TÓPICO 4 - Equilíbrio de Solubilidade e Titulação de Precipitação

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Curso: Engenharia Ambiental 
 
Disciplina: Química Analítica 
 
 
TÓPICO 4 – EQUILÍBRIO DE SOLUBILIDADE E 
TITULAÇÃO DE PRECIPITAÇÃO 
 
 
 
Profª. Drª. Elisandra Scapin 
2 
Equilíbrio de Solubilidade e Constantes do Produto de 
Solubilidade 
 
Quase todos os sais pouco solúveis encontram-se essencial e 
totalmente dissociados em soluções aquosas saturadas. 
 
Ex.: quando um excesso de Ba(IO3)2 está em equilíbrio com a H2O, 
o processo de dissociação é : 
 é a fase que está separada mas 
em contato com a solução saturada. 
3 
 A concentração de um composto em seu estado sólido é 
constante. 
 
Em outras palavras, o número de mols de Ba(IO3)2 dividido pelo 
volume do Ba(IO3)2 sólido é constante, independentemente do 
excesso de sólido presente. 
Portanto, a equação 
 
 pode ser reescrita: 
constante do produto de solubilidade ou 
produto de solubilidade. 
4 
A Equação mostra que: 
 
- a posição do equilíbrio é independente da quantidade de 
Ba(IO3)2 enquanto o sólido estiver presente; isto é: 
 
- não importa se a quantidade for alguns miligramas ou vários 
gramas. 
Hg2Cl2(s) Hg2
2+ + 2Cl- 
 
Kps = [Hg2
2+][Cl-]2 = 1,2  10-18 
5 
Na análise química a questão da solubilidade é encontrada em 
titulações de precipitação, células eletroquímicas de referência e 
análise gravimétrica. 
 
O produto de solubilidade é a cte de equilíbrio para a reação 
na qual um sal sólido se dissolve, liberando seus íons 
constituintes em solução. 
 
Nesta constante de equilíbrio Kps, a concentração do sólido é 
omitida, pois este está em seu estado padrão. 
 
Ex.: 
6 
Significado físico do Kps: se uma solução aquosa é deixada em 
contato com Hg2Cl2(s), o sólido irá se dissolver até que a 
condição Kps = [Hg2
2+][Cl-]2 seja satisfeita. 
 
A partir deste momento a quantidade de sólido não-dissolvido 
permanece constante. 
 
Se Hg2
2+ e Cl- são misturados, (com contra-íons apropriados), de 
modo que o produto [Hg2
2+][Cl-]2 exceda o valor de Kps, teremos 
então a precipitação de Hg2Cl2. 
7 
Ex.: Qual é a concentração de Hg2
2+ em equilíbrio com Cl- 
0,10M em uma solução de KCl contendo excesso de Hg2Cl2(s) 
não dissolvido? 
Hg2Cl2(s) Hg2
2+ + 2Cl- 
 
Kps = [Hg2
2+][Cl-]2 Kps = 1,2  10
-18 
 
[Hg2
2+] = Kps 
 [Cl-]2 
 
[Hg2
2+] = = 1,2  10-18/(0,10)2 = 1,2  10-16 M 
 
8 
A Kps para o Ba(IO3)2 é 1,57 x 10
-9. 
 
O equilíbrio entre o sólido e seus íons presentes na solução é 
 
 
e assim 
 
Quantos gramas de Ba(IO3)2 (487 g/mol) podem ser dissolvidos em 
500 mL de água a 25°C? 
Portanto, solubilidade molar do Ba(IO3)2 = [Ba
2+] 
1 mol de Ba2+ é formado  cada mol do Ba(IO3)2 que se dissolve 
2 mols de IO3
- são produzidos para cada mol de Ba2+ → a concentração 
de IO3
- é o dobro da concentração Ba2+: 
Substituindo-se na equação da constante de equilíbrio: 
Como 1 mol de Ba2+ é produzido para cada mol do Ba(IO3)2: 
9 
Logo o número de mols de Ba(IO3)2 dissolvidos em 500 mL: 
10 
O Efeito de um Íon Comum na Solubilidade de um precipitado 
 
O efeito do íon comum é um efeito da ação das massas previsto a 
partir do princípio de Le Châtelier. 
Ex.: Calcule a solubilidade molar do Ba(IO3)2 em uma solução de 
Ba(NO3)2 0,0200 molL
-1. 
Existem duas fontes de íons bário: Ba(NO3)2 e Ba(IO3)2. 
 
- Contribuição do Ba(NO3)2 é 0,0200 molL
-1 
- Contribuição do Ba(IO3)2 é igual à solubilidade molar: 1/2[IO3
-]. 
- A solubilidade não é mais igual a [Ba2+], visto que o Ba(NO3)2 
também é uma fonte de íons bário. 
- Sabemos que a solubilidade está relacionada com [IO3
-]. 
11 
Substituindo na expressão do produto de solubilidade: 
E considerando que 0,0200 é grande em relação a 1/2 [IO3
-]: 
12 
Se a formação do Ba(IO3)2 for completa, a [IO3
-] em excesso será: 
Ex.: Calcule a solubilidade do Ba(IO3)2 em uma solução preparada 
pela mistura de 20 mL de Ba(NO3)2 0,0100 molL
-1 com 10 mL de 
NaIO3 0,100 molL
-1. 
[IO3
-] = (0,02 L x 0,0100 molL-1)–(0,01L x 0,100 molL-1 ) = 0,02 mol/L 
( 0,02 L + 0,01L) 
solubilidade molar do 
 
Aqui, entretanto, 
Para obter uma resposta ~ considerarmos que: [IO3
-] ~ 0,0200 
Logo: 
13 
PRECIPITAÇÃO 
 
Reação de Precipitação → o produto é uma fase condensada (sólida 
ou líquida) pouco solúvel em água. 
 
Quando a [ ] de um produto começa a exceder a solubilidade daquela 
substância, qualquer quantidade a mais deste produto precipita na 
solução, desde que esta não fique supersaturada. 
 
Ex.: O sulfato de bário, BaSO4, tem baixa solubilidade em água: 4 x 
10-5mol/L a 25º 
BaSO4(S) Ba
2+ SO4
2-
4 x 10-5 mol/L 4 x 10-5 mol/L 4 x 10-5 mol/L
Neste caso a solução foi preparada por simples adição de sulfato de 
bário à água, 
14 
A solução de BaSO4 pode ser preparada também a partir de BaCl2 e Na2SO4. 
BaCl2(S) Ba
2+
SO4
2-
2Cl-(aq)
Na2SO4(S)
2Na+(aq)
1 mol 
2 mol
1 mol 
1 mol 1 mol 
2 mol
Por litro 
Por litro 
A solução preparada pela mistura de igual quantidades de BaCl2 1mol/L e 
Na2SO4 1 mol/L é supersaturada com relação ao BaSO4. 
 
Os íons Ba2+ e SO4
2- combinam-se para formar BaSO4, que precipita: 
Ba2+(aq) SO4
2-(aq) BaSO4(S)
A precipitação do BaSO4 ocorre até que as concentrações de Ba
2+ e SO4
2- 
sejam reduzidas a 4 x 10-5mol/L. 
15 
Equações Para Reações de Precipitação 
Compostos Solúveis e Insolúveis ( Soluções Aquosas) 
 
1. Todos os compostos de amônio comuns (NH4
+) e compostos de 
metais alcalinos são solúveis. 
Exceções: alguns compostos de lítio. 
 
2. Todos os nitratos NO3
- são solúveis 
 
3. A maioria dos haletos são solúveis 
Exceções: 
 a) Cloretos, brometos e iodetos de Ag(I), Pb(II) e Hg(I), HgI2 
são insolúveis 
 b) Fluoretos de Mg, Ca, Sr, Ba e Pb(II) são insolúveis. 
 
4. Todos os ácidos inorgânicos são insolúveis 
16 
5. A maioria dos acetatos (C2H3O
2-) são solúveis 
Exceções:AgC2H3O2 e Hg2(C2H3O2)2 são insolúveis 
 
6. A maioria dos sulfatos (SO4
2-) são solúveis 
Exceções: CaSO4, SrSO4, BaSO4, PbSO4, Ag2SO4 e HgSO4 são 
insolúveis 
 
7. A maioria dos carbonatos (CO3
2-), cromatos (CrO4
2-), oxalatos 
(C2O4
2-), Fosfatos (PO4
2-), sulfetos (S2-) e sulfitos (SO3
2-) são 
Insolúveis. 
 
8. A maioria dos hidróxidos são insolúveis 
 
Exceções: a) ver item 1 
 b) Os hidróxidos de Sr e Ba são moderadamente solúveis. 
 
17 
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19 
19 
Cálculos de Concentração Molar de solução Padrão 
 
Descrever a preparação de 2,00L de AgNO3 0,050mol/L 
(169,87 g/mol) a partir de um sólido de grau padrão primário: 
 
- quantidade de AgNO3 (mol) = Vsolução(L) x MAgNO3 (mol/L) 
 
 = 2,00L x 0,050mol/L = 0,10 mol de AgNO3 
 
 
- Massa de AgNO3 (gramas) = 
 = 0,10 mol x (169,87 g AgNO3/mol AgNO3) = 16,98g AgNO3 
 
 
- Então, a solução é preparada pela dissolução de 16,98g de 
AgNO3 em água e diluição até exatamente 2,00L. 
20 
20 
Uma porção de 50mL de solução de HCl necessitou de 29,71 
mL de Ba(OH)2 0,01963 mol/L para alcançar o ponto final 
usando verde de bromocresol, como indicador. Calcular a 
molaridade de HCl. 
 
Na titulação : Ba(OH)2 + 2HCl  BaCl2 + 2H2O 
 
Pela estequiometria: 2mol de HCl – 1 mol de Ba(OH)2 
 
- Nº mols Ba(OH)2 = (0,02971L) x 0,01963 mol/L Ba(OH)2 
 = 5,832  10
−4 mol mols Ba(OH)2 
 
 
 
 
 
- MHCl= 1,1664x10
−3 mol HCl / 0,050L HCl = 0,02338 mol/L HCl 
1 mol de Ba(OH)2 2mol de HCl 
5,832  10−4 mol Ba(OH)2 X 
X = 1,1664x10−3 mol HCl 
21 
Titulometria Gravimétrica 
 
A Titulometria Gravimétrica ou por peso difere da Titulometria 
Volumétrica pelo fato de que uma massa de um titulante é medida 
em vez de volume. 
 
Ou seja: a bureta e sua marcações são substituídas por uma balança 
e dosador de massa. 
 
Surgiu 50 anos antes que a Titulometria Volumétrica mas é menos 
usada que esta. 
22 
Vantagens da titulação Gravimétrica 
 
Maior rapidez e conveniência; 
 
São eliminadasas calibrações e cansativa limpeza das 
vidrarias; 
 
São desnecessárias as correções de T porque a moralidade em 
peso não se altera com a T. é Particularmente importante em 
titulações não-aquosas em virtude do alto coeficiente de 
expansão da maioria do líquidos orgânicos. 
 
As medidas de peso podem ser feitas com maior extradição e 
precisão do que as medidas em volume. 
 
As titulações em peso são mais facilmente automatizadas que 
as titulações volumétricas. 
23 
Alteração na concentração durante a Titulação 
O ponto de equivalência, PE, é caracterizado por alterações 
significativas na concentração relativa do reagente e do analito. 
24 
25 
AGENTES PRECIPITANTES ORGÂNICOS: 
 
Existem dois tipos de reagentes orgânicos: 
 
-formam produtos não iônicos pouco solúveis – compostos de 
coordenação; 
 
- formam produtos nos quais a ligação entre a espécie 
inorgânica e o reagente é fortemente iônica. 
 
Os reagentes orgânicos que geram os compostos de 
coordenação pouco solúveis tem pelo menos 2 grupos 
funcionais e cada um deles se liga a um cátion doando pares 
de elétrons. 
26 
Os grupos funcionais estão localizados de modo que resulte 
em um anel de 5 ou 6 membros. 
 
Os reagentes que formam compostos deste tipo são 
chamados quelantes e os produtos quelatos. 
27 
Agentes Precipitantes Orgânicos Comuns: 
28 
28 
Métodos Titulométricos – Titulometria de Precipitação 
 
Os métodos titulométricos incluem um grupo de 
procedimentos quantitativos baseados na medida da 
quantidade de um reagente que é consumida pelo analito. 
 
-Titulometria Volumétrica: envolve a medida de volume de 
uma solução conhecida necessária para reagir 
completamente com o analito. 
 
-Titulometria Coulométrica: o “reagente” é uma corrente 
elétrica direta constante de grandeza conhecida que 
consome o analito. 
 
O tempo requerido e a carga total para completar a reação 
eletroquímica são medidos. 
29 
29 
Titulometria Volumétrica – Termos Importantes 
 
Uma solução padrão (ou um titulante padrão) é um reagente 
de concentração conhecida que é usado para se fazer uma 
análise volumétrica. 
A titulação é realizada pela lenta adição de 
uma solução padrão de uma bureta a uma 
solução de analito até que a reação seja 
completa. 
30 
Às vezes é necessário adicionar um excesso de titulante 
padrão e então determinar a quantidade excedente por 
retrotitulação com um segundo titulante padrão. 
 
Exemplo: a quantidade de fosfato na amostra pode ser 
determinada pela adição de excesso medido de AgNO3: 
3Ag+ + PO4
3-
Ag3PO4(s)
O excesso de AgNO3 é então titulado com solução padrão de 
KSCN: 
Ag+ + SCN- AgSCN(s)
31 
Ponto de equivalência é o ponto teórico alcançado quando a 
quantidade adicionada de titulante é quimicamente 
equivalente a quantidade de analito na amostra. 
 
Padrão primário é um composto altamente purificado que 
serve como material de referência em métodos titulométricos 
volumétricos ou de massa. 
 
 Um padrão primário deve possuir: 
 
-Alta pureza; 
-Estabilidade à atmosfera 
-Ausência de água de hidratação 
-Custo baixo 
-Solubilidade razoável 
32 
Titulação de Precipitação 
 
Baseada nas reações que produzem os compostos iônicos 
de baixa solubilidade – é uma das técnicas mais antigas - 
1800. 
 
Em virtude da baixa velocidade de formação da maioria dos 
precipitados, existem poucos agentes precipitantes que 
podem ser utilizados. 
 
O mais importante é o AgNO3, que é empregado da 
determinação de haletos, ânions (SCN-, CN-, CNO-), 
mercaptanas, ácidos graxos e ânions inorgânicos. 
 
Os métodos titulométricos com base em nitrato de prata - 
Métodos Argentométricos. 
33 
Curva de titulação de Precipitação 
 
A curva de titulação é um gráfico que mostra como a [reagentes] 
varia quando o titulante é adicionado. 
 
Função p: pX = -log [X] 
 
Considere a titulação: 
 I- + Ag+  AgI(s) 
 
E suponha que estamos monitorando a 
[Ag+] com um eletrodo. A reação de 
dissolução de AgI(s) cujo Kps é: 
 
 AgI(s)  I- + Ag+ 
 Kps = [I
-][Ag+] = 8,3  10-17 
34 
 
 
Curvas de Titulação de Precipitação Envolvendo íons 
Prata 
 
O método mais comum para determinação de haletos é a 
titulação com solução padrão de AgNO3. 
 
O produto da reação é o haleto de prata sólido. 
 
Haleto (Cl-, Br-, I-) + Ag+  AgHaleto (Cl, Br, I)(s) 
 
35 
35 
Para se construir uma curva de titulação são necessários 
três tipos de cálculos: 
 
 
- Pré-equivalência 
 
-Na equivalência 
 
- Pós-equivalência 
 
Ex.: Realizar os cálculos necessários para gerar uma curva 
de titulação para uma alíquota de 50mL de solução de NaCl 
0,050mol/L com AgNO3 0,10 mol/L (para o AgCl Kps = 1,82 
10-10). 
M1V1 = M2V2 
36 
36 
1. Antes do Ponto de Equivalência: 
 
Ex.: Quando 10mL de AgNO3 é adicionado: 
 
MNaCl = nº original de mol de NaCl – nº mol de AgNO3 adicionado 
 Volume total da solução 
 
MNaCl = (0,05L x 0,050mol/L ) – (0,010L x 0,10mol/L) = 
 0,060 
 
MNaCl = 1,5 x 10
-3mol / (0,060L) = 0,0250 mol/L de NaCl 
 
Kps =[Ag+][Cl-]  [Ag+]= Kps / [Cl-] 
 
[Ag+]= 1,82 x 10-10/0,0250= 7,28 x 10-9 mol/L 
pAg = - log(7,28 x 10-9 ) = 8,14 
37 
37 
2. pAg no Ponto de Equivalência: 
 
[Ag+] = [Cl-]  [Ag+][Cl-] = [Ag+]2 = 1,82 x 10-10 
 
[Ag+] = 1,349 x 10-5 mol/L 
  pAg = - log(1,349 x 10-5 ) = 4,87 
3. Após o Ponto de Equivalência: 
 
Ex.: Com a adição de 26mL de AgNO3, o Ag
+ está em excesso 
(1mL): 
 
[Ag+]= MAgNO3 = 0,001L x 0,10 M = 1,316 x 10
-3 mol/L 
 (0,050 + 0,026)L 
 
 pAg = - log(1,316 x 10-3 ) = 2,88 
38 
38 
Conforme o gráfico, 
um indicador de Ag+ 
que produza um sinal 
na faixa de pAg entre 
4,0 e 6,0 deve resultar 
num erro mínimo para 
a solução mais 
concentrada. 
Curva de titulação para: 
A) 50mL de NaCl 0,050mol/L 
com AgNO3 0,10 mol/L 
B) 50mL de NaCl 0,0050mol/L 
com AgNO3 0,010 mol/L 
39 
Curvas de titulação para mistura de ânions 
 
As curvas de titulação podem ser estendidas para misturas que formem 
precipitados com diferentes solubilidades. 
A curva para o estágio 
inicial da titulação é 
idêntica a mostrada para o 
I-, pois o AgCl, cujo Kps 
é muito maior, não 
começou a precipitar até 
este ponto da titulação. 
40 
 
Um volume de 25 mL de uma solução de Hg2(NO3)2 0,04132 M foi 
titulada com uma solução de KIO3 0,05789 M. 
 
Hg2
2+ + 2OI3
-  Hg2(IO3)2(s) 
 
O produto de solubilidade para o Hg2(IO3)2 é Kps = 1,3 x 10
-18. 
Calcule a [Hg2
2+] na solução em a), b) e c): 
 
O volume de iodato necessário para atingir o PE é: 
Atenção!!!!!! 
41 
a) Quando V = 34,00 mL, a precipitação de Hg2
2+ ainda não está 
completa: 
 
- nº original de mol de Hg2
2+= (0,025L x 0,04132M)= 1,033 x 10-3mols 
- nº original de mol de OI3
- = (0,034 x 0,05789 M) = 1,96 x 10-3mols 
 
 Como a reação é: 
1 mol de Hg2
2+ ---------------------- 2 mols de OI3
- 
 X---------------------------1,96 x 10-3mols 
X = 9,84 x 10-4 mols de Hg2
2+ 
 
 
[Hg2
2+] = (1,033 x 10-3mols) – (9,84 x 10-4 mols) 
0,059 L 
 
[Hg2
2+] = 8,29 x 10-4 mol/L 
42 
b) No Ponto de Equivalência temos IO3
- suficiente para reagir como 
todo o Hg2
2+. 
 
Podemos imaginar que todos os íons precipitam e então uma 
pequena parte de Hg2(IO3)2(s) torna a se dissolver, dando 2 moles de 
IO3
- para cada mol de íon mercuroso. 
43 
c) Quando V = 36,00 mL a precipitação está completa. 
 
Passamos: 36,00 – 35,69 = 0,31 mL além do PE. 
 
A concentração em excesso de IO3
- é: 
44 
44 
Indicadores para Titulações Argentométricas 
 
Três tipo de pontos finais são encontrados em titulações com 
AgNO3: 
 
1) Químico 
 
2) Potenciométrico: 
O ponto final potenciométrico é obtido pela diferença de potencial 
entre um eletrodo de prata e um eletrodo de referência, em função 
do volume de titulante, cujo potencial é constante e independentedo reagente adicionado. 
 
1) Amperométrico. 
A corrente gerada entre um par de microeletrodos de prata na 
solução do analito é medida e representada em forma de gráfico 
em função do volume de titulante. 
45 
45 
O ponto final produzido por um indicador químico consiste 
em uma variação de cor ou no aparecimento de 
desaparecimento de turbidez na solução diluída. 
 
Requisitos para empregar um indicador na titulação de 
precipitação: 
 
1) A variação de cor deve ocorrer em faixa limitada da 
função p do titulante ou do analito. 
 
2) A alteração de cor deve ocorrer dentro da parte da 
variação abrupta da curva de titulação para o analito. 
46 
46 
 Íon Cromato – Método de Mohr 
 
O Na2CrO4 serve como indicador 
para determinações argentométricas de 
íons Cl-, Br- e CN- por meio de reações 
com íons Ag+. 
 
Forma-se um precipitado vermelho-tijolo de cromato de prata 
(Ag2CrO4) na região do ponto de equivalência. 
A [Ag+] no ponto de equivalência é: 
 
 
 
Reação de Titulação: Ag+ + Cl- AgCl(s) branco 
 
Reação do indicador: 2Ag+ + CrO4
2- Ag2CrO4(s) vermelho 
pp 
primeiro 
47 
A [CrO4
2-] necessária para iniciar a formação de Ag2CrO4 sob 
estas condições é: 
 
 
 
 
A titulação de Mohr deve ser realizada em pH de 7 a 10 
porque o íon cromato é a base conjugada do ácido crômico. 
 
Em soluções ácidas a [CrO4
2-] é muito pequena para se 
produzir o precipitado próximo ao ponto de equivalência. 
 
Raramente é utilizado na atualidade porque o Cr(VI) é 
carcinogênico. 
48 
Indicadores de Adsorção – Método de Fajans 
 
Indicadores de Adsorção: é um composto orgânico 
que adsorve na ou dessorve da superfície do 
sólido em uma titulação de precipitação. 
 
A adsorção ou dessorção ocorre próximo ao P.E. e além da 
alteração de cor, ocorre uma transferência de cor da solução para o 
sólido (ou vice-versa). 
 
A fluoresceína é um indicador útil para titulação de íon Cl- com 
AgNO3. 
 
Em solução aquosa a fluoresceína se dissocia parcialmente em íons 
hidrônio e íons fluoresceinato negativos verde-amarelados. 
OO OH
COOH
Fluoresceína
49 
O íon fluoresceinato forma sal de prata de cor vermelho intenso. 
 
As titulações que envolvem os indicadores de adsorção são rápidas, 
precisas e confiáveis. 
 
Sua aplicabilidade é limitada a poucas reações de precipitação nas 
quais um precipitado coloidal se forma rapidamente. 
 
Íons Ferro (III) – Método de Volhard 
 
No Método de Volhard os íons prata são titulados com solução 
padrão do íon tiocianato: 
 
 Ag+ + SCN-  AgSCN(s) 
O ferro (III) serve como indicador. 
50 
50 
A solução torna-se vermelha com um leve excesso 
do íon tiocianato: 
 
 Fe3+ + SCN-  FeSCN2+ vermelho 
 
Kf = 1,05 x 103 = [FeSCN2+] 
 [Fe3+][SCN-] 
 
A titulação deve ser realizada em solução ácida para 
prevenir a precipitação dos íons ferro(III) como 
hidróxido. 
Isto é uma vantagem sobre as outras titulações de íons haleto pois 
estes são solúveis em meio ácido mas apenas ligeiramente 
solúveis em meio neutro. 
51 
A aplicação mais importante do método de Volhard é a determinação 
indireta de íons haleto. 
 
No Método de Volhard há a formação de um complexo solúvel 
colorido no ponto final. 
 
Um excesso medido de solução padrão de AgNO3 é adicionado à 
amostra e o excesso de Ag é determinado por retrotitulação com 
uma solução padrão de KSCN. 
 
 
 
 
 
Experimentos mostram que consegue-se observar a cor vermelha do 
Fe(SCN)2+ somente quando sua concentração é 6,4 x 10-6 mol L-1. 
52 
52 
Na titulação de 50,00 mL de Ag+ 0,050 mol/L com KSCN 0,100 
mol/L, qual concentração de Fe3+ deveria ser empregada para 
reduzir o erro de titulação próximo a zero? 
 
Para zerar o erro de titulação a cor do Fe(SCN)2+ deveria aparecer 
quando a [Ag+] fosse idêntica à soma das duas espécies de SCN, ou 
seja no PE: 
 
53 
A constante de formação para o Fe(SCN)2+ é: 
54 
55 
56 
Alguns métodos volumétricos de Precipitação Específicos 
57 
Análise de Nitrogênio pelo método de Kjeldahl 
 
-Desenvolvida em 1883 – continua sendo um dos métodos mais 
exatos e utilizados para determinação de N. 
 
- usada para amostras como proteínas, leite, cereais e farinhas. 
 
-O sólido é digerido em H2SO4 em ebulição , que converte o N em 
NH4
+ e oxida outros elementos presentes: 
 
-Digestão de Kjeldahl: 
 
58 
- Os compostos de Hg, Se e Cu catalisam o processo de digestão. 
 
- Para acelerar a reação, eleva-se o ponto de ebulição do H2SO4 
(338ºC) adicionando K2SO4. 
 
-O balão de Kjeldahl de colo longo evita perda de amostra devido aos 
respingos. 
-Após a digestão alcaliniza-se a 
solução contendo NH4
+ e o NH3 
liberado é destilado para um 
recipiente contendo quantidade 
conhecida de HCl. 
 (a) Balão de digestão de Kjeldahl com colo longo para 
minimizar as perdas devido à ebulição turbulenta. (b) Digestor 
de seis lugares para múltiplas amostras provido de exaustão 
para vapores. [Cortesia da Labconco Corp.] 
59 
-O excesso de HCl que não reagiu é titulado com NaOH para 
determinar o quanto de HCl foi consumido pelo NH3. 
 
-Neutralização do NH4
+ : 
NH4
+ + OH-  NH3(g) + H2O 
 
-Destilação de NH3 para solução de HCl: 
NH3 + H
+  NH4
+ 
 
-Titulação de HCl que não reagiu com NaOH: 
H+ + OH-  H2O 
H2O
 
60 
Ex.: Uma proteína contém 16,2% pp de nitrogênio. Uma alíquota de 
0,500 mL de uma solução de proteína foi digerida e o NH3 liberado 
foi destilado para um frasco contendo 10,00 mL de uma solução de 
HCl 0,02140 M. 
 
O HCl que não reagiu consumiu 3,26 mL de uma solução de NaOH 
0,01968 M para a titulação completa. Determine a concentração da 
proteína (mg de proteína /mL) na amostra original. 
 
-Qtidade inicial de HCl = (0,01L x 0,02140mol/L) = 2,14 x 10-4mol 
 
- NaOH necessário para a titulação do HCl que não reagiu 
 = (0,00326L x 0,0198 mol/L) = 6,45 x 10-5mol 
 
-Qtidade de NH3 produzida: 2,14 x 10
-4 – 6,45 x 10-5= 1,49 x 10-4mol 
61 
-1 mol de NH3 – tem 1 mol de N, assim : 
 
 há 1,49 x 10-4mol de N na proteína, correspondendo a: 
 
= 1,49 x 10-4mol x 14 g de N/mol = 2,086 x 10-3g de N 
 
Se a proteína contém 16,2% pp de N, há: 
16,2 mg de N 100 mg de proteína 
 2,086 mg de N X 
 
 X = 12,87 mg de proteína 
[proteína] = 12,87 mg de proteína = 25,75 mg de proteína/mL 
 0,500mL 
62 
Referências Bibliográficas: 
 
1. HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. 8ª Edição., Rio 
de Janeiro, Editora Livros Técnicos e Científicos S. A., 2012. 
 
2. SKOOG, D. A.; West, D. A.; Holler, F. J.; Crouch, S. R.; 
Fundamentos de Química Analítica, 9ª Edição, Editora Thomson, 
2014. 
 
3. VOGEL, A. I. Analise Química Quantitativa. 6 ed. Rio de 
Janeiro: Livros Técnicos e Científicos. 2002. 
 
4. BACCAN, N. Química Analítica Quantitativa Elementar. São 
Paulo: Edgard Blücher. 2001.