a fervura decompõe NH4+ e CO32- em NH3 e CO2, respectivamente. Centrifugue. 
 
Precipitado 
(pode conter BaCO3, SrCO3 e CaCO3) 
Sobrenadante: Pode conter cátions do grupo V 
 
- Lave o precipitado com um pouco de água quente e rejeite as águas de lavagem. Dissolva o precipitado em 10 
gotas de ácido acético 2M. Aqueça quase até a ebulição, adicione solução de K2CrO4 até precipitação quantitativa 
e separe o precipitado de BaCrO4. 
 
Precipitado I Sobrenadante I 
 
Precipitado amarelo de 
confirma de BaCrO4 
confirma de Ba2+ 
 
- Em um outro tubo de centrífuga, adicione a 5 gotas da solução sobrenadante fria, 5 
gotas de (NH4)2SO4 saturado e 1 ponta de espátula de tiossulfato de sódio, aqueça em 
banho-maria por 5 minutos e deixe repousar por 2 minutos. Centrifugue. 
 
Precipitado II 
Sobrenadante III (Pode conter complexo de 
cálcio.) 
 
Precipitado branco de SrSO4 
confirma Sr2+ 
 
- Adicione 5 gotas de solução de oxalato de 
amônio - (NH4)2(COO)2 e aqueça em banho-
maria. 
 
Precipitado branco de Ca(COO)2 indica a 
presença de Ca2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
MARCHA QUALITATIVA SISTEMÁTICA DOS 
CÁTIONS DO GRUPO IV SEGUNDO VOGEL 
 
213 
 
 
2 mL de SP 
2mL de BaCl2 
2 mL de SP 
2mL de AgNO3 
Ânions Identificação Confirmação 
Precipita Não precipita 
 
F- 
 
BaF2 – Branco 
Solúvel em HNO3 
SP + MgCl2 → MgF2 
Ppt. Branco gelatinoso 
 
SP + CaCl2 → CaF2 - Ppt. Branco 
 
SO4-2 
 
BaSO4 – Ppt. branco 
Insolúvel em HNO3 
SP + Pb(NO3) → PbSO4 
Ppt. Branco 
Não precipita Precipita 
Br- 
AgBr – Ppt. Branco 
 
Insolúvel em HCl 
 
SP + Pb(NO3) → PbBr 
 
Ppt. Branco 
 
Cl- 
AgCl – Ppt. Branco 
 
Insolúvel em HNO3 
SP + Pb(NO3) → PbCl2 
Ppt. Branco insolúvel em NH4OH 
 
OBS: Colocar gota à gota. 
[Fe(CN)6]-4 [Fe(CN)6]-4 – Ppt. Amarelo 
 
SP + FeCl3 → [Fe(CN)6]3 
Ppt. Azul 
 
Precipita Precipita 
 
 
 
CrO4-2 
 
 
 
AgCrO4 - Ppt. Vermelho 
 
SP Amarela 
 
 
SP + Pb(NO3)2 → PbCrO4 
 
Ppt. Amarelo 
 
PO4-3 
AgCrO4 – Ppt. Amarelo 
 
Ba3(PO4)2 – Ppt. Branco 
Solúvel em HNO3 
SP + CuSO4 → Cu(PO4)2 
Ppt. Azul Claro 
 
SP + HgCl2 → Não reage 
 
HCO3- 
AgHCO3 – Ppt. Branco 
sujo 
 
Ba(HCO3)2 – Ppt. Branco 
 
HCO3 + HNO3 = CO2 
SP + MgSO4 → Não reage 
 
SP + HgCl2 → Não reage 
Não precipita Não precipita 
NO3- SP sobre a Difenilamina = anel azul 
CH3COO- 
SP + FeCl3 = coloração vermelha. 
 OBS: colocar excesso. 
 
214 
RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS PROPOSTOS 
. CAPÍTULO 2 
 
 
 
 
P1) Equação Molecular: 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O 
Equação Iônica: 6 H+ + 3 SO4-2 + 2 Al+3 + 6 OH- → Al2(SO4)3 + 12 H+ + 6 O-2 
Equação essencial: 2 Al+3 + 3 SO4-2 → Al2(SO4)3 
 
P2) 
i) 4Cr + 3 O2  2Cr2O3 
 
j) 3BaO + As2O5  Ba3(AsO4)2 
 
k) 1Al2(CO3)3  1Al2O3 + 3 CO2 
 
l) 1C2H6O + 3 O2  2CO2+ 3H2O 
 
m) 1 Na2CO3+ 2HCl  2NaCl + 1 H2O + 1 CO2 
 
n) 1 Fe2(CO3)3 + 3 H2SO4  1 Fe2(SO4)3 + 3 H2O + 3 CO2 
 
o) 2H3PO4+ 3 CaO  1 Ca3(PO4)2 + 3 H2O 
 
p) 1K2Cr2O7 + 2 KOH  2 K2CrO4 + 1 H2O 
 
P3) 
k) 2 KClO32 KCl+ 3 O2 ( D ) 
 
l) N2 + 3 H22 NH3 ( S ) 
 
m) 2 HNO3 + Ca(OH)2Ca(NO3)2 + 2 H2O ( DT ) 
 
n) CaCO3CaO + CO2 ( D ) 
 
o) 2 Kl + Cl2 2 KCl+ I2 ( ST ) 
 
p) 2 NO2N2O4 ( S ) 
 
q) Mg + 2 AgNO3 Mg(NO3)2 + 2 Ag ( ST ) 
 
r) BaCl2+ H2SO4 BaSO4 + 2 HCl ( DT ) 
 
s) C12H22O1112 C + 11 H2O ( D ) 
 
P4)
S8: Nox = 0 H2S: Nox = -2 SO2: Nox = +4 H2SO4: Nox = +6 
P5) Agente oxidante = Cloro; Agente redutor = Iodo 
 
215 
∆ 
Frio 
NaHCO3 no escuro/tamponado 
5 min 
H2O 
No escuro/tamponado 
5 min 
HCl 
H2SO3: Nox = +4 SO3: Nox = +6 SO42-: Nox = +6 Al2(SO4)3: Nox = +6 
P6) a) 1 Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → 2 NO2 (g) + 1 Cu(NO3)2 (aq) + 2 H2O (l) 
b) Agente Oxidante = Nitrogênio (N); Agente redutor= Cobre (Cu) 
 
P7) a) 2 Al + 6 HCl→ 2 AlCl3 + 3 H2 
Agente Oxidante: Hidrogênio (H); Agente Redutor: Alumínio (Al) 
b) Cl2 + 2 NaOH → NaClO + NaCl + H2O 
Agente Oxidante: Cloro (Cl); Agente Redutor: Sódio (Na) 
P8) 
t) 2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 5Na2SO4 + 1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 10 CO2 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: C 
u) 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: O 
v) 10FeSO4 + 8 H2SO4 + 2 KMnO4 1 K2SO4 + 2 MnSO4 + 6 H2O + 5 Fe2(SO4)3 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: Fe 
w) 2 FeCl3 + 1 SnCl2 2 FeCl2 + 1 SnCl4 
Agente Oxidante: Fe; Agente Redutor: Sn 
x) 1SnCl2 + 2 HgCl2 1 SnCl4 +1 Hg2Cl2 
Agente Oxidante: Hg; Agente Redutor: Sn 
y) 1 K2Cr2O7 + 6 KI + 14HCl 8 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 I2 
Agente Oxidante: Cr; Agente Redutor: I 
z) 1I2 + 2 Na2S2O3 1 Na2S4O6 + 2NaI 
Agente Oxidante: I; Agente Redutor: S 
aa) 2 K2CrO4 + 6 KI + 16HCl 10KCl + 2 CrCl3 + 8 H2O + 3 I2 
Agente Oxidante: Cr; Agente Redutor: I 
bb) 1 Na2SO3 + 1 I2 + 1 H2O 1 H2SO4 + 2NaI 
Agente Oxidante: I; Agente Redutor: S 
cc) 2 MnO4- + 10 Cl- + 16 H+ 2 Mn+2 + 5 Cl2 + 8 H2O 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: Cl 
dd) 2 MnO4- + 5 H2SO4 + 6 H+ 2 Mn+2 + 10 CO2 + 8 H2O 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: C 
ee) 5 H3AsO3 + 2 MnO4- + 6 H+ 5 H3AsO4 + 2 Mn+2 + 3 H2O 
 
216 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: As 
ff) 10 I- + 2MnO4- + 16 H+ 5 I2 + 2 Mn+2 + 8 H2O 
Agente Oxidante: Mn; Agente Redutor: I 
gg) 5 NaBiO3 + 2 Mn+2 + 14 H+ 2 MnO4- + 5 Bi+3 + 5 Na+ + 7 H2O 
Agente Oxidante: Bi; Agente Redutor: Mn 
hh) 1 ClO3- + 8 I- + 6 H+ 1 Cl- + 4 I2 + 3 H2O 
Agente Oxidante: Cl; Agente Redutor: I 
ii) 1 IO3- + 2 Ti+ + 6 H+ + 1 Cl- 1 ICl + 2 Ti+3 + 3 H2O 
Agente Oxidante: I; Agente Redutor: Ti 
jj) 1 BrO3- + 6 [Fe(CN)6]-4 + 6 H+ 1Br- + 6 [Fe(CN)6]-3 + 3 H2O 
Agente Oxidante: Br; Agente Redutor: Fe 
kk) 2 CuSO4 + 4 KI 2 K2SO4+ 1Cu2I2 + 1 I2 
Agente Oxidante: Cu; Agente Redutor: I 
ll) 1 H2O2 + 2 KI + 2 HCl 2 KCl + 2 H2O + 1 I2 
Agente Oxidante: O; Agente Redutor: I 
 
 CAPÍTULO 3 
P1) a) 7,2 eq/L b) 44,49 eq/L c) 252,252 g/L 
P2) É impossível corrigir a solução, visto que 
necessita-se de 672,8586 mL, aproximadamente, 
para tornar a solução 5 eq/L. 
P3) 90% m/m 
P4) ≅ 45,0423 mL de H2O2 
P5) a) 3 Ca(OH)2 + 2 BiCL3  3 CaCl2 + 2 Bi(OH)3 
b) 0,7875 g 
P6) a) reagente limitante – K2PtCl4 / reagente em 
excesso – NH3 
b) 7,23 g de Pt(NH3)2Cl2 
P7) 1,339051 g de BaSO4 
P8) 58,21% m/m 
P9) 60,8% m/m 
P10) 204453,33 toneladas de CO2 
P11) a) Zn + 2 HNO3  Zn(NO3)2 + H2 
b) 9508,15 mg de Zn(NO3)2 e 3270 mg de H2 
c) 2,80635 g de Zn 
P12) a) 2 H2S +1 SO2  3 S + 2 H2O 
b) 0,64 Kg de SO2; 0,240 Kg de S e 0,09 Kg 
P13) 343,8395 Kg 
P14) 3 g/L 
P15) 36,73% m/m 
P16) 5,4 e 2,1 mol/L 
P17) 72,7538% de KCl e 27,2461% de NaCl 
P18) a) 2 KClO3  2 KCl + 3 O2 b) 55,4% m/m 
P19) 3200 vezes 
 
 
217 
P20) 0,107 mol de Fe3+; 3,67 g de Fe2O3 
P21) 403,2 Kg 
P22) 0,485 g de Al2(SO4)3 
P23) 58,6 % 
P24) 1,0 g de soluto 
P25) HNO3 = 0,2368 eq/L e HCl = 0,2882 eq/L 
P26) 300,5025 g de PbO2 e 0,25 L de HNO3 
P27) 60,65% de (NH4)2SO4 e 39,35% de K2SO4 
P28) 55,81% de KCl 
P29) a) 5,5 L de HCl b) 2876 g ou 2,9 kg 
P30) Alternativa D 
P31) 50% 
P32) X = 27, Y=0,4, W= 22,5 Z = 2,5 
P33) 6,20 g 
P34) 6,84 X 1025 átomos 
P35) 27,1233 g de Fe 
P36) 4,83854 g 
 
 CAPÍTULO 4 
Respostas ao longo do capítulo 
 
 CAPÍTULO 5 
P1) 
k) 𝐾𝑐 =
[𝑃𝑂𝐶𝑙3]
2
[𝑃𝐶𝑙3]2[𝑂2]
 
l) 𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂]2∙[𝐻2𝑂]
2
[𝑁2𝐻4] [𝑂2]2
 
m) 𝐾𝑐 =
[𝐶𝑂]2
[𝑂2]
 
n) 𝐾𝑐 = [𝐻2𝑂] ∙ [𝑆𝑂2] 
o) 𝐾𝑐 =
[𝑁𝑂2]
2∙[𝐻2𝑂]
8
[𝑁2𝐻4] [𝐻2𝑂2]6
 
p) 𝐾𝑐 =
[𝐶𝐻4]∙[𝐶𝑂2]
[𝐻2𝑂]2
 
q) 𝐾𝑐 =
[𝑁𝐶𝑙3]∙[𝐻𝐶𝑙]
3
[𝐶𝑙2]3∙[𝑁𝐻3]
 
r) 𝐾𝑐 =
[𝐻𝑁𝑂2]
2
[𝑁𝑂]∙[𝑁𝑂2]∙[𝐻2𝑂]
 
s) 𝐾𝑐 =
[𝐵𝑟𝐹5]
2
[𝐵𝑟2]∙[𝐹2]5
 
t) 𝐾𝑐 = [𝐻2𝑂]
5 
P2) 2 N2O3 (g) + O2 (g) 4 NO2 (g) 
P3) 𝐾𝑐 =
1
[𝑆𝑂2]
 
P4) 0,3977 
P5) 𝐾𝑐 = 3,125 
P6) 64 
P7) [N2O4] = 0,016 mol/L 
[NO2] = 0,268 mol/L 
 
 
P8) [HI] = 1,5556 mol/L 
P9) 0,0027869 
P10) 9,5  105 
P11) [CO] = 0,033 mol/L 
[H2O] = 0,033 mol/L 
[CO2] = 0,0668 mol/L 
[H2] = 0,0668 mol/L 
P12) [CO] = 0,0530 mol/L 
[H2O] = 0,0530 mol/L 
[CO2] = 0,107 mol/L 
 
218 
[H2]= 0,107 mol/L 
P13) [BrCl] = 0,05036 mol/L 
[Br2] = 0,02482 mol/L 
[Cl2] = 0,01482 mol/L 
P14) 0,9148 
P15) 1,3333 
P16) 2 
P17) 18 
P18) 0,0648 mol/L 
 
Ghjhg.
 CAPÍTULO 6 
P1) HNO3 + H2O H3O+ + NO3-;𝐾𝑎 = 
[𝐻+].[𝑁𝑂3
−]
[𝐻𝑁𝑂3]
 
P2) N2H4(aq) + H2O(l) N2H5+(aq) + OH-(aq) ; 𝐾𝑏 = 
[𝑁2𝐻5
+].[𝑂𝐻−]
[𝑁2𝐻4]
 
P3) pH = 2,51 
P4) pH = 4,83 
P5) Porcentagem de ionização = 0,301 %; Ka = 1,815 · 10-6 
P6) pH = 10,95; Kb = 2,7835 · 10-5 
P7)[HC3H5O2] = 0,1455 mol/L; [H+] = 4,513 · 10-3 mol/L; [C3H5O2-] = 4,513 · 10-3 mol/L; pH = 2,3455 
P8) pH = 9,24 
P9) 2,2386 g 
P10)4,692 g 
P11) a) pH = 4,83 b) pH = 11,906 c)pH = 1,889 
P12) [OH-] = 2,173 · 10-7 mol/L; A amostra é básica. 
P13) pH = 4,4948; pOH = 9,5051; A água está ácida. 
P14) pH = 11,415 
P15) [H+] = 7,2444 · 10-9 mol/L; O solo é básico. 
P16) 
 CONCENTRAÇÕES H+ OH- pH pOH 
ÁCIDO 
0,0068 mol/L 0,0068 1,48  10-12 2,17 11,83 
6,4  10-5 mol/L 6,4  10-5 1,5  10-10 4,19 9,81 
1,6  10-8 mol/L 1,6  10-8 6,3  10-7 7,8 6,2 
8,2  10-12 mol/L 8,2  10-12 1,2  10-3 11,09 2,91 
BASE 
3,5 10-7 mol/L 2,9  10-8 3,5 10-7 7,54 6,46 
0,0017 mol/L 5,9  10-12 0,0017 11,23 2,77 
2,5  10-11 mol/L 4  10-4 2,5  10-11 3,4 10,6 
7,9 10-2 mol/L 1,3  10-13 7,910-2 12,9 1,1 
 
P17) [H+] = 1,9953  10-6 mol/L; [OH-] = 5,012  10-9 mol/L 
 
219 
P18) [OH-] = 0,15 mol/L; pOH = 0,824; pH = 13,176; [H+] = 6,67  10-14 mol/L 
P19) [OH-] = 0,102 mol/L; pOH = 0,991; pH = 13,009; [H+] = 9,804  10-14 mol/L 
P20) massa(pH 2,5) = 0,0288 g; massa(pH 5) = 9,125  10-5 g. 
P21) 0,132 mol/L 
P22) pH = 5,29 
P23) 1,4604 · 10-4 g 
 
 CAPÍTULO 7 
P1) Alternativa B 
P2) a) Percebe-se que o sal menos solúvel é o PbS (sulfeto de chumbo), pois é o que apresenta menor valor 
de Ks, ou seja, possui o equilíbrio menos deslocado para a direita.Logo, o ânion mais indicado para a 
precipitação dos íons chumbo (Pb2+) é o S2- 
 b) 2 x 10-14 mol/L é a concentração máxima de Pb2+ solubilizada no efluente. 
P3) a) 4,0 x 10-5 mol/L 
 b) Porque a presença de íons SO4-2, provenientes do K2SO4,desloca o equilíbrio do BaSO4 ↔Ba2+ + SO42- 
para a esquerda, diminuindo a concentração de íons Ba 2+,que são tóxicos. 
P4) 4,0 x 10-9 
P5) (4,0 x 10-2) (8,0 x 10-2)2 
P6) KPS = 4x3 
P7) Alternativa b 
P8) 1,64 x 10-5 
P9) Cu2+ 
P10) 4,0 x 10-6 mol de X+ e 2,0 x 10-6 mol de Y-2 
P11) 1,04769 x 10-8 mol de Mg(OH)2 
P12) Apenas a sugestão I produzirá a solução desejada. 
P13) a) Não ocorrerá precipitação pois: 2×10-4 . (5×10-5)2 < 1,5×10-10 
 b) 6,0×10-2 mol/L 
P14) a) No experimento I: a curva x ; No experimento II: à curva y. 
 
220 
 b) 0,2 mol/L. 
 c) 0,005 mol em 100 mL de água 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
221 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
222 
REFERÊNCIAS 
. 
 
 BIBLIOGRAFIA 
 
 VOGEL, Arthur. “Química Analítica Qualitativa”.5ª edição. Editora Mestre Jou, São Paulo, 
1981. 
 
 Feltre. “Química”. Volume 2. São Paulo, Moderna Editora, 2008. 
 
 FRANCO, Dalto. “Química”.1ª edição. Volume 2. Editora FTD, 2008. 
 
 FELTRE, RICARDO. “QUÍMICA”. 7º Edição São Paulo – Moderna, 2008. 
 
 BRADY, James E. “Química: a matéria e suas transformações” / James E. Brady, Fred 
Senese; em colaboração com Neil D. Jespersen . Volume 2. 5ª Edição – Rio de Janeiro: LTC, 2009. 
 FELTRE, Ricado Setsuo Yoshinaga. “Físico – Química”. Volume 2. Editora Moderna LTDA, 
1981. 
 
 PERUZZO, Tito Miragaia.”Química na abordagem do cotidiano” - 1993; 1ª edição; 
 
 VOGEL, A. L. “Química Analítica Qualitativa”. 5ª Ed., Buenos Aires, Editorial Kapelusz, 
1969. 
 N. BACCAN, L. M. Aleixo, E. Stein, O. E. S. Godinho. “Introdução à Semimicroanálise 
Qualitativa”., 6ª ed., Editora da UNICAMP, 1995. 
 
 LISBOA, Julio Cezar Foschini. Colaboração de vários autores. “Química – Ensino médio: 
ser protagonista – 1º ano. Volume 1. 1ª Edição. Edições SM, São Paulo, 2010. 
 
 FONSECA, Martha Reis. “Química: Físico-Química”. FTD, São Paulo, 2007. 
 
 BRADY, James E. “Química: a matéria e suas transformações” / James E. Brady, Fred 
Senese; em colaboração com Neil D. Jespersen; Volume 1. 5ª Edição. Rio de Janeiro, LTC, 2011. 
 
 FONSECA, Martha Reis. “Química: Físico-Química”. São Paulo, FTD, 1992. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
223 
 WEBGRAFIA 
 
 Classificação das soluções: 
 
o Infoescola: 
(Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/classificacao-de-solucoes/) - Acesso em 
11/11/2014 
 
 Leis das Combinações Químicas: 
 
o Colégioweb – Lei de Richter: 
(Disponível em: http://www.colegioweb.com.br/trabalhos-escolares/quimica/leis-das-
combinacoes-quimicas/lei-das-proporcoes-reciprocas-ou-lei-de-richter-wenzel-berzelius.html) - Acesso 
em 15/11/2014 
 
 Solução Tampão: 
 
o Mundo Educação – pH e pOH de Solução Tampão: 
(Disponível em: http://www.mundoeducacao.com/quimica/ph-poh-solucao-tampao.htm) – 
acesso em 12/11/2014 
 
 
 Produto de Solubilidade: 
 
o Cola da Web – Produto de Solubilidade: 
(Disponível em: http://www.coladaweb.com/quimica/fisico-quimica/produto-de-solubilidade-
(kps)) - Acesso em 20/10/2014 
 
o Pró-química – Unicamp: Produto da Solubilidade: 
(Disponível em: http://proquimica.iqm.unicamp.br/prodsol.htm )- Acesso em 20/10/2014 
 
o Universidade Federal do Pará – Produto de Solubilidade: 
(Disponível em: http://www.ufpa.br/quimicanalitica/pdesolubilidade.htm) - Acesso em 
20/10/2014 
 
o Ebah – Produto de Solubilidade: 
(Disponível em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAf6J0AK/banco-dados-qui-ii-kps?part=6) 
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o Cola da Web – Exercícios Resolvidos de Produto de Solubilidade: 
(Disponível em: http://www.coladaweb.com/exercicios-resolvidos/exercicios-resolvidos-de-
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o Pesquisas de Química – Produto de Solubilidade: 
(Disponível em: https://crispassinato.wordpress.com/2008/05/25/kps/) - Acesso em 28/10/2014) 
 
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(Disponível em: http://www2.fc.unesp.br/lvq/LVQ_tabela/051_antimonio.html) – Acesso em 
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o Wikipédia – Antimônio: 
 
(Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Antim%C3%B4nio) - Acesso em 24/10/2014 
 
 
o Infoescola – Arsênio: 
 
(Disponível em: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/arsenio/) - Acesso em 
24/10/2014 
 
 
o Wikipédia – Arsênio: 
 
(Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ars%C3%AAnio) )- Acesso em 27/10/2014 
 
 
 
o Infoescola – Estanho: 
 
(Disponível em: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/estanho/)- Acesso em 
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o Wikipédia – Estanho: 
 
(Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Estanho )- Acesso em 29/10/2014 
 
 
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(Disponível em: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/ferro/) - Acesso em 29/10/2013 
 
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(Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/metais.htm) – Acesso em 29/10/2014 
 
 
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o Brasilescola – Metais: 
 
(Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/zinco.htm) – Acesso em 04/11/2014) 
 
 
o Wikipédia – Ferro: 
(Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Ferro) – Acesso em 10/11/2014) 
 
 
 
o Infoescola – Alumínio: 
 
(Disponível em: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/aluminio/) – Acesso em 
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o Infoescola – Cromo: 
 
(Disponível em: http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cromo/) – Acesso em 
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 Equilíbrio Químico: 
o Reocities – Equilíbrio Químico: 
(Disponível em: http://reocities.com/.../choir/9201/equilibrio_quimico2.htm) – Acesso em 
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(Disponível em: http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA7sIAE/primeiro-grupo-cations 
http://pt.scribd.com/doc/51482562/11/Classificacao-dos-Cations-ions-metalicos-em-Grupos-Analiticos) – 
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o UFMS – Análise Química: 
(Disponível em: http://www.dqi.ufms.br/QUALI2008-A.pdf) – Acesso em 21/11/2014 
 
o Unesp – Cátions do grupo III 
 
(Disponível em: http://wwwp.fc.unesp.br/~galhiane/cations_do_grupo_iii.htm) – Acesso 
em 22/11/2014