Química Analítica

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DOCÊNCIA EM 
SAÚDE 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
 
1 
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 Bibliotecário responsável: Rodrigo Pereira CRB 1/2167 
 Portal Educação 
P842q Química analítica / Portal Educação. - Campo Grande: Portal Educação, 
2013. 
 134p. : il. 
 
 Inclui bibliografia 
 ISBN 978-85-8241-947-2 
 1. Química analítica. I. Portal Educação. II. Título. 
 CDD 543 
 
 
2 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA ...................................................................................................... 4 
1.1 BREVE HISTÓRICO DA QUÍMICA ANALÍTICA ....................................................................................... 4 
1.2 O PAPEL E A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA ANALÍTICA ....................................................................... 11 
1.3 CONCEITOS EM QUÍMICA ANALÍTICA ................................................................................................. 12 
1.4 APLICAÇÕES DA QUÍMICA ANALÍTICA ................................................................................................ 16 
2 QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA ......................................................................................................... 23 
2.1 SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ................................................................ 23 
2.2 ÁCIDOS E BASES .................................................................................................................................. 31 
2.2.1 A teoria clássica das reações acidobase ................................................................................................. 31 
2.2.2 A teoria de Brønsted-Lowry de ácidos e bases ....................................................................................... 32 
2.2.3 Teoria acidobase de Lewis ...................................................................................................................... 33 
2.3 TIPOS DE REAÇÕES ............................................................................................................................. 37 
2.3.1 Reações de precipitação ......................................................................................................................... 37 
2.3.2 Reações de Complexação ...................................................................................................................... 39 
2.3.3 Reações de Oxidorredução ..................................................................................................................... 41 
3 SISTEMA DE ANÁLISE QUALITATIVA ...................................................................................................... 50 
3.1 SISTEMA DE ANÁLISE QUALITATIVA INORGÂNICA ........................................................................... 50 
3.1.1 Introdução ................................................................................................................................................ 50 
3.1.2 Testes preliminares ................................................................................................................................. 51 
3.1.3 Dissolução da amostra ............................................................................................................................ 56 
3.1.4 Separações e identificações .................................................................................................................... 58 
 
 
3 
3.2 SISTEMA DE ANÁLISE QUALITATIVA ORGÂNICA .............................................................................. 64 
3.2.1 Introdução ................................................................................................................................................ 64 
3.2.2 Determinação das constantes físicas ...................................................................................................... 64 
3.2.3 Análise elementar qualitativa ................................................................................................................... 71 
3.2.4 Reações de classes ................................................................................................................................ 76 
3.2.5 Testes para identificação de grupos funcionais ....................................................................................... 94 
3.2.6 Métodos eletrônicos de identificação de compostos orgânicos .............................................................. 104 
4 QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA ...................................................................................................... 111 
4.1 MÉTODOS CLÁSSICOS DE ANÁLISE QUANTITATIVA .......................................................................... 111 
4.2 MÉTODOS ELETROQUÍMICOS DE ANÁLISE QUANTITATIVA ........................................................... 119 
4.3 ANÁLISES ESPECTROQUÍMICAS ........................................................................................................ 122 
4.4 CINÉTICA E SEPARAÇÕES .................................................................................................................. 125 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................................................. 136 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
1 INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
1.1 BREVE HISTÓRICO DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
A Química Analítica consiste em um conjunto de princípios e metodologias poderosas que 
apresenta grande utilidade em todos os campos da ciência. É uma ciência responsável pela 
determinação da composição química das substâncias ou de suas misturas, ou seja, com o auxílio da 
Química Analítica tornou-se possível a identificação de elementos e a respectiva quantificação, 
contribuindo sobremaneira para o avanço da ciência. 
A Química Analítica é utilizada desde a antiguidade. Exemplos de sua utilização remontam do 
antigo Egito, visando o controle da qualidade (pureza) do ouro e da prata. 
Os primeiros processos analíticos foram de natureza física e aplicados especificamente aos 
metais. De acordo com os dados históricos, há 2000 anos, o naturalista romano Gaius Plinius Secundus 
(23 – 79 d.c) (Figura 1), autor de Historiae Naturalis libri, realizou o primeiro teste analítico químico por via 
úmida. Com o objetivo de identificar a presença de ferro (sulfato de ferro II) em acetato de cobre (II), 
utilizou uma mistura de poliésteres do ácido gálico com açúcares, cuja substância ativa era o tanino para 
a análise dos materiais. A indicação da cor preta na tira de acetato de cobre (II), previamente tratada com 
extrato de noz de galha, indicava presença de ferro. 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
FIGURA 1 - NATURALISTA GAIUS PLINIUS SECUNDUS (23 – 79 D.C), AUTOR DE HISTORIAE 
NATURALIS LIBRI 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.wikipedia.org>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Com a descoberta de que os ácidos minerais tinham a capacidade de dissolver metais, 
passaram a utilizar nos trabalhos as soluções obtidas pelos processos de dissolução, ou seja, passaram 
a trabalhar com as soluções ácidas. As primeiras dissoluções utilizando soluções ácidas foram feitasnas 
análises de ouro e de prata. Com a utilização desses processos foi descoberto que a solução de ácido 
clorídrico + ácido nítrico (aqua regia) era capaz de dissolver o ouro e formar um precipitado de prata. Foi 
descoberto também que o ácido nítrico era capaz de dissolver a prata. Esse fato foi muito importante para 
a época, pois permitiu a utilização desse processo na separação da prata do ouro. 
O desenvolvimento da análise química em soluções aquosas passou por um grande 
desenvolvimento nos séculos XVI e XVII, já que havia grande interesse no entendimento dos processos 
que ocorriam nos organismos vivos, cujo meio de ocorrência é aquoso. 
Muitos foram os pesquisadores cujos trabalhos foram importantes para a evolução da Química 
Analítica. A seguir serão exemplificados alguns desses pesquisadores. 
 
 
6 
Um dos pesquisadores pioneiros foi Robert Boyle (Figura 2). Boyle utilizou as reações 
químicas na identificação de vários elementos e introduziu a utilização de novos reagentes na análise de 
águas. De acordo com relatos da literatura, Boyle utilizou de sulfeto de hidrogênio para indicar a presença 
de chumbo e estanho em água. 
FIGURA 2 - PESQUISADOR INGLÊS ROBERT BOYLE (1627 – 1691) 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.wikipedia.org>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Outro nome de grande importância da época foi Otto Tachenius, farmacêutico e médico, que 
realizou estudos envolvendo a utilização da noz de galha em soluções de sais metálicos, objetivando 
verificar a cor desenvolvida por vários metais. Outro pesquisador muito importante neste século foi 
Eberhard Gockel (1636 – 1703). Gockel propôs a adição de ácido sulfúrico na detecção de chumbo no 
vinho. Assim, a ocorrência de turbidez branca indicava a presença do elemento. 
Já no século XVIII, muitos métodos foram desenvolvidos em razão do aumento das atividades 
mineradoras na Europa. O químico alemão Sigismund Andreas Marggraf (1709 – 1782) (Figura 3) foi o 
responsável pela adaptação da reação do “azul da Prússia” (hexacianoferrato (II) de potássio) para testar 
a presença do metal ferro nas águas. 
 
 
 
7 
 
 
 
FIGURA 3 - QUÍMICO ALEMÃO SIGISMUND ANDREAS MARGGRAF (1709 – 1782) 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.brasilescola.com>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Outra descoberta realizada por Marggraf foi a diferença do nitrato de sódio e do nitrato de 
potássio. Ambos apresentavam cristais com diferentes formas quando evaporados e também quando 
colocados em carvão incandescente produziam chamas de cores diferentes: chama amarela para o 
nitrato de sódio e azulada para o nitrato de potássio. Esse é o registro mais antigo relacionado ao teste 
de chama na análise. 
Uma das obras mais importantes da história, que permitiu a separação da Química Analítica da 
Química foi o livro Opuscula physica etchimica, escrito por Torbern Olof Bergman (Figura 4). Este livro 
contém a descrição detalhada do uso do maçarico de sopro e a classificação e descrição de reagentes e 
processos analíticos. De acordo com vários autores, Bergman foi o responsável por fornecer a base para 
a introdução da análise sistemática. 
 
 
 
8 
 
FIGURA 4 - QUÍMICO SUECO TORBEN OLOF BERGMAN (1735 -1784) 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.brasilescola.com>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Com a utilização dos estudos de Bergman, os autores alemães Heinrich Rose (Figura 5) e Carl 
Remigius Fresenius (Figura 6) elaboraram esquemas de análise qualitativa sistemática. 
 
FIGURA 5 - HEINRICH ROSE (1795 – 1864) 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.brasilescola.com>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
 
9 
 
FIGURA 6 - CARL REMIGIUS FRESENIUS (1818 – 1887) 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.brasilescola.com>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
A evolução da análise química iniciou-se nas últimas décadas do século XVIII e início do 
século XIX, quando, a partir daí, os métodos gravimétricos passaram por processos de refinamento 
visando o aumento da precisão analítica. 
No século XIX muitos livros foram lançados apresentando uma estrutura na qual descreviam 
princípios teóricos, as reações individuais dos cátions e ânions e por fim a análise sistemática com as 
marchas analíticas. 
O século XIX foi marcado por vários avanços na análise química. A partir da segunda metade 
do século houve a utilização da espectroscopia como ferramenta da Química Analítica. Um dos trabalhos 
mais importantes da época foi o realizado pelos cientistas Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887) e Robert 
Wilhelm Eberhardvon Bunsen (1811-1899) (Figura 7). 
 
 
 
 
 
 
10 
FIGURA 7 - GUSTAV ROBERT KIRCHHOFF (1824 – 1887) E 
ROBERT WILHELM EBERHARD VON BUNSEN (1811 – 1899) 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.brasilescola.com>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Kirchhoff e Wilhelm obtiveram espectros de diferentes compostos de sódio, potássio, lítio, 
estrôncio, cálcio e bário em diferentes temperaturas e tipos de chamas, utilizando um espectroscópio 
visual. De acordo com os resultados, verificaram que estes fatores não afetavam a posição das linhas 
espectrais produzidas pelo mesmo metal. Dessa forma, foi proposto um método de análise qualitativa 
baseado na observação das linhas espectrais produzidas pela amostra sendo este mais sensível que os 
métodos químicos. De acordo com o experimento, puderam provar a importância da espectroscopia na 
descoberta de novos elementos químicos. Um exemplo foi a descoberta, pelos mesmos cientistas, dos 
elementos césio e rubídio, em 1861. 
O avanço das técnicas analíticas foi cada vez mais visível. No final do século XIX a utilização 
do microscópio possibilitou uma análise mais minuciosa dos elementos, que ficou conhecida como 
microanálise qualitativa. 
Estudos e aplicações envolvendo espécies reagentes foram realizados visando testes 
qualitativos mais seletivos e sensíveis. Paralelamente, vários estudos envolvendo a análise quantitativa 
foram realizados. 
Outra metodologia de análise química do século XIX foi a análise eletroquímica. Essa análise 
está baseada na eletrólise de soluções. Wolcott Gibbs (1822 - 1908) realizou a determinação eletrolítica 
de metais por via indireta. Vários estudos surgiram como ferramentas de melhorias nos processos 
analíticos, por exemplo, a criação de novos instrumentos e metodologias. Ou seja, a Química Analítica 
está constantemente sofrendo mudanças e sendo aperfeiçoada pelo desenvolvimento tecnológico. 
 
 
11 
1.2 O PAPEL E A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
A Química Analítica apresenta grande importância em todas as áreas da ciência (Figura 8). 
Todas essas áreas necessitam do auxílio da Química Analítica no desenvolvimento dos seus estudos. 
Todo processo em algum momento passa por análises químicas, visando resultados mais fidedignos. 
 
FIGURA 8 - RELAÇÕES ENTRE A QUÍMICA ANALÍTICA E AS OUTRAS CIÊNCIAS 
 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
 
12 
Os resultados analíticos são responsáveis por determinar as consequências das decisões no 
controle de qualidade dos produtos produzidos, no controle de processos de produção, no 
desenvolvimento de novos produtos, e também nos fatores ambientais e de saúde. Todo esse trabalho é 
realizado pelo analista químico. Na maior parte dos casos, seu trabalho refletirá em uma série de 
benefícios para o usuário ou para o consumidor dos produtos elaborados pelas indústrias ou empresas. 
Na medicina, por exemplo, a Química Analítica está sempre presente, seja na determinação 
das concentrações de elementos para o controle de doenças, seja na análise de exames para 
diagnósticos mais precisos. Está presente também na análise de íons e determinação de suas funções na 
contração e relaxamento muscular e na condução de impulsos nervosos. 
Os métodos analíticos são utilizados também no controle da poluição ambiental, na 
determinação da concentração de nutrientes em alimentos e em diversos outros processos, indicando a 
natureza interdisciplinar da QuímicaAnalítica e a sua importância vital em laboratórios médicos, 
industriais, governamentais e acadêmicos. 
 
 
1.3 CONCEITOS EM QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 
A Química Analítica é um ramo da Química responsável pelo desenvolvimento e 
aperfeiçoamento dos métodos de identificação, separação e quantificação de elementos em uma 
amostra. A Química Analítica é dividida em Química Analítica Qualitativa e Química Analítica Quantitativa. 
A Química Analítica Qualitativa é responsável pela identificação de um ou mais componentes 
em uma amostra, sem levar em consideração a quantificação destes componentes. Já a Química 
Analítica Quantitativa é responsável pela quantificação dos componentes de uma determinada amostra. 
Diante disso, para que seja feita uma análise quantitativa, previamente deve ser feita uma análise 
qualitativa para a comprovação da presença da substância que se deseja quantificar. 
Para um bom entendimento da Química Analítica torna-se necessária a descrição de alguns 
conceitos utilizados na área. Os mais importantes serão descritos a seguir: 
 
 
 
13 
a) Análise 
Uma determinada análise representa o mecanismo pelo qual são obtidas informações químicas 
ou físicas a respeito dos constituintes de uma amostra ou da própria amostra. 
Exemplo: Análise da glicose em uma amostra de sangue. 
 
b) Analito 
 São os constituintes de interesse da amostra. 
 
c) Matriz 
 A matriz representa todos os constituintes da amostra excluindo os analitos. 
 
d) Medida 
 Medida é a determinação experimental de uma propriedade química ou física do analito. 
 
e) Técnica 
 Uma técnica representa um princípio químico ou físico que pode ser usado para analisar uma 
amostra. 
Exemplo: Fotometria de chama, espectrofotometria de absorção atômica, etc. 
 
f) Método 
 Um método representa a aplicação de uma técnica para a determinação de um analito específico 
em uma matriz específica. 
Exemplo: Determinação do teor de vitamina A em complexos vitamínicos por titulometria de oxirredução. 
 
 
 
 
 
14 
g) Procedimento 
 O procedimento representa um conjunto de proposições que detalham a maneira correta de 
como aplicar determinado método. 
 
h) Protocolo 
 O protocolo é um conjunto de orientações que detalham determinado procedimento que deve ser 
seguido para a aceitação da análise. 
 
i) Interferência ou interferente 
 Refere-se à determinada espécie que causa um erro na análise pelo aumento ou diminuição da 
quantidade que está sendo medida. 
 
j) Validação 
 Prática responsável pela qualidade analítica. A validação representa a comprovação de que os 
métodos estão apropriados para os seus devidos usos. 
 
k) Especificidade/seletividade 
 Parâmetro que corresponde à capacidade do método em detectar o analito de interesse na 
presença de outros componentes da matriz. 
 
l) Intervalo de trabalho 
 O intervalo do método analítico corresponde à faixa do maior ao menor nível que possa ser 
determinado com precisão e exatidão. 
 
m) Linearidade 
 A linearidade refere-se à capacidade do método de gerar resultados linearmente proporcionais à 
concentração do analito, enquadrados em faixa analítica especificada. 
 
 
 
15 
n) Sensibilidade 
 A sensibilidade é a capacidade do método em distinguir, com determinado nível de confiança, 
duas concentrações próximas. 
 
o) Exatidão 
 A exatidão representa a concordância entre o valor real do analito na amostra e o estimado pelo 
processo analítico. 
 
p) Precisão 
 Representa o parâmetro responsável pela avaliação da proximidade entre várias medidas 
efetuadas na mesma amostra. 
 
q) Limite de detecção 
 O limite de detecção representa a menor concentração do analito que pode ser detectada, mas 
não necessariamente quantificada, sob condições experimentais estabelecidas. 
 
r) Limite de quantificação 
 O limite de quantificação é definido como a menor concentração do analito, que pode ser 
quantificada na amostra, com exatidão e precisão aceitáveis, sob as condições experimentais adotadas. 
 
s) Robustez 
 A robustez é a medida da capacidade do método de permanecer inalterado sob pequenas, mas 
estudadas, variações nos seus parâmetros e prover indicação da sua dependência durante o uso normal. 
 
 
 
 
 
 
16 
1.4 APLICAÇÕES DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
A Química Analítica, como já foi descrito anteriormente, é uma ciência que auxilia todas as 
áreas do conhecimento. Portanto, visa especialmente garantir a qualidade de um amplo conjunto de 
produtos industriais químicos e não químicos. Sem a Química Analítica não seria possível a determinação 
de compostos de importância ambiental, farmacológica, industrial, petrológica, mineralógica, etc. 
A qualidade analítica dos resultados é de extrema importância para a proteção e promoção da 
saúde da população. Portanto, é imprescindível que os laboratórios demonstrem, por meio da validação, 
que os métodos de ensaios utilizados conduzem a resultados confiáveis e adequados. 
Alguns requisitos são considerados básicos para que se consiga essa qualidade no processo 
como: 
 
 Equipamentos calibrados/qualificados; 
 Reagentes analíticos de qualidade; 
 Padrões certificados; 
 Vidrarias classe A calibradas; 
 Amostragem representativa; 
 Ferramentas estatísticas; 
 Profissionais qualificados. 
 
As técnicas utilizadas na Química Analítica são divididas em três grandes áreas: a 
cromatografia, a eletroquímica e a espectroscopia; com cada uma delas caracterizando-se por suas 
particularidades e pelas espécies químicas de interesse (analitos) possíveis de detecção e/ou 
quantificação. 
A escolha da técnica de análise depende de fatores como: 
 
 A natureza do analito de interesse e suas características físico-químicas (solubilidade, pKa, 
especiação, etc.); 
 O estado físico do analito e onde ele encontra-se dissolvido; 
 
 
17 
 O tempo de obtenção do resultado; 
 O que o resultado analítico poderá gerar de impactos; 
 A precisão da técnica, ou seja, sua robustez, bem como o desvio padrão dos resultados; 
 A característica da técnica, ou seja, se é uma técnica destrutiva ou não; 
 A qualidade da resposta analítica; 
 O valor gasto por cada análise. 
 
Maiores informações a respeito dos métodos analíticos serão fornecidas no decorrer desse 
material. Aqui será dada uma visão geral, com ênfase às aplicações dessas técnicas. 
 
a) Cromatografia 
 
Técnicas cromatográficas são técnicas de separação as quais se encontram acopladas às 
técnicas de detecção. 
As técnicas cromatográficas podem ser de vários tipos como: 
 
 Cromatografia de Exclusão por Tamanho; 
 Cromatografia Iônica; 
 Cromatografia Líquida de Partição; 
 Cromatografia Gasosa de Partição; 
 Cromatografia de Camada Delgada. 
 
Na tabela 1 estão descritas as principais técnicas cromatográficas e suas respectivas 
aplicações. 
 
 
 
 
 
 
18 
TABELA 1 - TÉCNICAS CROMATOGRÁFICAS E SUAS RESPECTIVAS CARACTERÍSTICAS 
 
 
 
FONTE: Embrapa Agroenergia (2010). 
 
 
19 
b) Eletroquímica 
 
Os processos eletroquímicos são baseados na ocorrência de reações de oxidação-redução e 
na obtenção do valor do potencial do analito. As espécies são carregadas eletricamente, em razão do 
potencial elétrico a que estão sujeitas, e emitem respostas que são comparadas ao potencial de um 
eletrodo de referência. 
As técnicas eletroquímicas podem ser de vários tipos como: 
 Amperometria; 
 Voltametria; 
 Potenciometria. 
 
Na tabela 2 estão descritas as principais técnicas eletroquímicas e suas respectivas 
aplicações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
TABELA 2 - PRINCIPAIS TÉCNICAS ELETROQUÍMICAS E SUAS RESPECTIVAS APLICAÇÕES 
 
FONTE: Embrapa Agroenergia (2010). 
 
c) Espectroscopia 
 
A espectroscopia é uma técnica em que a interação do analito com a radiação eletromagnética 
promove uma resposta analítica. Essa interação ocorre em diferentes comprimentos de onda.As técnicas espectroscópicas podem ser classificadas de acordo com a absorção da radiação, 
em técnicas espectroscópicas atômicas e moleculares. Uma técnica espectroscópica atômica está 
relacionada ao efeito da absorção por um determinado átomo. Já quando há a observação do efeito da 
absorção da radiação em uma molécula ou grupamento químico, esta recebe o nome de técnica 
espectroscópica molecular. 
 
 
 
 
21 
Exemplos de técnicas espectroscópicas: 
 
 Espectrofotometria de Absorção na Região do UV-Visível; 
 Espectroscopia de Absorção na Região do Infravermelho Médio com Transformada de Fourier; 
 Espectroscopia de Absorção Atômica; 
 Espectroscopia de Emissão Atômica; 
 Espectroscopia de Fluorescência; 
 Ressonância Magnética Nuclear. 
 
Na tabela 3 estão descritas as principais técnicas espectroscópicas e suas respectivas 
aplicações. 
 
TABELA 3 - PRINCIPAIS TÉCNICAS ESPECTROSCÓPICAS E SUAS RESPECTIVAS APLICAÇÕES 
 
 
 
22 
 
FONTE: Embrapa Agroenergia (2010). 
 
Como pôde ser observado, a Química Analítica está presente em praticamente todos os 
processos existentes no mundo. Os médicos dependem cada vez mais de análises químicas para 
realizarem diagnósticos e prescreverem medicamentos; análises da qualidade de minérios são rotineiros 
na metalurgia; determinação da idade de fósseis e outras fontes primárias são imprescindíveis na 
História; análise dos contaminantes ambientais e de alimentos etc. 
 
 
 
 
 
23 
2 QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
2.1 SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS 
 
 
Uma solução é um produto homogêneo obtido quando uma substância (o soluto) é dissolvida 
em um solvente. Quando o solvente em questão é a água, a solução recebe o nome de solução aquosa. 
Esse mecanismo de dissolução está relacionado ao estabelecimento de forças de atração entre as 
partículas formadoras da solução. 
A regra geral de solubilidade diz que semelhante dissolve semelhante, ou seja, uma substância 
polar é solúvel em substâncias polares e substâncias apolares são solúveis em substâncias apolares. 
Os constituintes de uma solução aquosa, portanto, são: o soluto e o solvente (água). O soluto 
é a substância encontrada em menor quantidade, podendo ser um líquido, um sólido ou um gás. 
As soluções podem ser classificadas de acordo com vários fatores. Dois extremamente 
importantes são quanto à saturação e quanto à condutividade elétrica. 
Para entender a classificação quanto à saturação é necessário o entendimento do conceito de 
coeficiente de solubilidade. Esse coeficiente está relacionado à capacidade de um soluto de se dissolver 
em uma quantidade-padrão de um solvente, em determinadas condições de temperatura e pressão. Ou 
seja, representa o limite máximo de solubilidade de um soluto em solução a uma dada temperatura e 
pressão. 
Diante do exposto, as soluções podem ser classificadas quanto à saturação em: soluções 
saturadas, soluções insaturadas e soluções supersaturadas. 
 
Soluções saturadas 
 
Soluções saturadas são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvida é exatamente igual 
ao coeficiente de solubilidade, ou seja, ao limite máximo da solubilidade de um soluto em solução a uma 
dada temperatura (Figura 9). 
 
 
24 
 
Exemplo: A quantidade máxima de NaCl passível de ser dissolvida em 100g de H2O, para que não ocorra 
a formação de precipitado (corpo de fundo) é 36g. O que ocorre se adicionarmos 50 g? 
 
FIGURA 9 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO SATURADA 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.mundoescola.com.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
De acordo com o exposto, qualquer quantidade acima de 36g acarretará na formação de 
precipitado. Nesse exemplo, quando foram dissolvidos 50g de NaCl em 100g de H2O, houve a formação 
de um precipitado equivalente a 14g. 
 
Soluções insaturadas 
 
As soluções insaturadas são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvido ainda não 
atingiu o coeficiente de solubilidade. Isso significa dizer que qualquer adição de soluto até o limite do 
coeficiente de solubilidade será possível. 
 
 
25 
Exemplo: Se adicionarmos 15g de NaCl em 100g de H2O à 20ºC, teremos uma solução insaturada, pois 
ainda restarão 21g para atingir o limite máximo (Figura 10). 
 
FIGURA 10 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO INSATURADA 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.mundoescola.com.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Soluções Supersaturadas 
 
Já as soluções supersaturadas são aquelas em que a quantidade de soluto dissolvida é maior 
do que o possível em condições normais (Figura 11). 
 
Exemplo: Ao pegarmos a solução saturada com precipitado citada anteriormente e 
aquecermos, teremos uma solução saturada sem precipitado a 80ºC. Isso acontece, pois o aumento da 
temperatura acarreta em um aumento do coeficiente de solubilidade. Ao deixarmos essa solução em 
repouso para que atinja a temperatura inicial de 20ºC, teremos uma solução supersaturada, já que haverá 
mais soluto dissolvido (50g) do que deveria ter (36g). 
 
 
 
 
 
 
26 
FIGURA 11 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO SUPERSATURADA 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.mundoescola.com.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
As soluções supersaturadas são muito instáveis e qualquer perturbação pode acarretar na 
formação do precipitado. 
Quanto à capacidade em conduzir corrente elétrica, as soluções são classificadas em dois 
grandes grupos: o grupo das soluções eletrolíticas (condutoras/iônicas) e o grupo das soluções não 
eletrolíticas (não condutoras/moleculares). 
 
Soluções Eletrolíticas 
 
As soluções eletrolíticas são constituídas de eletrólitos, que são substâncias químicas capazes 
de formar íons quando dissolvidas em água ou outros solventes. A presença desses íons faz com que 
haja movimentação de cargas e, consequentemente condução de corrente elétrica. Alguns exemplos de 
eletrólitos são: ácidos, bases e sais. 
 
 
 
27 
Soluções Não Eletrolíticas 
 
As soluções não eletrolíticas são constituídas por não eletrólitos, que são substâncias que não 
apresentam a capacidade de formar íons e, portanto, não conduzem corrente elétrica. A glicose, a 
glicerina, são exemplos de não eletrólitos. 
O fenômeno responsável pela condutividade elétrica das soluções eletrolíticas é a eletrólise. O 
fenômeno da eletrólise, ou seja, o processo de dissociação ou decomposição pode ser entendido 
observando a Figura 12, que representa uma célula eletrolítica. 
 
FIGURA 12 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UMA CÉLULA ELETROLÍTICA 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.wikipedia.org>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
 
 
28 
A célula ou cuba eletrolítica é composta por dois eletrodos e uma bateria responsável pelo 
fornecimento de corrente elétrica. Ao serem imersos na solução eletrolítica, por ação da corrente elétrica, 
ocorre uma diferença de potencial. O eletrodo carregado negativamente é chamado de cátodo e o 
carregado positivamente é chamado de ânodo. Os ânions cedem elétrons para o ânodo e os cátions 
recebem elétrons do cátodo. É essa movimentação dos elétrons que faz com que haja o transporte de 
energia por meio da solução e faz com que a lâmpada acenda, como mostrado na figura 13. 
 
FIGURA 13 - EXPERIMENTOS UTILIZANDO ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS 
 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.wikipedia.org>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
29 
Em 1887, o físico-químico Svante August Arrhenius (1859-1927) (Figura 14) propôs a Teoria 
da Dissociação Eletrolítica para explicar o porquê de algumas soluções conduzirem corrente elétrica e 
outras não. 
 
FIGURA 14 - SVANTE AUGUST ARRHENIUS (1859 – 1927) 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.britannica.com>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
Em seus experimentos, utilizando dois tipos de soluções, uma de cloreto de sódio (NaCl) e 
outra de sacarose (C12H22O11), percebeu que a solução contendo NaCl conduzia corrente elétrica, 
enquanto a solução de sacarose não. De acordo com os resultados obtidos, foi propostaa teoria. 
De acordo com a teoria, as moléculas quando dissolvidas em água dissociam-se 
reversivelmente em átomos ou grupo de átomos carregados que conduzem corrente elétrica pelo 
movimento das cargas. 
É o que acontece no caso do cloreto de sódio. Em solução, ocorre a dissociação (ionização) 
abaixo: 
 
NaCl => Na+ + Cl- 
 
 
 
30 
Na solução são encontrados os íons Na+ e Cl-que são carregados, ou seja, capazes de 
conduzir corrente elétrica, pela movimentação dos íons. Já na solução de sacarose, não há dissociação 
da molécula, portanto, não há condutividade elétrica. 
O grau de dissociação varia de acordo com o grau de diluição. O grau de dissociação é obtido 
pela fórmula abaixo: 
 
α = 
 
 
 
 
Não há dissociação: α = 0 
Dissociação total: α = 1 
 
De acordo com o grau de dissociação (ionização) os eletrólitos podem ser classificados em: 
 
Eletrólitos Fortes 
 
São considerados eletrólitos fortes as substâncias que se ionizam completamente em um 
solvente. 
 
Exemplos: NaCl; H2SO4; HCLO4. 
 
Eletrólitos fracos 
 
São substâncias químicas que se ionizam parcialmente em um solvente. 
 
 
 
31 
Exemplo: H2CO3, H3BO3, H3PO4, H2S, H2SO3. 
 
 
2.2 ÁCIDOS E BASES 
 
 
2.2.1 A teoria clássica das reações acidobase 
 
 
O conceito de ácido e de base foi introduzido por Arrhenius com base na sua teoria de 
ionização das substâncias em soluções aquosas. De acordo com Arrhenius, ácidos são substâncias 
capazes de formar íons hidroxônio (H3O+): 
 
 
 
Já as bases, para Arrhenius, são todas as substâncias capazes de liberar íons hidroxilas (OH-): 
 
 
 
A teoria de Arrhenius, apesar de muito aceita, apresentava falhas. Uma dessas falhas é que 
não levava em consideração o papel do solvente, ou seja, não levavam em conta as substâncias que não 
tinham (H) ou (OH) em suas fórmulas, mas produziam reações ácidas ou básicas. 
 
 
32 
2.2.2 A teoria de Brønsted-Lowry de ácidos e bases 
 
 
Em razão das falhas da Teoria de Arrhenius, independentemente em 1923, Johannes Nicolaus 
Brønsted (1879-1947) e Thomas Martin Lowry (1874-1936) propuseram uma nova teoria. A teoria de 
Brønsted-Lowry, como ficou conhecida, descreve ácidos como substâncias capazes de doar prótons e 
bases como substâncias capazes de receber prótons. 
De acordo com a definição proposta por Brønsted-Lowry, uma substância não pode atuar como 
ácido sem a presença de uma base para aceitar o próton e vice-versa. 
Dessa forma, têm-se ácidos e bases conjugados. Por exemplo, se simbolizarmos um ácido por 
HA e a base por B, a equação acidobase pode ser generalizada por: 
 
HA + B A-+ BH+ 
 
De acordo com a equação, o BH+ é capaz de doar seu novo próton para outro receptor e é 
potencialmente outro ácido: 
 
Ácido1 + Base2 Base1 + Ácido2 
 
Conforme a equação acima, a base1 é conjugada do ácido1, e o ácido2 é conjugado da base2. 
O termo conjugado significa “estar conectado com”, e implica que qualquer espécie química e sua 
espécie conjugada estão relacionadas com o ganho ou perda de prótons, formando um par acidobase 
conjugado. 
 
 
 
 
 
33 
2.2.3 Teoria acidobase de Lewis 
 
A teoria acidobase de Lewis foi proposta pelo físico e químico norte-americano Gilbert Newton 
Lewis (1875-1946). É uma teoria mais geral e abrangente. De acordo com a teoria de Lewis, base é toda 
espécie química capaz de doar pares de elétrons e ácido é toda espécie capaz de receber pares de 
elétrons. 
Os ácidos e as bases podem ser classificados em fortes e fracos, de acordo com o grau de 
dissociação em soluções. 
Segundo a figura 15, os dois primeiros ácidos são considerados ácidos fortes, já que a reação 
com a água é completa de forma que não restam moléculas do soluto não dissociadas na solução. Os 
demais, por reagirem de forma incompleta, são considerados ácidos fracos. 
 
FIGURA 15 - REAÇÕES DE DISSOCIAÇÃO EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
De acordo com a figura 15 pode-se observar também que os ácidos mais fracos formam bases 
conjugadas mais fortes e vice-versa. Este fato está relacionado ao solvente envolvido na reação. Os 
solventes podem ser classificados de acordo com a forma de dissociação em: solventes diferenciadores e 
solventes niveladores. Um solvente diferenciador é aquele em que vários ácidos sofrem dissociação em 
 
 
34 
diferentes níveis e apresentam forças distintas. Já um solvente em que vários ácidos sofrem dissociação 
completa, porém apresentam a mesma força, é chamado de solvente nivelador. 
Toda reação química tende a um estado de equilíbrio químico, que corresponde à condição de 
reação em que a razão das concentrações de reagentes e produtos é constante. 
As reações químicas não cessam quando atingem esse estado de equilíbrio, ou seja, as 
quantidades de reagentes consumidos e de produtos formados são constantes, já que as velocidades das 
reações direta e indireta são idênticas. 
O equilíbrio químico pode sofrer alterações (perturbações) capazes de mudar a sua posição. 
Essas alterações podem ser de vários tipos como: variações de temperatura, pressão ou concentração 
de reagentes e produtos. 
De acordo com o exposto, o Princípio de Le Chatelier diz que a posição de um equilíbrio 
sempre é deslocada no sentido de minimizar a perturbação aplicada ao sistema. Especificamente, dá-se 
o nome de Lei da Ação das Massas, quando o deslocamento da posição do equilíbrio é provocada pelo 
aumento da concentração de reagentes ou produtos. 
A influência da concentração (ou pressão caso as espécies sejam gases) na posição do 
equilíbrio químico é descrita pela constante de equilíbrio. Porém não se obtêm informações acerca da 
velocidade com que este equilíbrio é alcançado com base na constante. 
Considerando uma equação hipotética: 
 
 
 
Sua constante de equilíbrio é obtida por: 
 
 
 
 
35 
Na tabela 4, estão os tipos de equilíbrios químicos e as constantes de equilíbrio de maior 
importância na Química Analítica. 
 
TABELA 4 - EQUILÍBRIOS QUÍMICOS E CONSTANTES DE EQUILÍBRIO DE MAIOR IMPORTÂNCIA NA 
QUÍMICA ANALÍTICA 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
Como estamos falando de ácidos e bases, exemplificaremos como encontrar as constantes de 
dissociação acidobase para: 
 
 Ácidos e bases fracas 
 
 
 
36 
Neste caso, em solução aquosa, ocorre uma dissociação parcial. Considerando o ácido nitroso 
e a amônia, temos: 
 
 
 
 
Em que: 
Ka = constante de dissociação do ácido. 
Kb = constante de dissociação da base. 
 
 Pares acidobase conjugados 
 
Nesse caso, consideremos a constante da amônia e a de seu ácido conjugado (íon amônio). 
 
 
 
Multiplicando-se Ka x Kb: 
 
 
37 
 
 
Mas, 
 
 
 
Dessa forma: 
 
 
 
2.3 TIPOS DE REAÇÕES 
 
 
2.3.1 Reações de precipitação 
 
 
Reações de precipitação são reações que resultam na formação de um composto pouco 
solúvel ou insolúvel denominado precipitado. Portanto, precipitado é toda substância que se separa como 
fase sólida em uma solução. 
 
 
38 
A formação de precipitado é um processo cinético e está relacionado ao conceito de 
coeficiente de solubilidade, já descrito anteriormente. Portanto, em uma solução só haverá formação de 
precipitado quando a quantidade de soluto dissolvida for maior que o coeficiente de solubilidade. 
De acordo com a sua natureza, o precipitado pode ser classificado em cristalino ou coloidal. 
Um precipitado cristalino é formado por partículas cristalinas, ou seja, cristais individuais bem 
desenvolvidos, densos, que se sedimentam rapidamente. Os precipitados cristalinos são facilmente 
recolhidos por filtração e, em geral, não se deixam contaminar por adsorção (Exemplo: precipitados de 
BaSO4). Já um precipitado coloidal resulta da floculação de coloides hidrófobos. Um precipitado coloidal 
pode ser gelatinoso (Exemplo: precipitado de FeO3 x H2O) ou coagulado (Exemplo: precipitado de AgCl). 
A solubilidade(S) do precipitado é por definição igual à concentração molar da solução 
saturada. As variáveis responsáveis por afetar a solubilidade do precipitado são: 
 
 Temperatura; 
 Natureza do precipitado; 
 Concentração e natureza de outras substâncias na solução; 
 Velocidade de adição dos reagentes. 
 
Portanto, as reações de precipitação ocorrem quando certos pares de íons de cargas opostas 
se atraem tão fortemente que formam um sólido iônico insolúvel. 
 
Exemplo: Reação entre o Nitrato de Chumbo e o Iodeto de Potássio. 
 
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) PbI(s) + 2KNO3(aq) 
 
 
 
 
 
 
39 
2.3.2 Reações de Complexação 
 
 
Reações de complexação são reações em que há a formação de íons complexos. Um íon 
complexo é formado pela reação de um íon metálico (M) com um ligante (L) – agente quelante – por meio 
de ligações covalentes coordenadas. Ao íon complexo dá-se o nome de quelato. 
 
M(aq) + L (aq) ML (aq) 
Dá-se o nome de agente quelante a qualquer substância que apresente em sua estrutura dois 
ou mais átomos possuidores de pares de elétrons não utilizados em ligações químicas primárias que 
funcionam como ímãs eletrostáticos para se prenderem a íons metálicos. Um agente quelante bastante 
utilizado, considerado padrão é o EDTA – ácido etilenodiaminotetracético (Figura 16). 
 
FIGURA 16 - ESTRUTURA DO ÁCIDO EDTA, MOSTRANDO OS ÁTOMOS LIGANTES 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.ufpa.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
40 
Portanto, a teoria responsável por explicar as reações de complexação é a de Lewis. Dessa 
forma, os íons metálicos são ácidos de Lewis, receptores de elétrons de um ligante doador de elétrons 
que são bases de Lewis. 
 
M(aq) + L (aq) ML (aq) 
(Íon metálico) (Ligante) (Complexo) 
(ácido de Lewis) (Base de Lewis) 
 
As reações de complexação são extremamente úteis para a determinação de metais, em 
especial metais pesados e alcalinos terrosos, em razão da formação de estruturas estáveis do tipo 1:1. 
Um exemplo de reação de complexação é a que ocorre entre o cobre e a glicina (Figura 17). 
 
FIGURA 17 - REAÇÃO DE COMPLEXAÇÃO COBRE/GLICINA 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.ufpa.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
 
 
41 
A seletividade de um ligante em relação a um íon metálico sobre outros se refere à estabilidade 
dos complexos formados. Quanto maior for a constante de formação do complexo metal-ligante, melhor a 
seletividade do ligante para o metal quando comparada aos complexos semelhantes formados com 
outros metais. 
 
 
2.3.3 Reações de Oxidorredução 
 
 
Para entendermos como ocorrem as reações de oxidorredução torna-se necessária a 
introdução de alguns conceitos básicos como: 
 
 Número de oxidação 
 
Um conceito de extrema importância é o número de oxidação. O número de oxidação é o 
número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma 
espécie química. 
Exemplo: Considerando a reação seguinte: 
 
 
NaCl Na+ + Cl- 
 
Na reação, o Na origina o íon Na1+ e o Cl origina o Cl 1-, ou seja, o Na cedeu um elétron para o 
átomo de Cl. 
 
Dessa forma: 
A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto: 
 
Nox = + 1 
 
 
42 
A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto: 
 
Nox = – 1 
 
Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais 
eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo. 
Exemplo: HCl 
 
O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então: 
O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron 
afastado, então o seu Nox será + 1. 
 
 Oxidação 
 
Dá-se o nome de oxidação ao processo de perda de elétrons por uma espécie química. Dessa 
forma, essa espécie química sofre um aumento do seu número de oxidação. 
 
Fe Fe2+ + 2e 
 
 Redução 
 
Dá-se o nome de redução ao processo de ganho de elétrons por uma espécie química. Dessa 
forma, essa espécie química sofre uma diminuição do seu número de oxidação. 
 
Fe3++ e Fe2+ 
 
 Agente oxidante 
 
 
43 
Dá-se o nome de agente oxidante à espécie química que provoca a oxidação, ou seja, é a 
espécie química que sofre a redução. 
 
 Agente redutor 
 
Dá-se o nome de agente redutor à espécie química que provoca a redução, ou seja, é a 
espécie química que sofre a oxidação. 
Existem regras práticas para realizar a determinação do número de oxidação das espécies 
químicas nos diversos compostos. As principais são: 
 
1ª Regra: 
 
Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual à zero. 
 
Exemplos: 
Ag: Nox do átomo de prata é zero. 
O2: Nox de cada átomo de oxigênio é zero. 
N2: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero. 
 
2ª Regra 
 
O nox de alguns elementos é constante, independente do composto que ele esteja. 
 
Exemplos: 
 
 
44 
O hidrogênio tem Nox = + 1. 
Os metais alcalinos têm Nox = + 1. 
Os metais alcalinos terrosos têm Nox = + 2. 
O oxigênio tem Nox = – 2. 
Os halogênios em halogenetos têm Nox = –1. 
A prata (Ag) tem Nox = + 1. 
O zinco (Zn) tem Nox = + 2. 
O alumínio (Al) tem Nox = + 3. 
O enxofre (S) em sulfetos tem Nox = – 2. 
 
3ª Regra 
 
Em todos os casos o oxigênio apresenta número de oxidação -2 (Nox = -2), com exceção nos 
peróxidos. 
 
Exemplo: H2O2 
O hidrogênio tem Nox = +1. 
O oxigênio tem Nox = – 1. 
 
E o hidrogênio possui Nox = -1 nos hidretos metálicos. 
 
Exemplo: NaH 
O sódio tem Nox = +1. 
 
 
45 
O hidrogênio tem Nox = – 1. 
 
4ª Regra 
 
Em toda espécie química a soma algébrica dos Nox de todos os átomos é igual à zero. 
 
Exemplo: NaOH 
O Nox do sódio é + 1. 
O Nox do oxigênio é – 2. 
O Nox do hidrogênio é + 1. 
 
(+ 1) + (– 2) + (+ 1) = 0 
 
Com essa regra é possível determinar o Nox de elementos que não possui Nox constante: 
 
Exemplo: CO2 
O Nox do carbono é desconhecido (x). 
O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2. 
 
Realizando a soma algébrica: 
 
x + (2 * (– 2)) = 0 
x – 4 = 0 
 
 
46 
x = + 4 
 
Dessa forma, o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4. 
 
5ª Regra 
 
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon. 
Exemplo: NH4+ 
O átomo de nitrogênio não tem Nox constante (x). 
Cada átomo de hidrogênio possui Nox iguala + 1. 
O íon tem carga + 1. 
 
x + (4 * (+ 1)) = + 1 
x + 4 = 1 
x = 1 – 4 
x = – 3 
 
Assim, o Nox do átomo de nitrogênio é -3. 
 
Com base nos conhecimentos descritos anteriormente é possível entender a respeito de como 
ocorrem as reações de oxidorredução ou simplesmente reações redox. As reações químicas redox são 
de grande importância econômica e ambiental, pois estão relacionadas ao desenvolvimento de novas 
baterias, prevenção à corrosão e produção industrial. 
As reações químicas redox são as reações em que ocorrem oxidação e redução, ou seja, 
ocorre transferência de elétrons/variação do número de Nox. 
 
 
47 
Exemplos: 
 
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s) 
 0 0 +2 -2 
 
O Mg sofreu uma oxidação: doou dois elétrons e seu número de oxidação aumentou. Já o O2 
sofreu uma redução: recebeu dois elétrons e seu número de oxidação diminuiu. 
As reações de oxidorredução (Figura 18) são realizadas de duas formas: 
 
 Contato direto entre o oxidante e o redutor em um recipiente adequado. 
 
 
FIGURA 18 - REAÇÃO DE OXIDORREDUÇÃO. 
 
 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
 
 
48 
Um exemplo de aplicabilidade desse tipo de reação é o que ocorre no bafômetro. A reação 
química ocorrida dentro do aparelho é a seguinte: 
 
K2Cr2O7(aq.) + 4 H2SO4(aq.) + 3 C2H5OH(v) 3 C2H4O(g) + K2SO4(aq.) + Cr2(SO4)3(aq.) + 7 H2O(l) 
 
Ao ser exalado pelo motorista, o álcool presente no ar reage com a solução de dicromato de 
potássio, provocando uma reaçãode oxidação-redução. É formada nessa reação aldeído acético (C2H4O) 
caso esteja presente o álcool etílico. Nessa reação, como confirmação da embriaguez do motorista, há 
uma mudança de coloração: o dicromato (amarelo-alaranjado) dá origem ao Sulfato de Crômio III 
(coloração verde). 
 
 Contato indireto – Célula eletroquímica ou Galvânica 
 
A célula galvânica ou eletroquímica (Figura 19) é constituída de dois eletrodos (ânodo e 
cátodo), uma ponte salina e um voltímetro. 
 
FIGURA 19 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UMA CÉLULA GALVÂNICA 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://www.wikipedia.org>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
49 
Para que uma corrente comece a fluir na célula é necessário que: 
 
 Os eletrodos estejam conectados externamente, por meio de um condutor metálico; 
 As duas soluções de eletrólitos estejam em contato, permitindo o movimento de íons entre elas, 
por meio da ponte salina. 
 
Conforme pode ser observado na figura 19, a corrente de elétrons parte do ânodo, onde ocorre 
a oxidação do Zn, seguindo para o cátodo onde o Cu2+ é reduzido. As semirreações ocorridas são: 
 
Zn→Zn2+ + 2 e- 
 
Cu2+ + 2 e-→ Cu 
___________________________________ 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
O circuito fica completo com a migração dos íons na ponte salina. No processo eletroquímico 
ocorre a perda de massa no ânodo e ganho de massa no cátodo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
3 SISTEMA DE ANÁLISE QUALITATIVA 
 
3.1 SISTEMA DE ANÁLISE QUALITATIVA INORGÂNICA 
 
3.1.1 Introdução 
 
 
Como já foi dito anteriormente, uma análise química consiste na determinação dos 
componentes de uma amostra química. Quando esta análise tem por objetivo isolar e identificar os 
elementos, íons, funções orgânicas ou inorgânicas que constituem uma substância, essa análise é 
chamada qualitativa. Quando a finalidade é conhecer a proporção em que se encontram os diferentes 
componentes de uma amostra, essa análise é chamada de quantitativa. Portanto, a Química Analítica é 
dividida em Química Analítica Qualitativa e Química Analítica Quantitativa. 
Considerando apenas a Química Analítica Qualitativa, as análises feitas podem ser com o 
objetivo de identificar compostos orgânicos (Análise Qualitativa Orgânica) e na determinação de 
compostos inorgânicos (Análise Qualitativa Inorgânica). 
De acordo com a quantidade de amostra a ser analisada, a análise qualitativa pode ser 
realizada em diversas escalas. As principais escalas analíticas são: 
 
 Macroanálise: na macroanálise as amostras apresentam de 0,5 – 1,0 g ou 20 - 50 mL de 
solução. 
 Microanálise: na microanálise, a amostra é aproximadamente 100 vezes menor da que é 
utilizada na macroanálise. 
 Semimicroanálise: são usadas amostras de aproximadamente 0,05 g (50 mg) ou 1,0 mL de 
solução. 
 Ultramicroanálise: as amostras são inferiores a 1,0 mg, havendo a necessidade de utilização do 
microscópio. 
 
 
 
51 
A Análise Qualitativa Inorgânica, portanto, tem como finalidade a identificação ou pesquisa dos 
elementos ou íons que constituem uma determinada substância. Podem ser analisadas amostras: 
 
 Sólidas não metálicas; 
 Metálicas ou ligas metálicas; 
 Líquidas ou Soluções; 
 Substâncias insolúveis. 
 
 
3.1.2 Testes preliminares 
 
 
Tetes preliminares em amostras sólidas não metálicas 
 
Teste de Aparência 
 
A aparência da substância deve ser cuidadosamente observada. Pode-se utilizar um 
microscópio caso seja necessário. Deve-se observar se a substância é cristalina ou amorfa, se apresenta 
magnetismo, se possui qualquer odor ou cor característica. 
Alguns exemplos de compostos coloridos de ocorrência comum são listados a seguir: 
 
a) Vermelho: Pb304; As2S2; HgI2; HgS; Sb2S3; CrO3; Cu2O; K3[Fe(CN)6]; 
b) Rosa: sais hidratos de manganês e cobalto; 
c) Amarelo: CdS; As2S3; SnS2; PbI2; HgO (precipitado); K4[Fe(CN)6]; 3H2O; cromatos; cloreto e 
nitrato de Fe (III); 
d) Verde: Cr2O3; Hg2I2; Cr(OH)3; sais de Fe(II) – FeSO4. 7H2O; FeSO4.(NH4)2.SO4.6H2O; 
e) Azul: sais de cobalto anidro; sal de cobre (III) hidratado; 
 
 
52 
f) Marrom: PbO2; CdO; Fe3O4; Ag3AsO4; SnS; Fe2O3; Fe(OH)3; 
g) Preto: PbS; CuS; CuO; HgS; FeS; MnO2; CO3O4; CoS; NiS; Ni2O3; 
 
Teste de aquecimento em tubo de ensaio 
 
O teste de aquecimento é outro teste preliminar que pode ser realizado. Para realizá-lo, deve-
se colocar uma pequena quantidade da amostra em um tubo de ensaio seco e submetê-lo a um aumento 
gradual de temperatura. É necessário que toda alteração seja anotada e a partir dessas anotações 
poderão ser obtidas conclusões como, por exemplo: 
 
I) A substância mudou de cor escurecendo o tubo pela separação de carbono na amostra, 
acompanhada de fogo  A amostra é composta de substância orgânica, por exemplo: 
tartaratos, citratos. 
II) A substância mudou de cor, ficando amarela quando quente e branca quando fria.  A amostra 
é composta de ZnO ou outros sais de zinco. 
III) A substância mudou de cor, ficando de vermelha a preta quando quente e marrom quando fria 
Fe2O3 
 
Teste de coloração da chama 
 
Para a realização deste teste deve-se dissolver uma pequena quantidade da amostra em ácido 
clorídrico concentrado. Após a dissolução, deve-se introduzir o fio de platina na amostra e levá-lo à 
chama de um bico de Bunsen. Deve-se proceder a anotação da cor da chama. 
Alguns exemplos da coloração da chama são dados abaixo: 
Cor amarelo/dourado persistente  indica a presença de sódio. 
Cor violeta/lilás  indica a presença de potássio. 
Cor vermelho carmim  indica a presença de lítio. 
Cor verde amarelada  indica a presença de bário. 
 
 
53 
 
Alguns testes preliminares são baseados nos odores liberados pelas amostras em 
determinadas condições. Porém, na atualidade, já não são mais utilizados por questões de segurança 
nos laboratórios. Alguns exemplos desses testes são: testes para íons amônio, teste com ácido sulfúrico 
envolvendo liberação de gases, etc. 
 
Testes preliminares em amostras metálicas e ligas metálicas 
 
A análise de metais ou ligas metálicas é simplificada pelo fato de que não é necessário 
procurar por íons. O metal ou liga metálica deve ser dissolvido em uma solução 1:1 de ácido nítrico em 
um cadinho de porcelana, que deve ser aquecido gradualmente. Após o aquecimento devem ser 
adicionados 10 mL de água. A mistura deve ser aquecida durante alguns minutos e filtrada, se 
necessário. Três resultados podem ser obtidos: 
 
 Dissolução completa do metal ou liga metálica: a forma como a solução deverá ser examinada. 
 Dissolução parcial do metal ou liga metálica: a forma como examinar a solução também será 
vista adiante. 
 
Caso o resíduo seja preto, é indicativo de ser carbono, ouro ou platina. Um teste para detectar 
o carbono é aquecer a amostra até que ela entre em combustão, indicando a presença de carbono. Já 
um resíduo branco, é indicativo de, entre outras coisas, pentóxido de antimônio, óxido de bismuto, junto 
com traços de cobre e chumbo. 
 
 O metal ou liga metálica permaneceu inalterado: se a liga metálica não foi atacada pelo ácido 
nítrico, deve-se pegar uma parte da amostra e adicionar água régia (ácido clorídrico concentrado 
+ ácido nítrico concentrado) e aquecer gradualmente até a liga se dissolver. Após esse 
procedimento deve-se evaporar a solução, para concentrar a mesma. Seguindo o processo, 
deve-se adicionar mais ácido clorídrico concentrado, aquecer a amostra gradualmente e diluir 
com água. Deve-se aguardar o resfriamento da solução e depois filtrá-la. 
 
 
54 
 
O resíduo pode conter cloreto de prata, cloreto de chumbo e dióxido de silício. O filtrado pode 
conter os metais dos grupos remanescentes junto com arsenato, ortofosfato, e sulfato, que serão vistos 
ainda neste material. 
 
 
Testes preliminares em amostras líquidas ou amostras em solução 
 
O primeiro passo é observar a cor, o odor e qualquer outra propriedade física especial. Após 
esse procedimento,deve-se realizar o teste de pH com um papel indicador ou fita de pH. 
De acordo com o valor do pH, pode-se concluir o seguinte: 
 
 A solução é neutra: está livre de ácidos, bases, sais ácidos, e sais que geram reações ácidas ou 
alcalinas devido à hidrólise. 
 A solução é alcalina: pode ser devido a hidróxidos alcalinos e alcalinos terrosos, à carbonatos, 
boratos, sulfetos, cianetos, hipocloritos, silicatos e peróxidos de metais alcalinos, etc. 
 A solução é ácida: podem conter ácidos, sais ácidos, sais que levam a uma reação de hidrólise, 
ou soluções de sais em ácidos. 
 
O próximo passo é evaporar uma porção do líquido. Caso sobre um resíduo sólido deve-se 
seguir os passos descritos para análise de substâncias metálicas e não metálicas já descritos 
anteriormente. Caso ocorra a carbonização, é indicativo da existência de matéria orgânica na amostra. 
Essa matéria orgânica deve ser removida antes dos testes realizados para o grupo 3A. Caso sobre um 
líquido deve-se evaporar cautelosamente. Caso não sobre resíduos, a amostra consiste de algumas 
substâncias voláteis que podem ser água ou água contendo certos gases ou substâncias voláteis, como: 
CO2, NH3, SO2, H2S, HCl, HBr, HI, H2O2, (NH4)2CO3, etc. Todos podem ser prontamente detectados por 
testes especiais. 
Caso a solução seja alcalina, os seguintes testes devem ser realizados: 
 
 Teste de peróxidos (H2O2): deve-se aquecer um pouco da solução com um pouco de solução de 
nitrato de cobalto; um precipitado preto de óxido de cobalto é obtido. Em seguida, adicionar um 
pouco de solução de sulfato ou cloreto de titânio (III), e cuidadosamente acidificar com ácido 
sulfúrico diluído; uma coloração amarela é obtida na presença de peróxido de hidrogênio. Após 
esse procedimento, adicionar um pouco de solução de cloreto de ferro (III) e hexacianoferrato 
(III) de potássio; um precipitado azul da Prússia é produzido. 
 
 
 
55 
 Teste de hidróxidos e carbonatos: deve-se realizar a fervura da solução para decompor o 
peróxido de hidrogênio, caso esteja presente. Após esse procedimento deve-se adicionar uma 
solução de cloreto de bário; se a solução ainda se apresentar alcalina, íons hidroxila estão 
presentes. Diante disso, deve-se filtrar o precipitado, e fazer um teste para carbonatos com ácido 
diluído. Caso seja produzido efervescência confirma-se a presença de CO32-. 
 
Se a solução original for ácida, deve-se tornar o pH de um volume conhecido da amostra 
alcalino com solução aquosa de amônia, antes de evaporar a solução em um banho-maria. Isto vai 
prevenir a perda de ácidos voláteis, como ácido clorídrico e bórico. 
 
Testes preliminares em amostras com substâncias insolúveis 
 
Uma substância é considerada insolúvel quando não pode ser dissolvida por ácidos 
concentrados (clorídrico ou nítrico) ou por água régia. 
Métodos especiais para dissolução podem ser empregados. O processo escolhido depende da 
natureza da substância insolúvel. As substâncias insolúveis mais comuns encontradas nas análises são: 
AgCl, AgBr, AgI, AgCN; SrSO4, BaSO4, PbSO4, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, SnO2, Sb2O4, TiO2; cromato de 
chumbo fundido, e alguns minerais como CaF2, FeCr2O4 e muitos silicatos. 
Abaixo estão descritos os testes a que as substâncias insolúveis podem ser submetidas. A 
ordem dada deve ser seguida enquanto são colocadas em solução. Para isso devem estar na forma de 
pós-finos. 
 
 Observar a cor e a aparência. Das substâncias listadas acima, são coloridas as seguintes: Cr2O3 
(verde), Fe2O3 (vermelho escuro), SnS2 (bronze), PbCrO4 (marron), Fe4[Fe(CN)6] (marrom 
escuro), FeCr2O4 (cinza escuro), AgBr (amarelo escuro), AgI (amarelo claro). As demais são 
brancas ou próximas do branco, mas podem ser um pouco coloridas por traços de impurezas. 
 
 Examine o efeito do aquecimento. Deve-se aquecer uma pequena quantidade em um pequeno 
cadinho ou sobre uma folha de platina. O enxofre se fundirá em líquido amarelo e queimará com 
uma chama azul com a produção de dióxido de enxofre. 
 
Já o carbono irá brilhar e queimar completamente, podendo sobrar um resíduo pouco colorido. 
Se um pouco da substância preta for colocada em um tubo com nitrato de potássio, a oxidação irá ser 
mais vigorosa e será formado carbonato de potássio. Uma confirmação adicional do carbono é obtida 
aquecendo-se uma mistura da substância com óxido de cobre (II) anidro em um tubo; o dióxido de 
carbono irá se desprender e sobrará o cobre metálico vermelho. 
 
 
 
Os sais de prata, AgCl, AgBr, e AgI, irão fundir sem sofrer alterações; o AgCN decompõe e dá 
origem a um resíduo de prata, e o gás cianogênico se desprende. 
 
 
56 
O óxido de antimônio, Sb2O4, quando funde dá origem a um líquido amarelo. 
 
 
 Aquecimento com ácido sulfúrico concentrado. O vazamento de gás torna uma gota de água 
sobre uma vareta de vidro turva, indicando a presença de fluoreto. 
O monóxido de carbono desprende, e queima com uma chama azul, indicando a presença de 
Hexacianoferrato (II). 
 
 Tratar com solução de sulfeto de amônio. Se a substância desconhecida ou resíduo lavado com 
água régia é branco ou pouco colorido, deve-se tratá-lo em uma cápsula de porcelana com uma 
solução de sulfeto de amônio e agitar. Compostos de chumbo e prata provavelmente estão 
ausentes se a cor não se altera. Um escurecimento do sólido indica que compostos de chumbo e 
prata estão presentes. 
 
 
3.1.3 Dissolução da amostra 
 
 
A dissolução é um passo essencial para a análise de amostras. A escolha correta do método 
de dissolução está relacionada à eficiência da análise. São critérios para a escolha do método: 
 
 O método de dissolução deve ser eficiente e preferencialmente simples e rápido; 
 O método de dissolução não deve atacar o recipiente; 
 O método não deve introduzir quantidades excessivas de sal; 
 O método deve levar em conta a natureza da amostra. 
 
Caso não se tenha informações da solubilidade da amostra em água ou ácido, o procedimento 
a seguir deve ser realizado: 
 
 
 
57 
 A amostra em questão deve estar na forma de pó. Deve-se pegar uma pequena quantidade da 
amostra em questão e examinar a solubilidade nos seguintes solventes, na respectiva ordem: 
 
1. Água; 
2. Ácido clorídrico diluído; 
3. Ácido clorídrico concentrado; 
4. Ácido nítrico diluído; 
5. Ácido nítrico concentrado; 
6. Água régia. 
 
 O teste de solubilidade deve ser realizado primeiro a frio (temperaturas baixas) e depois a 
quente (temperaturas elevadas). 
 Se a solução dissolveu em água, proceda imediatamente a análise para íons metálicos que será 
descrita no próximo item desse material. 
 Se o uso do ácido clorídrico diluído resultou na formação de um precipitado, pode indicar a 
presença de metais do grupo 1. Dessa forma, o precipitado precisa ser filtrado e examinado para 
esse grupo, ou também pode ser diluído em ácido nítrico diluído. 
 Se o ácido clorídrico concentrado é empregado na dissolução, é necessário que se evapore 
parte do ácido clorídrico, pois alguns metais do grupo 2 (ex.: cádmio e chumbo) não são 
completamente precipitados na presença de grandes concentrações de ácido. 
 Quando o ácido nítrico é utilizado na dissolução, ele deve ser completamente removido por 
evaporação até secar a amostra. Após esse procedimento deve ser adicionado um pouco de 
ácido clorídrico e submetido à evaporação até formar uma espécie de massa e então se deve 
diluir com água. Essas etapas também se aplicam a água régia. Por essa razão comumente o 
ácido nítrico não é utilizado na dissolução das amostras, e os testes são realizados diretamente 
com os solventes 1, 2, 3 e 6. 
 
Quando um solvente adequado é encontrado, a solução para análise é preparada com 0,5 ou 1 
g da substância. O volume final da solução deve ser aproximadamente 15 ou 20 mL. 
 
Se a substância é insolúvel em água régia e nos ácidos concentrados, ela deve ser tratada 
como substância insolúvel e deve seguiros métodos específicos para as mesmas. Caso a amostra seja 
um metal, deve-se utilizar a metodologia para análise em amostras metálicas. 
 
 
58 
 
3.1.4 Separações e identificações 
 
 
a) Identificação de ânions 
 
A classificação dos ânions é geralmente baseada nas diferenças de solubilidade dos sais de 
Bário e de Prata dos ácidos correspondentes. A classificação mais aceita é a de ALEXÈEV. Segundo 
ALEXÈEV, os ânions são classificados em três grupos: 
 
 Grupo I 
 
Característica do grupo: sais de Bário, pouco solúvel em água. 
Ânions que formam o grupo: 
SO4-2 (sulfato); 
SO3-2 (sulfito); 
S2O3-2 (tiossulfato); 
CO3-2 (carbonato); 
PO4-3 (fosfato); 
AsO4-3 (arseniato); 
AsO3-3 (arsenito); 
BO2– ou B4O7-2 (borato); 
CrO4-2 (cromato); 
SiO3-2 (silicato); 
 
 
59 
C2O4-2 (oxalato). 
 
Reagente geral: BaCl2em solução neutra ou fracamente alcalina. 
Os ânions formadores do grupo I reagem com Ba+2 e originam sais pouco solúveis na água e 
(com exceção de Ba2SO4) solúveis em ácidos. Portanto, os ânions do grupo I não precipitam em soluções 
ácidas sob a forma de sais de Bário. Já quando reagem com Ag+ são solúveis nos ácidos diluídos ou 
mesmo na água (Ag2SO4; AgF). 
 
 Grupo II 
 
Característica do grupo: sais de Prata, pouco solúveis em água e HNO3 diluído. 
Ânions que formam o grupo: 
Cl – (cloreto); 
Br – (brometo); 
I –(iodeto); 
S-2 (sulfeto); 
SCN– (tiocianato); 
[Fe(CN)6]-4 (ferrocianeto); 
[Fe(CN)6]-3 (ferricianeto). 
 
Reagente geral: AgNO3 em solução ácida (utilizar HNO3). 
 
Os ânions do grupo II são precipitados por Ag+ em solução nítrica, já que os sais de prata 
formados por eles são quase insolúveis em HNO3 diluído (com exceção do AgS que dissolve-se em HNO3 
a quente). 
 
 
60 
Os sais de Bário são hidrossolúveis. Dessa forma, os ânions não são precipitados pelo BaCl2. 
Em solução aquosa, os ânions são incolores, com exceção do ferrocianeto e do ferricianeto. 
 
 Grupo III 
 
Característica do grupo: sais de Bário e de Prata hidrossolúveis. 
 
 
Ânions que formam o grupo: 
NO3– (nitrato); 
NO2– (nitrito); 
CH3COO- (acetato); 
MnO4- (permanganato). 
 
Reagente geral: não possui. 
Nem o AgNO3 e nem o BaCl2 são capazes de precipitar os ânions do grupo III. Entre os sais de 
prata, os menos solúveis são AgNO2 e CH3COOAg que podem precipitar em soluções suficientemente 
concentradas. Os ânions NO3–, NO2– e CH3COO- são incolores e o MnO4- é violeta. 
 
b) Identificação de cátions 
 
Os cátions são classificados em cinco grupos, segundo a classificação de ALEXÉEV que se 
baseia no modo como os cátions reagem a reagentes pela formação ou não de precipitados. 
A seguir serão descritas algumas características de cada grupo: 
 
 
 
61 
 Grupo I 
 
Cátions do grupo: 
Chumbo (Pb+2); 
Mercúrio (Hg22+); 
Prata (Ag+). 
 
Reagente do grupo: ácido clorídrico diluído 2M. 
Reação do grupo: precipitado branco de cloreto de chumbo (PbCl2), cloreto de mercúrio (I) 
(Hg2Cl2) e cloretode prata (AgCl). 
 
 Grupo II 
 
Cátions do grupo: 
Chumbo (II) 
Mercúrio (II); 
Bismuto (III); 
Cobre (II); 
Cádmio (II); 
Arsênio (III) e (V); 
Antimônio (III) e (V); 
Estanho (II) e (IV). 
Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada). 
 
 
62 
Reação do grupo: precipitados de cores diferentes; sulfeto de mercúrio (II) - HgS (preto), 
sulfeto de chumbo (II) - PbS (preto), sulfeto de cobre (II) - CuS (preto), sulfeto de cádmio - CdS (amarelo), 
sulfeto de bismuto (III) - Bi2S3(marrom), sulfeto de arsênio (III) - As2S3 (amarelo), sulfeto de arsênio (V) 
(amarelo), sulfeto de antimônio (III) - Sb2S3 (laranja), sulfeto de antimônio (V) (laranja), sulfeto de estanho 
(II) - SnS (marrom) e sulfeto de estanho(IV) - SnS2 (amarelo). 
 
 Grupo III 
 
Cátions do grupo: 
Ferro (II) e (III); 
Alumínio; 
Cromo (III) e (VI); 
Níquel; 
Cobalto; 
Manganês (II) e (VII); 
Zinco. 
 
Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio na presença de amônia e cloreto de amônio ou 
solução de sulfeto de amônio. 
Reação do grupo: precipitados de coloração variada: sulfeto de ferro (II), preto; hidróxido de 
alumínio, branco; hidróxido de cromo (III), verde; sulfeto de níquel, preto; sulfeto de cobalto, preto; sulfeto 
de manganês (II), rosa e sulfeto de zinco, branco. 
 
 Grupo IV 
 
Cátions do grupo: 
 
 
63 
Bário; 
Estrôncio; 
Cálcio. 
 
Reagente do grupo: solução 1M de carbonato de amônio. 
Esse reagente é incolor e apresenta uma reação alcalina em razão da hidrólise do íon 
carbonato (CO32-). 
Reação do grupo: os cátions representantes deste grupo não sofrem reação com ácido 
clorídrico, sulfeto de hidrogênio e de amônio. Porém, o carbonato de amônio, quando reage com 
quantidades moderadas de amônia ou íons amônio forma precipitados brancos. 
 
 Grupo V 
 
Cátions do grupo: 
Magnésio 
Sódio; 
Potássio; 
Amônio. 
 
Reagente do grupo: os cátions representantes desse grupo não reagem com os regentes já 
citados anteriormente. Esses necessitam de reações especiais ou ensaios da chama para serem 
identificados. 
 
 
 
 
 
 
64 
3.2 SISTEMA DE ANÁLISE QUALITATIVA ORGÂNICA 
 
3.2.1 Introdução 
 
A análise qualitativa orgânica é responsável pela separação, caracterização e identificação dos 
compostos de carbono obtidos de organismos vivos (metabólitos primários e secundários de plantas e 
animais), de fósseis (carvão, petróleo, gás, sedimentos orgânicos) e de sínteses em laboratórios. 
Dessa forma, a análise qualitativa orgânica é de grande importância, já que seus princípios 
básicos estão presentes nos laboratórios de análises clínicas, nas indústrias farmacêuticas, indústrias 
petroquímicas, etc. 
 
3.2.2 Determinação das constantes físicas 
 
As constantes físicas são parâmetros utilizados em laboratórios para a caracterização de 
compostos orgânicos, para estabelecimento de critérios de pureza, bem como para separá-los de suas 
eventuais misturas. 
As constantes físicas mais utilizadas na caracterização dos compostos orgânicos são: ponto de 
fusão, ponto de ebulição, densidade, índice de refração e rotação específica. 
 
 Ponto de fusão 
 
O ponto de fusão de uma substância orgânica é definido como a temperatura na qual a fase 
sólida coexiste com a fase líquida. Durante a fusão, a temperatura permanece inalterada até que todo o 
sólido tenha se convertido em líquido. No ponto de fusão a pressão de vapor da fase sólida é igual à 
pressão de vapor da fase líquida. 
Uma substância orgânica pura e cristalina possui, geralmente, um ponto de fusão bem 
definido, isto é, a fusão ocorre em uma faixa estreita de temperatura (0,5-1,0oC) e, por isso, esta 
 
 
65 
propriedade é bastante usada como critério de pureza de uma substância. A presença de impurezas 
produz, na maior parte dos casos, um alargamento na faixa de fusão, além de abaixar a temperatura de 
fusão. A maioria dos compostos orgânicos sofre fusão geralmente em temperaturas compreendidas entre 
50 e 300ºC. 
Desse modo, o ponto de fusão de uma espécie química depende da energia da rede cristalina 
a qual está diretamente relacionada à estrutura molecular. 
A determinação do ponto de fusão de uma substância pode ser efetuada no laboratório, em 
tubos capilares, utilizando tubo de Thiele (Figura 20) como banho de aquecimento. Também é possível 
determinar o ponto de fusão de uma amostra utilizando aquecimento elétrico; aparelhos do tipo Fischer-
Johns, entre outros, consiste em um bloco de alumínio eletricamente aquecido e equipado com um 
termômetro. 
 
FIGURA 20 - TUBO DE THIELE 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
 
 
 
66 
 Ponto de ebulição 
 
 
O ponto de ebulição pode ser definido como sendo a temperatura na qual, as fases, líquida e 
de vapor de uma substância se encontram em equilíbrio a uma determinada pressão. 
O ponto de ebulição pode ser determinado com a utilização de um aparato constituído de dois 
tubos fechados emuma extremidade. Um dos tubos é chamado de capilar e possui dimensões 
específicas de 1 mm de diâmetro e 90 mm de comprimento. O líquido que se deseja medir o ponto de 
ebulição deve ser colocado em um tubo de ensaio. Em seguida, deve-se mergulhar o capilar com a 
extremidade fechada para cima e colocar o aparato todo em contato com o bulbo de um termômetro, 
imergindo-o em um dispositivo semelhante ao usado para determinar o ponto de fusão. Com o 
aquecimento, o ar presente no capilar sofre dilatação e sai como pequenas bolhas, sendo substituído por 
vapores do líquido em análise. 
Quando as bolhas começarem a sair de maneira contínua e com alta velocidade, deve-se 
retirar a fonte de calor e observar até que apenas uma bolha apresente o comportamento de desprender-
se e permanecer no capilar. Atingido esse ponto, deve-se realizar a leitura no termômetro, pois é 
exatamente nessa temperatura que o líquido atingiu a temperatura de ebulição. 
Quanto mais fortes as interações intermoleculares, maior será a temperatura de ebulição. 
 
 Densidade 
 
A densidade ou massa específica é definida pela quantidade de massa de uma substância por 
unidade de volume. A densidade, assim como os pontos de ebulição e fusão são parâmetros de extrema 
importância na determinação da pureza de uma substância. 
O método de determinação de densidade mais utilizado para compostos orgânicos é o método 
do densímetro. O densímetro é um aparato que tem duas regiões específicas: o tubo e o bulbo (Figura 
21). Ao tubo está associada uma escala calibrada que permite a leitura da densidade. 
 
 
 
 
 
 
67 
FIGURA 21 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UM DENSÍMETRO 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
Um densímetro ideal deve apresentar a capacidade de flutuar, ou seja, apresentar um 
comportamento equilibrado nos líquidos cujas densidades se deseja medir. Outro método para se medir a 
densidade é a picnometria. O picnômetro (Figura 22) é um pequeno frasco de vidro usado para 
determinar a densidade. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
68 
FIGURA 22 - ESQUEMATIZAÇÃO DE UM PICNÔMETRO 
 
FONTE: Skoog (1981). 
 
O procedimento da picnometria está descrito na figura 23. 
 
 
FIGURA 23 - PROCEDIMENTO DA PICNOMETRIA 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://mundoescola.com.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
 
 
69 
Como pode ser observado na figura 23, o método utilizando o picnômetro é bem simples. 
Basta pesar o picnômetro vazio, enchê-lo com o produto que se deseja saber a densidade, pesar o 
picnômetro cheio, subtrair os pesos e dividir pelo volume do picnômetro. Tem-se aí a densidade do 
produto. 
 
 Índice de refração 
 
O índice de refração também é considerado um parâmetro bastante útil na identificação do 
meio e na determinação da pureza do mesmo. Corresponde à razão entre a velocidade da luz no vácuo e 
a velocidade da luz no meio em questão. É um parâmetro muito sensível ao estado físico da amostra, à 
temperatura e à pressão. Ao passar de um meio para outro a luz sofre um desvio e esse desvio pode ser 
calculado por meio de refratômetros. 
O refratômetro (Figura 24) é um instrumento de medição utilizado para obter o índice de 
refração, que é a medição do ângulo ou grau que determinada luz forma quando penetra um líquido. Há 
no mercado diversos tipos de refratômetros. 
 
 
FIGURA 24 - EXEMPLOS DE REFRATÔMETROS 
 
FONTE: Disponível em: http://mundoescola.com.br. Acesso em: 25 Set.2012. 
 
 
 Rotação específica 
 
Algumas substâncias apresentam uma capacidade de polarizar a luz, ou seja, girar o plano da 
luz polarizada. Substâncias que apresentam essa capacidade são denominadas opticamente ativas. A 
forma com que ocorre essa rotação varia de um composto ativo para outro. 
 
 
70 
Diz-se que a rotação é dextro (+) se tiver sentido horário para um observador que olha em 
direção à fonte de luz e levo (-), se for anti-horária. Para qualquer composto dado, a extensão da rotação 
depende do número de moléculas no caminho da radiação ou, no caso das soluções, da concentração e 
do comprimento do recipiente. Também depende do comprimento de onda da radiação e da temperatura. 
A rotação especifica, representada pelo símbolo [α]t, é definida pela fórmula: 
[α] 
α
 
 
 
Em que: 
 
α é o ângulo (medido em graus) de giro no plano de luz polarizada por uma solução de 
concentração c gramas de soluto por mL de solução quando contida em uma cela de d decímetros de 
comprimento. 
Uma característica essencial na determinação da concentração de substâncias oticamente 
ativas é a rotação específica. Essa característica é medida com o auxílio de polarímetros (Figura 25). 
 
FIGURA 25 - TIPOS DE POLARÍMETROS 
 
 
FONTE: Disponível em: <http://mundoescola.com.br>. Acesso em: 25 set. 2012. 
 
 
 
 
71 
3.2.3 Análise elementar qualitativa 
 
A análise elementar qualitativa é responsável por definir os elementos químicos que compõem 
uma determinada molécula e sua proporção. Por meio deste procedimento são determinadas as fórmulas 
brutas dos compostos orgânicos. 
Os compostos orgânicos são constituídos de elementos básicos como: carbono, hidrogênio, 
nitrogênio, enxofre e os halogênios. Elementos menos comuns como, fósforo, arsênio, antimônio, 
mercúrio, também podem estar presentes em suas composições. 
Vários métodos e procedimentos podem ser utilizados, como veremos a seguir. 
 
Reconhecimento de carbono e hidrogênio 
 
A presença de carbono e hidrogênio pode ser determinada por combustão. Substâncias 
orgânicas são inflamáveis, e quando reagem com oxigênio, formam CO2 e H2O. 
Portanto, deve-se aquecer uma amostra de 0,1 g do composto desconhecido com 1-2 g de 
amido em pó em um tubo de ensaio. Dessa forma, o carbono se oxida a dióxido de carbono que pode ser 
detectado fazendo-se passar por meio de um tubo de desprendimento sobre uma solução de hidróxido de 
bário, que se turvará pela precipitação de carbonato de bário. 
Já o hidrogênio se transforma em água que se condensará na forma de pequenas gotas nas 
paredes frias do tubo. 
 
Reconhecimento de enxofre (S), nitrogênio (N) e halogênios 
 
O reconhecimento de enxofre (S), nitrogênio (N) e halogênios pode ocorrer por meio do ensaio 
de Lassaigne. O ensaio de Lassaigne (Figura 26) consiste em fundir a substância orgânica com excesso 
de sódio metálico. É essencial utilizar excesso de sódio para evitar a formação de tiocianato de sódio 
(NaCNS) (quando o composto contiver nitrogênio e enxofre), que confundiria os testes posteriores. 
 
 
72 
Preparo da solução de Lassaigne: 
a) Deve-se cortar uma pequena amostra de sódio metálico (cinco vezes a mais que a amostra a ser 
analisada) com uma pinça. 
b) Enxugar a amostra de sódio metálico com papel absorvente e colocá-la em um tubo de ensaio 
seco. 
c) O tubo de ensaio deve ser fixado em uma chapa de amianto por um orifício central, de forma que 
apenas 2 cm do tubo permaneçam abaixo da chapa. 
d) Adicionar aproximadamente 0,1 g de ureia e aquecer o tubo em chama baixa e depois 
lentamente em chama alta, durante aproximadamente 60 segundos, deixando-o esfriar 
posteriormente. 
e) Adicionar álcool etílico (etanol) aos poucos, até não haver mais resíduos de sódio (se ao 
adicionar álcool ocorrer a liberação de hidrogênio, todo sódio foi consumido na reação, continue 
o experimento normalmente). 
f) Adicionar 10 ml de água e filtrar a mistura (se necessário). 
g) Caso o filtrado não seja transparente, deve ser descartado. Nesse caso, deve-se repetir todo o 
procedimento de obtenção da solução. 
 
FIGURA 26 - ENSAIO DE LASSAIGNE 
 
FONTE: Skoog (1981). 
http://www.coladaweb.com/
 
 
73 
O filtrado obtido é chamado e solução de Lassaigne e é utilizado no reconhecimento do 
nitrogênio (N), enxofre (S) e halogênios. 
 
Nitrogênio 
 
Teste I 
 
a) Colocar 2 mL da solução de Lassaigne em um tubo de ensaio; 
b) Adicionar ao tubo de ensaio 0,1 g de sulfato ferroso em pó; 
c) Aquecer suavemente com agitação