Apostila quimica analitica experimental

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Coordenação de Cursos 
Coordenação de Laboratórios de Química 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
Química Licenciatura 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Elaborado/Adaptado: Profa. Dra. Viviane Gomes Bonifacio 
 
 
 
Anápolis, 2016 
 
 
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PROCEDIMENTOS NO LABORATÓRIO E ITENS DE SEGURANÇA 
 
Por que devemos nos preocupar com a segurança nos Laboratórios? 
Segundo a Declaração dos Direitos Humanos todo homem tem direito à vida e precisamos nos 
preocupar em preservá-la. Uma forma de preservá-la é preocupar-se com a sua segurança no ambiente de 
trabalho e, se você trabalha em um laboratório, precisa conhecer os riscos a que está exposto e como 
melhorar suas condições de segurança. 
 
Porque os acidentes acontecem? 
A variedade de riscos nos laboratórios é muito ampla, devido à presença de substâncias letais, 
tóxicas, corrosivas, irritantes, inflamáveis, além da utilização de equipamentos que fornecem determinados 
riscos, como alteração de temperatura, radiações e ainda trabalhos que utilizam agentes biológicos e 
patogênicos. 
As conseqüências para ocorrência de acidentes nos laboratórios são muitas, podemos citar alguns 
exemplos, como: intoxicações, queimaduras, choques elétricos, incêndios, explosões, contaminações por 
agentes biológicos, interações com radiações e muito mais. Resumidamente as causas são: instruções não 
adequadas, supervisões insuficientes do executor e ou inapta, uso incorreto de equipamentos ou materiais de 
características desconhecidas, alterações emocionais e exibicionismo. 
Para evitar os acidentes, todo o trabalho em laboratório deve ser precedido por uma pesquisa, 
objetivando: 
- Propriedades químicas, físicas e toxicológicas dos produtos químicos utilizados; 
- Procedimentos de segurança; 
- Medidas de primeiros socorros em caso de acidentes. 
 
Em um laboratório devem-se ter os seguintes cuidados: 
 
- O laboratório deve estar sempre organizado, não deixar sobre as bancadas materiais estranhos ao 
trabalho, como bolsas, livros e blusas; 
- Evitar roupas, calçados e pertences inadequados como: saias, bermudas, shorts, roupas com tecidos 
sintéticos, braceletes, correntes, anéis ou outros adereços e calçados abertos; 
- Os cabelos longos devem ser mantidos presos durante a permanência em qualquer laboratório; 
- É necessário ter calma na realização de experimentos e em eventuais situações de emergência; 
- Evitar movimentos bruscos. Trabalhar com seriedade evitando brincadeiras, sempre estar atento e 
cauteloso; 
- Conhecer o local e operação dos equipamentos de segurança disponíveis em seu laboratório; 
- Lavar as mãos antes e após os experimentos; 
- Nunca esfregar as mãos no rosto e nos olhos; 
- Não cheirar diretamente os frascos de nenhum produto químico; 
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- Evitar sentar ou debruçar na bancada; 
- Usar sempre os equipamentos de proteção individual; 
- Não misturar ou manusear sólidos e líquidos desconhecidos, apenas por curiosidade; 
- Ler atentamente o procedimento antes de iniciar o experimento, em caso de dúvidas, perguntar é a 
melhor solução. Planejar sua experiência, procurando conhecer os riscos envolvidos, precauções a 
serem tomadas e como descartar corretamente os resíduos. 
- Ler o rótulo dos frascos antes de utilizá-los. Nunca abrir frascos reagentes antes de ler o rótulo e não 
testar substâncias químicas pelo odor ou sabor. 
- Ao manusear um frasco de reagente, sempre pegar de modo que sua mão proteja o rótulo e incliná-
lo de modo que o fluxo escoe do lado oposto ao rótulo. Em caso de contato, o rótulo poderá ser 
danificado ou inutilizado; 
- Posicionar as tampas dos frascos sobre as bancadas com a boca para cima, evitando que ocorra 
contaminação do reagente, bem como do próprio aluno; 
- Não jogar cacos de vidro em lixo comum, mas sim em um recipiente preparado para isto; 
- Usar luvas antitérmicas sempre que manusear peças de vidro que estejam quentes; 
- Não utilizar materiais de vidro quando trincados; 
- De preferência, usar chama na capela e somente nos laboratórios onde for permitido; 
- Nunca ligar equipamentos elétricos sem antes verificar a voltagem correta; 
- Não colocar alimentos nas bancadas, armários e geladeiras dos laboratórios; 
- Não são permitidos ou mesmo se alimentar, beber ou fumar dentro do laboratório. 
- Não retorne reagentes aos frascos originais, mesmo que não tenham sido usados. Evite circular com 
eles pelo laboratório; 
- Nunca pipete líquidos com a boca. Neste caso, use bulbos de borracha ou trompas de vácuo; 
- Comunicar todos os acidentes ocorridos ao responsável; 
- Limpar imediatamente qualquer derramamento de reagentes (no caso de ácidos e bases fortes, o 
produto deve ser neutralizado antes de proceder a sua limpeza). Em caso de dúvida, consultar o 
responsável antes de efetuar a remoção. 
 
Equipamentos de Segurança 
 
Óculos de segurança 
 Óculos de segurança com proteção lateral são itens indispensáveis em laboratórios de química. 
Esse item de segurança vai protegê-lo de quaisquer respingos de produtos químicos agressivos e fragmentos 
de vidros, eventualmente produzidos na quebra de qualquer item de vidraria. Lentes de contato não são 
recomendadas porque vapores corrosivos ou líquidos podem ficar presos entre elas e seus olhos, o que irá 
agravar o problema. Normalmente os óculos são fabricados em policarbonato, nylon ou acetato, as lentes são 
em cristal oftálmico, resina ou policarbonato, incolores ou coloridas e devem ser altamente resistentes a 
impactos e riscos. 
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Guarda-pó 
 O guarda-pó tem a função de protegê-lo de respingos de produtos químicos e queimaduras com 
líquidos quentes e por chama direta. Para maior proteção deve ter mangas longas, comprimento até o joelho, 
de preferência serem confeccionados em tecido de algodão e possuírem sistemas de fechamento com botões 
de pressão na frente e nas mangas, para eventual retirada rápida, em caso de emergência. O tecido de algodão 
é escolhido por reter melhor os respingos e ser pouco inflamável em comparação com os tecidos sintéticos 
(guarda-pós de tecidos sintéticos são totalmente desaconselhados). A cor branca é a mais utilizada em 
laboratórios de química. 
 
Procedimento para Descarte de Resíduos 
 
- Os resíduos de solventes de reações e de evaporadores rotativos devem ser colocados em frascos 
apropriados para descarte, devidamente rotulados. Evite misturar os solventes. Sugere-se a 
seguinte separação: Solventes clorados, Hidrocarbonetos, Álcoois e Cetonas, Éteres e Ésteres, 
Acetatos e Aldeídos. Sempre que possível indique também os componentes percentuais 
aproximados, pois este tipo de resíduo costuma ser incinerado por empresas especializadas que 
exigem uma descrição minuciosa do material que recebem. Verifique se é viável recuperar estes 
resíduos no seu laboratório. 
- Os resíduos aquosos ácidos ou básicos devem ser neutralizados antes do descarte, e só então 
descartados. Para o descarte de metais pesados, metais alcalinos e de outros resíduos, consulte 
antecipadamente o seu professor. 
- O uso de solução sulfocrômica para limpeza vem sendo proibido na maioria dos laboratórios. Caso 
precise utilizá-la, nunca faça o descarte diretamente na pia. 
 
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Materiais de laboratório em química analítica 
 
 
Nome Função Figura 
Balão volumétrico Usado para preparação de soluções. 
 
Bastão de vidro ou 
Bagueta 
Bastão maciço de vidro. Serve para agitar e 
facilitar as dissoluções, mantendo as massas 
líquidas em constante movimento. Também 
auxilia na filtração. 
Béquer 
Serve para dissolver substâncias, efetuar 
reações químicas. Pode ser aquecido sobre o 
tripé com tela de amianto. 
Bico de Bunsen 
Fonte de aquecimento mais usado no 
laboratório. 
 
Bureta 
Serve para dar escoamento a volumes 
variáveis de líquidos. Não deve ser aquecida. 
É constituída de tubo de vidro 
uniformemente calibrado, graduado em 
décimos de mililitro.É provida de um 
dispositivo que permite o fácil controle de 
escoamento. 
 
Cadinho 
Usado para calcinação, isto é, aquecimento a 
seco muito intenso de substâncias. Pode ser 
aquecida diretamente à chama do bico de 
Bunsen, apoiado sobre triângulo de 
porcelana, platina, amianto etc. 
 
Cápsula de porcelana 
Peça de porcelana utilizada em sublimações 
ou evaporações de líquidos e soluções. 
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Dessecador 
Usado para resfriamento de substâncias em 
atmosfera contendo baixo teor de umidade. 
 
Erlenmeyer 
Utilizado para titulações, aquecimento de 
líquidos, dissolução de substâncias e 
realização de reações químicas. Pode ser 
aquecido sobre o tripé com tela de amianto. 
Espátula 
Material de aço ou porcelana, usado para 
transferência de substâncias sólidas. Deve 
ser lavada e enxugada após cada 
transferência. 
 
Funil analítico 
Usado para filtração para retenção de 
partículas sólidas. Deve conter em seu 
interior um filtro que pode ser de papel, lã de 
vidro, algodão vegetal, dependendo do 
material a ser filtrado. O funil não deve ser 
aquecido. 
 
Pêra Usada para pipetar soluções. 
Pipeta graduada 
Consiste de um tubo de vidro estreito 
geralmente graduado em 0,1 mL. É usada 
para medir pequenos volumes líquidos. 
Encontra pouca aplicação sempre que se 
deseja medir volumes líquidos com maior 
precisão. Não deve ser aquecida. 
 
Pipeta volumétrica 
É constituída por um tubo de vidro com um 
bulbo na parte central. O traço de referência 
é gravado na parte do tubo acima do bulbo. 
É usada para medir volumes de líquidos com 
elevada precisão. Não deve ser aquecida. 
 
Piseta 
Usada para lavagem de materiais através de 
jatos de água destilada, álcool ou outros 
solventes. 
 
Proveta ou Cilindro 
graduado 
Recipiente de vidro ou plástico utilizado 
para medir e transferir volumes de líquidos. 
Não deve ser aquecida. 
 
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Suporte universal 
Utilizado em várias operações como: 
filtrações, suporte para condensador, 
sustentação de peças, etc. 
 
Vidro de relógio 
Peça de vidro de forma côncava. É usado 
para cobrir béquers, em evaporações, 
pesagens de diversos fins. Não pode ser 
aquecido diretamente na chama do bico de 
Bunsen. 
 
 
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REGRAS DE SOLUBILIDADE PARA COMPOSTOS IÔNICOS: 
 
ÍON REGRA EXCEÇÃO 
Metais alcalinos 
(Li+, K+, Na+) 
Solúveis - 
Amônio (NH4+) Solúveis - 
NO3- (nitratos) Solúveis - 
NO2- (nitritos) Solúveis Pouco solúvel: Ag+ e Hg22+ 
ClO- (hipoclorito) Solúveis - 
MnO4- (permanganato) Solúveis - 
SO42- (sulfato) Solúveis Ca2+, Ba2+, Sr2+ e Pb2+ 
Pouco solúveis: Ag+ e Hg22+ 
F- (fluoreto) Insolúveis Ag+, NH4+ ,Cu2+, Pb2+ e alcalinos 
Br- (brometo) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+, Cu+ 
Cl- (cloreto) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+ e Au+ 
I- (iodeto) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg2+, Hg22+ e Cu+ 
CN- (cianetos) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
Pouco solúveis: alcalinos terrosos 
SCN- (tiocianato) Solúveis Ag+, Pb2+, Hg22+, Cu+, Cd2+ 
Fe(CN)6 3- (ferricianeto) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
Pouco solúveis: alcalinos terrosos 
Fe(CN)6 4- (ferrocianeto) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
Pouco solúveis: alcalinos terrosos 
CH3COO- (acetato) Solúveis Pouco solúveis: Ag+ e Hg22+ 
S2- (sulfeto) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
Pouco solúveis: alcalinos terrosos 
CO32- (carbonato) Insolúveis NH4+, K+ , Na+, Li+, Rb+ e Cs+ 
HCO3- (bicarbonato ou 
Hidrogenocarbonato) 
Solúveis Fe2+, Fe3+ e alcalinos terrosos 
PO43- (fosfato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
C2O42- (oxalato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
CrO42- (cromato) Insolúveis NH4+ e alcalinos 
OH- (hidróxidos) Insolúveis Alcalinos, Ba2+ , Sr2+ , NH4+ 
Pouco solúveis: Ca2+ 
 
 
EXPERIMENTO NO. 01: EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMI CAS 
 
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I – INTRODUÇÃO 
 
 A maioria das reações que ocorrem em solução aquosa envolve íons, gerados em processos de 
dissociação ou de ionização. Considere, por exemplo, a reação que se processa quando soluções aquosas de 
nitrato de alumínio e hidróxido de potássio são misturadas de acordo com a equação abaixo, chamada de 
equação global: 
Al(NO3)3 (aq) + 3 KOH (aq)  Al(OH)3 (s) + 3 KNO3(aq) 
 
 A partir desta equação e do conceito de eletrólitos, pode-se deduzir que os reagentes - Al(NO3)3 e 
KOH - assim como um dos produtos - KNO3 - estão dissociados no meio de reação enquanto que o Al(OH)3 
precipitou. Por esse motivo, pode ser conveniente substituir a equação acima, pela equação iônica total, que 
expressa o que ocorre realmente em solução: 
Al3+ (aq) + 3 NO3- (aq) + 3 K+ (aq) + 3 OH- (aq)  Al(OH)3 (s) + 3 K+ (aq) + NO3- (aq) 
 
 O cátion potássio e o ânion nitrato, que não são alterados no decorrer da reação, são denominados 
íons expectadores e não são incluídos na equação iônica simplificada: 
Al3+ (aq) + 3 OH- (aq)  Al(OH)3 (s) 
 
Esta equação, além de destacar apenas as espécies químicas que participam efetivamente da transformação, 
sugere que qualquer substância que forneça OH- (aq) reage com qualquer substância que forneça Al3+ (aq), 
produzindo um precipitado de hidróxido de alumínio Al(OH)3. A equação iônica simplificada evidencia 
ainda a conservação de carga e de massa na transformação química, pois são iguais em ambos os lados da 
equação. Naturalmente, a escolha de um destes tipos de equação para representar uma transformação química 
depende de que aspecto da transformação pretende-se realçar. 
 
Eletrólitos fortes e fracos: 
Um eletrólito é toda substância que, ao dissolver-se em água, fornece íons à solução. Como conseqüência a 
solução torna-se condutora de eletricidade quando dois eletrodos conectados aos pólos de uma bateria são 
mergulhados na solução. 
Os não-eletrólitos, por sua vez, são as substâncias que não liberam íons em solução - as partículas de soluto 
dispersas são neutras (sem carga elétrica). Estas soluções não conduzem eletricidade. 
 Há duas categorias de eletrólitos: os eletrólitos fortes (como a maioria dos sais e os ácidos e bases 
fortes), e os eletrólitos fracos, como os ácidos e bases fracas. Os eletrólitos fortes sofrem dissociação 
completa em solução, enquanto que nos eletrólitos fracos somente uma parte das moléculas se dissocia. Um 
exemplo de eletrólito fraco é o ácido fluorídrico cuja solubilização em água pode ser representada pela 
equação abaixo: 
HF (aq) + H2O (l)  H3O+ (aq) + F- (aq) 
 
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Como a ligação H-F é relativamente forte, apenas uma pequena parte das moléculas de fluoreto de 
hidrogênio dissolvidas dissociam-se em íons hidroxônio e fluoreto hidratados. Em soluções de HF em 
concentração 1,0 mol L-1, por exemplo, em média 97% das moléculas dissolvidas permanecem na forma 
molecular, e apenas 3% dão origem aos íons hidratados. Por causa deste tipo de comportamento, que 
caracteriza os eletrólitos fracos, as soluções destes eletrólitos apresentam condutividade elétrica 
relativamente baixa. 
 
Reações iônicas em solução aquosa: 
 
a) Precipitação: Pode-se obter um precipitado em solução quando duas soluções de compostos solúveis em 
água são misturadas entre si. Esta mistura pode reagir formando um novo composto que é insolúvel em água. 
Exemplo: 
AgNO3(aq) + NaCl(aq)  AgCl (s) + NaNO3(aq) 
 nitrato de prata cloreto de sódio cloreto de prata nitrato de sódio 
 
Neste exemplo, tanto nitrato de prata como cloreto de sódio são sais solúveis em água, porém a mistura de 
soluções destes sais resulta em cloreto de prata que é insolúvel, precipitando. O nitrato de sódio é solúvel. A 
consulta à uma tabela de solubilidades pode predizer se haverá formação de precipitado. 
 
b) Formação de um gás: Frequentemente resulta da reação de um ácido ou base com um sal, e o gás 
geralmente será constituído de dois não metais. Exemplo: 
H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq)  Na2SO4(aq)+ H2O(l) + CO2 (g) 
 
Neste exemploo carbonato (CO32-) reage com o ácido sulfúrico formando o ácido carbônico (H2CO3) que, 
por ser pouco estável, decompõe-se em água e CO2. A equação iônica representativa é: 
2 H+ (aq) + CO32-(aq)  H2CO3(aq)  H2O(l) + CO2 (g) 
 
 Outro exemplo é a formação de ácido sulfídrico, volátil, a partir da reação de sulfeto com ácido 
resultando no odor de ovo podre: 
K2S (aq) + 2 HCl (aq) H2S (g) + 2 KCl (aq) 
 
c) outras evidências: Além dos fenômenos descritos acima, também são sinais da ocorrência de reações 
químicas, mudança de coloração, mudança de temperatura e a dissolução de sólidos, com formação de sais 
simples ou de complexos solúveis. 
 
 
 
 
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Reação Evidência observada 
Fe3+ (aq) + 6 SCN- (aq)  [ Fe (SCN)6] 3- (aq) 
Amarelo incolor vermelho 
Mudança de cor 
H2SO4(aq) + H2O (l)  H3O + (aq) + HSO4- (aq) + calor Liberação de calor 
Al(OH)3(s) + OH-(aq)  [ Al (OH)4]- (aq) Precipitado dissolve 
 
 
II –OBJETIVOS 
 
 Identificar as espécies presentes nas amostras recebidas, baseadas nas reações químicas realizadas, 
bem como nas regras de solubilidade e de força de eletrólitos. 
 
III - PARTE EXPERIMENTAL 
 
Material: 
Reagentes: Para cada equipe, 6 tubos de ensaio 
contendo  10 mL das soluções abaixo: 
(Identificar as soluções como: 1; 2; 3; 4; 5; 6) 
Por equipe 
Solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 15 tubos de Ensaio por equipes para as reações 
Solução aquosa de carbonato de sódio (Na2CO3) Suporte para tubos de ensaio 
Solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) Pipetas de Pasteur 
Solução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO4) 
Solução aquosa de sulfeto de sódio (Na2S) 
Solução aquosa de acetato de zinco II Zn(CH3COO)2 
 
Procedimento: 
 Cada equipe receberá do professor seis soluções aquosas, em tubos de ensaio numerados, que podem 
ser as soluções descritas acima, sem conhecer a ordem da distribuição dessas soluções nos tubos. Cada grupo 
deverá identificá-las, baseados nas reações realizadas e com auxílio de uma tabela de solubilidade e de 
eletrólitos fracos e fortes. 
 Misturar alíquotas (de cerca de 1 mL ou seja  20 gotas) das soluções, duas a duas, observando se há 
diferença entre os estados inicial e final de cada mistura de reação. 
Observação: Uma vez que o experimento a ser realizado tem caráter qualitativo, não é necessário medir 
volumes com exatidão. Por outro lado, é importante minimizar o consumo de reagentes e a produção de 
resíduos. 
 
DESCARTE: NÃO DESPEJAR NA PIA. 
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IV - INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS E CONCLUSÃO: 
 Anotar na tabela abaixo, todas as observações referentes a cada mistura de reação (formação de 
precipitado, cor de precipitado, produção de gás, odor, etc.) 
Soluções 1 2 3 4 5 6 
1 xxxx 
 
 
2 xxxx 
 
xxxx 
3 xxxx 
 
xxxx xxxx 
4 xxxx 
 
xxxx xxxx xxxx 
5 xxxx 
 
xxxx xxxx xxxx xxxx 
 
 Procure identificar os íons presentes na mistura final para saber se a transformação ocorreu. Para 
isso, escreva a possível reação que deveria ocorrer em cada tubo e consultando a tabela de solubilidades de 
sais e força de eletrólitos, determine se a reação ocorreu ou não. 
Escrever as equações químicas (global e iônica simplificada) correspondentes a cada transformação 
ocorrida. Analisar os resultados obtidos para os diversos sistemas químicos e associar o número do tubo de 
ensaio à solução correspondente. 
Baseado nos resultados encontrados durante o experimento identifique as soluções recebidas para análise: 
a) Solução 1: 
b) Solução 2: 
c) Solução 3: 
d) Solução 4: 
e) Solução 5: 
f) Solução 6: 
 
 
V – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS: 
 
WEISS, G.S.; GRECO, T.G.& RICKARD, L.H. - Experiments in General Chemistry. New York: 
Millersville University, 1993. p. 41- 50. 
RUSSEL, J.B. Química Geral. 2ª ed. Coordenação de Maria Elizabeth Brotto; tradução e revisão por Márcia 
Guekezian et al São Paulo : Makron, 1994. p. 543-547, 577-581. 
Pawlowsky e colaboradores – Experimentos de Química Geral. 2 ed. Editora da UFPR, 1996, 72. 
 
 
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VI - EXERCÍCIOS: 
 
1) Escreva as reações químicas que levaram à identificação de cada uma das soluções testadas no 
experimento. 
 
2) Um aluno recebeu no laboratório dois tubos de ensaio (A e B) contendo soluções aquosas incolores. 
Alíquotas das duas soluções foram tratadas com ácido sulfúrico, sulfato de sódio, carbonato de sódio e 
cloreto de bário. Os resultados foram organizados na tabela abaixo: 
 
 
 
Sabendo-se que os tubos A e B poderiam conter soluções aquosas de H2SO4, Na2SO4, BaCl2 e Na2CO3, 
identifique o conteúdo destes tubos justificando sua resposta através das equações químicas globais 
balanceadas que representam as reações ocorridas. 
 
3) Soluções aquosas de iodeto de potássio, cloreto de bário e nitrato de sódio estão contidas em três 
frascos, rotulados A, B e C (Não necessariamente nesta ordem). Observa-se experimentalmente que: 
- As soluções A e C reagem com nitrato de prata produzindo um precipitado, enquanto que a 
solução B não reage. 
- Somente a solução C reage com carbonato de sódio produzindo um precipitado. 
Com base nestas informações, identifique as soluções contidas nos frascos A, B e C. Escreva as 
equações das reações químicas utilizadas na identificação. 
4) Ocorrerá uma reação se forem misturados soluções de Cloreto de Bário (BaCl2) e Sulfato de Alumínio 
[Al2 (SO4)3]? Se ocorrer, escreva a equação simplificada. 
 
5) Escreva a equação iônica simplificada, balanceada, para a reação que ocorre quando se misturam os 
seguintes pares de soluções aquosas: 
(a) HCl e AgNO3 (b) SrCl2 e Na2CO3 (c) FeCl3 e NaOH 
(d) HNO3 e NaCN (e) HCl e RbOH (f) Na2SO4 e Pb(NO3)2 
 
 
 
 
 
 
 
Tratamento: H2SO4 Na2SO4 Na2CO3 BaCl2 
Tubo A Efervescência Nada ocorre Nada ocorre Precipitado Branco 
Tubo B Nada ocorre Nada ocorre Nada ocorre Precipitado Branco 
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I - INTRODUÇÃO 
 
 Muitas vezes as transformações químicas são consideradas como processos não-reversíveis, que 
prosseguem em extensão total, consumindo todos os reagentes, desde que estes tenham sido adicionados em 
quantidades estequiométricas. Logicamente, se um dos reagentes estiver em excesso, este excesso 
permanecerá sem sofrer transformação. 
 Entretanto, na maioria das transformações químicas os reagentes não são totalmente transformados 
em produtos, devido a características inerentes à própria reação. Isto ocorre mesmo que os reagentes estejam 
em quantidades estequiométricas. A transformação química não prossegue até a extensão total, ou seja, 
conversão completa de reagentes em produtos. Como os reagentes sobram sem se transformar, não é possível 
prever, com base na equação que representa a transformação, a quantidade de produto que se obterá. Assim, 
é necessário pesquisar por que estas transformações se comportam desse modo e como se pode expressar 
esta extensão. 
 
 
II – OBJETIVOS 
 
Identificação de íons pelo seu comportamento frente a determinados reagentes. 
 
III - PARTE EXPERIMENTAL 
Material 
Soluções (0,1 mol L-1) 250 mL Por equipe 
AgNO3 12 tubos de Ensaio por equipe 
HCl 2 béqueres pequenos por equipe 
K3[Fe(CN)6] Suporte para tubos de ensaio 
KSCN Pipetas de Pasteur 
FeSO4 1 papel de filtro 
Fe(NO3)3 1 funil pequeno por equipe + suporte 
 1 vidro de relógio 
 1 espátula 
 Estufa ~70°C 
 
 
 
Parte A - Caracterizando o íon Ag+ 
EXPERIMENTO NO. 02: EQUILÍBRIO QUÍMICO 
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Em três tubos de ensaio, coloque em cada um cerca de 1,0 mL ( 20 gotas) de solução de nitrato de 
prata em concentração 0,1 mol L-1. Em seguida adicione a um dos tubos 3 gotas de solução de HCl (lave bem 
o conta-gotas antes de coletar a solução). Ao outro tubo, adicione 3 gotas de solução recém preparada de 
hexacianoferrato (III) de potássio (ou ferricianeto de potássio) cuja fórmula é K3[Fe(CN)6] e ao terceirotubo 
adicione solução de KSCN (tiocianato de potássio). Observe o que ocorrem em ambos os tubos e anote na 
tabela I abaixo: 
Tabela I: reações do íon prata: 
Íon: Adição de HCl Adição de K3[Fe(CN)6] Adição de KSCN 
 
Ag+ 
 
 
 
Parte B - Caracterizando os íons de Ferro (II) e Ferro (III) 
 
Coloque em três tubos de ensaio 1 mL de solução de FeSO4 em concentração 0,1 mol L-1 (sal de Fe2+) e 
em outros três tubos 1 mL de solução de Fe(NO3)3 0,1 mol L-1 (sal de Fe3+). Lave sempre o conta gotas antes 
de trocar de solução. Rotule com uma caneta estes tubos como contendo Fe II ou Fe III, respectivamente. 
Adicione (com conta-gotas limpo) 5 gotas de solução de tiocianato de potássio (KSCN) em um dos tubos 
contendo Fe2+ e em um contendo Fe3+. Houve evidência de transformação química? Os íons Fe2+ e Fe3+ 
exibiram o mesmo comportamento? Anote na tabela abaixo sua observação. 
Repita o teste do item acima para os reagentes HCl (ácido clorídrico diluído – 5 gotas) e 
hexacianoferrato de potássio - K3[Fe(CN)6] – 10 gotas - nos tubos remanescentes. 
Tabela II 
 
 
Tubo: 
Adição 
de 
KSCN 
Adição 
de 
HCl 
Adição 
de 
K3[Fe(CN)6] 
 
Fe2+ 
 
 
 
Fe3 
 
 
 
 
Parte C - Investigando a seguinte transformação: 
 15 
 
 Ag+ (aq) + Fe2+ (aq)  Ag (s) + Fe 3+(aq). 
 íon prata íon Ferro (II) prata metálica íon Ferro (III) 
 
Transfira a um béquer 10 mL de solução de sulfato ferroso (FeSO4) 0,1 mol L-1, medidos com uma 
proveta. Em seguida, adicione ao béquer 10,0 mL de solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol L-1 
também medidos com uma proveta. Observe o que ocorre durante 5 minutos. Deve ocorrer precipitação de 
prata metálica de acordo com a reação acima. 
Deixe a mistura em repouso por mais alguns minutos, até que toda o precipitado sedimente. Nesse 
momento (quando a reação tiver cessado) veja se as características observáveis do sistema (cor, volume da 
solução, quantidade de prata depositada) ainda se alteram com o passar do tempo. 
Filtre a amostra utilizando papel de filtro e um funil. Recolha o filtrado em um béquer. Leve o 
precipitado à estufa para secagem por ± 10 minutos. Em seguida adicione 20 gotas deste filtrado em três 
tubos de ensaio, rotulados de tubos A, B e C (cerca de 1 cm de altura). Efetue os testes da tabela III abaixo 
para identificar a possível presença dos íons que participam da reação, ou seja, Fe2+, Fe3 e Ag+. A 
identificação pode-ser efetuada pela comparação com os testes já efetuados nas etapas anteriores (tabelas I e 
II). 
 
Tabela III 
Tubo Procedimento Evidência Observada Íons detectados 
A Adicione 20 gotas de KSCN 
 
 
B Adicione 20 gotas de K3[Fe(CN)6] 
 
 
C Adicione 3 gotas de HCl 
 
 
 
Ao precipitado de prata que ficou no papel de filtro adicione um pouco (10 mL) de solução de 
Fe(NO3)3, coletando em um béquer limpo. O que ocorreu? 
 
Proponha a reação que possa ter ocorrido com a adição do nitrato de ferro III ao precipitado no papel 
de filtro. 
 
Reação proposta:________________________________________________________________________ 
 
Justificativa (com base nos resultados da tabela IV):_____________________________________________ 
____________________________________________________________________________________ 
 
 16 
IV – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
WEISS, G.S.; GRECO, T.G.& RICKARD, L.H. - Experiments in General Chemistry. New York: 
Millersville University, 1993. p. 41- 50. 
RUSSEL, J.B. Química Geral. 2ª ed. Coordenação de Maria Elizabeth Brotto; tradução e revisão por 
Márcia Guekezian et al São Paulo : Makron, 1994. p. 543-547, 577-581. 
 
V - EXERCÍCIOS 
1) As maçãs podem ser conservadas por longo tempo quando mantidas em atmosfera com concentração de 
O2 baixa. Considere as informações abaixo: 
O2(atmosférico)  O2(dissolvido no fluido das células dos tecidos) 
a) Logo que são colhidas, o açúcar contido nas maçãs tende a se decompor. Isto se dá, gradativamente, 
através de reações que dependem da disponibilidade de oxigênio. Uma delas é a que envolve a conversão 
da glicose em ácido pirúvico. 
 
 C6H12O6(aq) + O2 (dissolvido) CH3COCOOH(aq) - Reação irreversível 
 Glicose Enzimas ácido pirúvico 
 
b) O oxigênio necessário à deterioração das maçãs encontra-se dissolvido no fluido das células dos tecidos, 
em equilíbrio com o oxigênio atmosférico, ou seja: 
O2(atmosférico)  O2(dissolvido no fluido das células dos tecidos) 
 
Com base nestas informações, explique porque a baixa concentração de O2 pode evitar a deterioração da 
fruta. 
 
2) Escreva todas as reações químicas ocorridas nos testes desta aula. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 17 
 
 
 
 
I - INTRODUÇÃO 
 
 Todos os processos que ocorrem em um sistema isolado (onde não ocorre troca de matéria ou de 
energia com as vizinhanças) atingem um estado de equilíbrio. No estado de equilíbrio, as propriedades 
macroscópicas do sistema (pressão, temperatura, volume, coloração e outras) permanecem inalteradas com o 
tempo. Por exemplo, na transformação: 
 NO2 (g) + CO(g)  NO(g) + CO2(g) 
 
Depois que os dois reagentes gasosos são misturados num balão de vidro à temperatura ambiente, a cor da 
mistura varia gradualmente de um castanho-escuro para uma tonalidade mais clara, indicando um consumo 
parcial do dióxido de nitrogênio. Uma vez atingido este ponto, não se pode perceber qualquer alteração na 
aparência do sistema, a menos que alguma interferência externa venha a afetar o estado de equilíbrio. 
 É conveniente lembrar que a simples constância nas propriedades macroscópicas do sistema não 
caracteriza necessariamente uma situação de equilíbrio. Por exemplo, quando o gás metano (CH4) queima 
numa chama de maçarico, observa-se que em cada ponto da chama a coloração e a temperatura são diferentes 
entre si, mas são constantes no decorrer do tempo. Esta situação é chamada do estado estacionário e não deve 
ser confundida com o estado de equilíbrio. 
 Equilíbrios químicos são sempre dinâmicos. Quando se diz que um sistema atingiu o equilíbrio, não 
se quer sugerir que toda transformação foi interrompida ou completada. Ao invés disso, as reações direta e 
inversa continuam ocorrendo, porém com velocidades iguais. O equilíbrio que se estabelece na reação de 
íons ferro (III) e tiocianato (SCN-), ambos em solução aquosa, pode ser usado como exemplo: 
 
[Fe(OH2)6]3+(aq) + SCN-(aq)  [Fe (SCN)(OH2)5]2+(aq) + H2O 
 vermelho 
 
Quando em solução, os íons Fe (III) permanecem envolvidos por seis moléculas de água ao seu redor 
formando uma “esfera de coordenação”, representada por [Fe(OH2)6]3+ (aq). Porém, quando a solução de 
Ferro(III) é misturada com uma de tiocianato, este rapidamente substitui uma molécula de água na esfera de 
coordenação do Fe3+ (aq) para produzir um novo complexo no qual SCN- está ligado ao ferro (III). Este 
produto pode ser representado como [Fe(SCN)(OH2)5]2+ (aq) e tem uma coloração vermelho alaranjada 
característica. 
A equação química é representada por duas setas () pois à medida que a concentração do produto aumenta, 
a reação reversa (ou seja, de liberação do tiocianato) começa a ocorrer com velocidade cada vez maior. 
EXPERIMENTO No. 03: FATORES QUE AFETAM O ESTADO DE EQUILÍBRIO 
 18 
Finalmente, a velocidade da reação reversa iguala-se à reação direta e, portanto, as concentrações não mais 
variam. Neste ponto o estado de equilíbrio foi atingido. 
 
O Princípio de Le Chatelier 
 Henry Le Chatelier, procurando regularidade numa grande quantidade de dados experimentais sobre 
equilíbrio químico, resumiu suas conclusões noPrincípio que tem o seu nome: 
 “Uma mudança em qualquer dos fatores que determinam as condições de equilíbrio de um 
sistema fará com que o sistema reaja para reduzir os efeitos da mudança”. 
 Assim, o aumento na concentração de uma das espécies químicas em equilíbrio provoca uma reação 
no sentido de consumir a espécie adicionada. Da mesma forma, se a temperatura da mistura de reação é 
aumentada, a transformação no sentido endotérmico é favorecida, de modo a utilizar a energia disponível. 
Um aumento de pressão, causado por diminuição no volume do sistema em equilíbrio, favorece a 
transformação que diminui o número de moléculas de gás no sistema, de forma a compensar parcialmente os 
efeitos da alteração de volume. 
 
II – OBJETIVOS 
Analisar o comportamento de sistemas em equilíbrio após mudanças na temperatura da mistura de reação e 
na concentração de reagentes e produtos. 
 
 
III – PARTE EXPERIMENTAL 
MATERIAL 
Soluções Por equipe 
Ácido nítrico Concentrado 9 tubos de Ensaio por equipe 
Ácido sulfúrico Concentrado 1 tubo de ensaio com tampa 
Ácido nítrico 3,0 mol L-1 Suporte para tubos de ensaio 
Dicromato de potássio 0,1 mol L-1 Pipetas de Pasteur 
Cromato de potássio 0,2 mol L-1 Fio de cobre 
Hidróxido de sódio (pastilhas) Banho de gelo 
Nitrato de prata 1,0 x 10 -3 mol L-1 
Cloreto de sódio 0,1 mol L-1 
Hidróxido de amônio 25% 
 
Observação: Uma vez que os experimentos a serem realizados têm caráter qualitativo, as quantidades 
citadas abaixo são apenas indicativas. Não é necessário, portanto, medir massas ou volumes com extrema 
precisão. Por outro lado, é importante minimizar o consumo de reagentes e a produção de resíduos. 
 
Parte A) O efeito da mudança de temperatura sobre o estado de equilíbrio 
 19 
Atenção: 
1) O procedimento deve ser realizada em capela 
2) Escolha uma rolha que se adapte ao tubo de ensaio antes de iniciar o procedimento 
 Colocar uma pequena quantidade de ácido nítrico concentrado (1 mL) em um tubo de ensaio e 
mergulhe a extremidade de um fio de cobre neste ácido. Aguarde até a formação de um gás castanho, retire o 
fio de cobre e tampe o tubo com a rolha.. 
 Arrolhar o tubo de ensaio, deixar que ele atinja a temperatura ambiente e mergulhá-lo em um banho 
de gelo por 5 a 10 minutos. Observar o resultado. 
 
Parte B) O equilíbrio dicromato / cromato em solução aquosa 
 Colocar cerca de 1 mL ( 20 gotas) de solução de dicromato de potássio 0,10 mol L-1 em três tubos 
de ensaio (A, B e C). Em outros três tubos de ensaio (D, E e F) repetir o procedimento com uma solução de 
cromato de potássio 0,20 mol L-1. Aos tubos B e E adicionar uma pastilha de hidróxido de sódio, agitar as 
soluções e compará-las com as contidas nos tubos A e D. Aos tubos C e F adicionar algumas gotas de ácido 
sulfúrico concentrado (CUIDADO A REAÇÃO PODE SER ALTAMENTE EXOTÉRMICA 
ESPIRRANDO LÍQUIDO). Agitar os tubos e comparar seu conteúdo com os tubos A e D. Anotar os 
resultados. 
 
Parte C) Solubilização e precipitação de sais de prata ( AgCl é sal pouco solúvel em solução aquosa e 
Ag(NH3)2Cl(aq) é solúvel em solução aquosa. 
 Adicionar 0,5mL de solução aquosa de AgNO3 1,0 . 10-3 mol/L a um tubo de ensaio que já contenha 
0,5mL de solução aquosa de NaCl 0,10 mol/L. Observar o resultado. 
 Adicionar ao mesmo tubo algumas gotas de hidróxido de amônio (solução concentrada de amônia). 
Observar o resultado obtido. 
 Adicionar, finalmente, gotas de HNO3(aq) 3,0 mol/L à mistura e verificar o efeito. 
 
IV – INTERPRETAÇÃO DOS RESULTADOS 
 
Escrever as equações químicas que representam as transformações reversíveis analisadas em cada 
experiência. Formular uma explicação para os resultados observados, com base na definição de estado de 
equilíbrio e no Princípio de Le Chatelier. 
 
V – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P.W. Physical Chemistry. 4th. Ed. Oxford: University Press, 1990 p.209-39. 
KOTZ, J.C. Chemistry and chemical reactiviti. New York: Saunders College, 1991.p.659-689. 
PIMENTEL, G.C. Química: uma ciência Experimental. 4ed. Lisboa: Fundação Calouste Gulbenkian, 1963.p. 
206-238. 
 20 
PIMENTEL, G.C. & SPRATLEY, R.D. Química: Um tratamento moderno. São Paulo: Edgard Blucher, 
1974.p.69-79. 
 
VI – EXERCÍCIOS 
 
1) O esmalte dos dentes consiste numa substância insolúvel chamada hidroxiapatita. A dissolução da 
hidroxiapatita é chamada de desmineralização e o processo contrário é chamado de mineralização. Sabendo-
se que o açúcar absorvido pelos dentes produz H+ quando fermenta, explique porque comer doces contribui 
para formação de cáries. A equação de desmineralização / mineralização é a seguinte: 
 
Ca5(PO4)3OH(s)  5Ca2+(aq) + 3PO43-(aq) + OH-(aq) 
 hidroxiapatita 
2) Uma das causas de incêndios florestais é a combustão espontânea de compostos orgânicos, segundo a 
reação genérica: Compostos orgânicos + O2(g)  CO2(g) + H2O(g) 
Explique porque os dois fatores abaixo podem contribuir para tal fato: 
a) Aumento da pressão parcial de O2(g) (ou seja, aumentar sua concentração). 
b) A baixa umidade relativa do ar em dias quentes. 
 
3) Escreva todas as equações químicas ocorridas no experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 21 
 
 
 
 
I – INTRODUÇÃO 
 
Ácidos e bases fazem parte da vida na Terra. Os íons carbonato (CO32-) e hidrogeno carbonato 
(HCO3-) das rochas e o dióxido de carbono (CO2) do ar atmosférico estão presentes nas águas naturais, assim 
como outras substâncias como o boratos, fosfatos, arsenatos, silicatos e amônia. Além disso, vulcões e fontes 
termais fornecem águas fortemente ácidas devido à presença de HCl e SO2. As atividades biológicas como a 
fotossíntese e respiração influenciam a quantidade de íons hidrônio (H3O+, geralmente representado por 
H+(aq)) nas águas naturais pelo uso ou produção de CO2, a substância ácida mais comum na natureza. 
 Com todas estas espécies e reações ocorrendo no meio ambiente, os ácidos e bases têm sido 
estudados há centenas de anos. Os próprios termos são bastante antigos. “ácido” vem do latim acidus que 
significa azedo. Foi provavelmente aplicado ao vinagre porém foi estendido a outras substâncias de sabor 
azedo. “Alcalino”, outro termo para as bases, deriva da palavra árabe para as cinzas que vêm da queima de 
certas plantas. Potassa, ou carbonato tem sabor amargo o termo foi aplicado mais genericamente para 
substâncias que têm esta característica. Finalmente o termo “sal”, que é encontrado em muitas línguas, 
provavelmente significa o sal marinho ou cloreto de sódio, apesar do termo agora ter um sentido bem mais 
amplo. 
 Durante sua pesquisa, visando melhorar os métodos de controle de qualidade da cerveja, o 
bioquímico dinamarquês Sörensen criou o conceito de pH. Na verdade, a idéia que ele tinha em mente era a 
seguinte: porque expressar a acidez de um meio aquoso por meio de [H3O+], já que os valores são 
geralmente, as potências negativas de 10? Não seria mais prático trabalhar apenas como expoente de 10, e de 
preferência com valor positivo? Assim, ele definiu: 
Potencial hidrogeniônico da solução: pH = -log [H3O+] 
Potencial hidroxiliônico da solução: pOH = -log[OH-] 
 
Quando a solução é neutra, [H3O+] = [OH-] = 1,0 x 10-7 mol L-1 e então: 
pH = -log [H3O+] = -log [1,0 x 10-7] = 7,0 
pOH = -log [OH-] = -log [1,0 x 10-7] = 7,0 
 
Quando a solução é ácida, tem-se [H3O+] > [OH-]. 
Exemplo: vinagre (solução de ácido acético) 
[H3O+] = 1,0 x 10-3 mol L-1 pH = 3,0 
[OH-] = 1,0 x 10-11 mol L-1 pOH = 11 
 
Quando a solução é básica, tem-se [H3O+] < [OH-] 
EXPERIMENTO No. 04: ESCALAS DE pH E MEDIDAS DE pH DO SOLO 
 22 
Exemplo: a clara de ovo 
[H3O+] = 1,0 x 10-8 mol L-1 pH = 8,0 
[OH-] = 1,0 x 10-6 mol L-1 pOH = 6,0 
 
Escala de pH: 
 Maior acidez neutra maiorbasicidade 
pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 
[H3O+] (mol L-1) 100 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 
[OH-] (mol L-1) 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 10-7 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 100 
pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0 
 
II – OBJETIVOS 
 
 Investigar o pH de diferentes solos através do uso de diferentes indicadores de pH e comparar os 
resultados entre si. 
 
III - PARTE EXPERIMENTAL 
Material: 
Extrato de repolho roxo 
(será providenciado pelo professor) 
Por equipe 
HCl 0,2 mol L-1 Carbonato de cálcio 
NaOH 0,2 mol L-1 Sulfato de ferro (II) 
CaCl2 0,2 mol L-1 Papel indicacor 
Vinagre 10 Tubos de ensaio grande por equipe 
Ácool Etílico 1 Chapa de aquecimento 
Detergente com amoníaco 1 Béquer de 500 mL 
 
 Por apresentar cores diversas conforme a acidez ou basicidade do meio em que se encontra, o extrato 
de repolho roxo pode constituir-se em um bom indicador universal de pH. Nesse sentido pode substituir, 
ainda que para menor número de faixas de pH, os papéis indicadores universais, que só podem ser adquiridos 
em lojas especializadas e não são encontráveis em todas as regiões do país. Neste experimento será utilizado 
extrato de repolho roxo para a construção de uma escala de pH e em seguida utilizar esta escala para 
determinar o pH do solo. 
 
Parte A) Utilizando o extrato de repolho roxo, prepare uma escala padrão de pH de acordo com a tabela 
abaixo. Solução de HCl de partida 0,2 mol/L e NaOH 0,2 mol/L. Considere que 20 gts de qualquer solução 
aquosa equivalem a 1 mL. 
 
 23 
Solução Preparo pH aproximado 
A 5 mL de HCl + 5 mL de extrato de repolho 1 
B 5 mL de água destilada + 5 gotas de vinagre + 5 mL de extrato de 
repolho 
3 
C 5 mL de álcool + 5 mL de extrato de repolho 5 
D 5 mL de água destilada + 5mL de extrato de repolho 6 
E 5 mL de água destilada + 1 gota de detergente com amoníaco + 5mL 
de extrato de repolho 
9 
F 5 mL de água destilada + 10 gotas de detergente com amoníaco + 
5mL de extrato de repolho 
10 
G 5 mL de NaOH + 5 mL de extrato de repolho 13 
 
Parte B) Determinação do pH do solo 
 
 Coloque um pouco de água destilada em um béquer e aqueça até a ebulição. Coloque em um tubo de 
ensaio uma colher rasa da amostra do solo, adicione solução de CaCl2 (do laboratório) até a altura de 2 cm 
acima do sólido e agite bem e coloque no béquer com água quente por 10 min. Espere esfriar e sedimentar 
(ou centrifugar de acordo com a orientação do Professor), retire com o conta-gotas o líquido sobrenadante, 
passando-o para outro tubo. Determine o pH desta solução de solo de duas diferentes maneiras a seguir: 
 
- com papel indicador: pegue uma tira de papel de uma caixa de papel indicador de pH e mergulhe na 
solução por alguns instantes. Em seguida compare a cor resultante no papel com a escala de cores na 
CAIXA da qual foi utilizado o papel. Anote o resultado na tabela abaixo. Observação: o papel indicador 
não é reutilizável, portanto evite desperdícios e evite molhar a caixa de papel. 
 
- com a escala do extrato de repolho roxo: Adicione às soluções do solo algumas gotas do extrato de 
repolho roxo. Compare a cor resultante nas soluções de solo com as cores da escala padrão preparada na 
parte A. Anote o resultado na tabela abaixo. 
 
Amostra de solo pH medido com papel indicador pH medido com a escala de repolho 
 
 
 
 
 
 
 
 
 24 
Parte C) Corrigindo o pH do solo 
 
 Se o pH do solo for menor que 6, adicione ao tubo uma pequena quantidade de carbonato de cálcio 
(ponta de espátula), agitando vigorosamente e verifique o que ocorreu com o pH. Se o pH da amostra do solo 
for maior que 7, adicione uma pequena quantidade de sulfato de ferro II (ponta de espátula), agitando 
vigorosamente verificando o que ocorre com o pH. 
 
pH antes da correção:____________________ 
pH após a correção:_____________________ 
 
IV - BIBLIOGRAFIA 
 
Revista “Química Nova na Escola”, vols 1 e 8. 
 
 
V - EXERCÍCIOS 
 
1) soluções aquosas do indicador azul de bromotimol, adquirem a seguinte coloração de acordo com o pH da 
solução na qual ele está presente: 
amarela em pH < 6,0; 
verde em pH entre 6,0 e 7,6 
azul em pH >7,6. 
Que cor você espera observar se alguns miligramas deste indicador forem adicionados a uma solução: 
a) de ácido clorídrico 0,1 mol L-1 
b) ácido clorídrico 5,0 x 10 –7 mol L-1 
c) cloreto de sódio 0,1 mol L-1 
d) hidróxido de sódio 0,1 mol L-1 
 
2) Se um refrigerante apresenta pH = 3, qual a concentração, em g L-1 , de prótons em 1 litro deste 
refrigerante? Ele é ácido, neutro ou básico? 
 
3) Escreva as equações químicas no processo de correção de solos ácidos: 
 H+ (aq) + CO32- (aq)  
 
4) Escreva as equações químicas no processo de correção de solos alcalinos. 
 OH- (aq) + Fe2+ (aq)  
 
 
 25 
 
 
 
 
I - INTRODUÇÃO 
 
 Ácidos e bases fazem parte do princípio da vida na terra. Os íons carbonato, hidrogeno, carbonato 
das rochas e o dióxido de carbono do ar atmosférico, estão presentes nas águas naturais, assim como outras 
substâncias, como boratos, fosfatos, arsenatos, silicatos e amônia. Além disso vulcões e fontes termais 
fornecem águas fortemente ácidas, devido à presença de HCl e SO2. As atividades biológicas como 
fotossíntese e respiração, influenciam a quantidade de íons hidrônio nas águas naturais pelo uso ou produção 
de CO2, a substância ácida mais comum na natureza. 
 
Ácidos e bases fortes 
Em água alguns ácidos são melhores doadores de prótons que outros e algumas bases são melhores 
aceptores de prótons que outras (usando a definição de ácidos e bases de J.N. Brönsted). Em meio aquoso, 
um ácido forte como HCl ou uma base forte como NaOH, a ionização considerada completa: 
 
HCl(g) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl-(aq) 
NaOH (s)  Na+ (aq) + OH- (aq) 
 
 As concentrações dos íons hidrônio e hidróxido, são iguais às concentrações iniciais do ácido ou da 
base forte. 
 O pH da solução é definido como: pH = - log [H3O+] enquanto que pOH = - log [OH-]. A 
concentração de [OH]- está relacionada à de [H3O]+ através do produto de ionização da água Kw, que a 25C 
será: Kw = [H3O+].[OH-1] = 1,0 x 10-14 
 A relação entre pH e pOH pode ser obtida da forma: obtendo-se o log de cada lado da equação 
multiplicado por -1, obtém-se: 
 
- log Kw = - log { [H3O+].[OH-] } = - log [H3O+] - log [OH-] = + 14,00 
sabendo-se que: 
 
-log X = p X, 
 
ou seja: pKw = pH + pOH = 14,00 
 
Ácidos e Bases Fracos 
EXPERIMENTO No. 05: ÁCIDOS, BASES E HIDRÓLISE DE SEUS SAIS 
 26 
Em contraste aos ácidos e bases fortes os ácidos e bases fracas não se dissociam completamente em 
solução. A ionização ocorre parcialmente segundo as equações: 
 
HNO2(aq) + H2O(l)  H3O+(aq) + NO2- (aq) 
N2H4 (aq) + H2O(l)  OH-(aq) + N2H5+ (aq) 
 
 As constantes de equilíbrio destas reações são chamadas de constante de dissociação ou de 
constantes de ionização dos ácidos ou bases respectivamente: 
 
 Ka = [H3O+][NO2-] = 4,5 x 10-4 Kb = [OH-][N2H5+] = 9,8 x 10-7 
 [HNO2] [N2H4] 
 
 As constantes de ionização de ácidos (Ka) ou de bases (Kb) são determinadas experimentalmente por 
métodos similares ao deste experimento. O pH de uma solução de concentração conhecida do ácido ou da 
base são determinados, estes dados são usados para determinar o valor da constante de ionização. 
 Pelo fato de que ácidos e bases fracos não se dissociam completamente define-se grau de ionização, 
cujo símbolo é : 
 = [concentração de ácido ou base dissociado] 
[concentração de ácido ou base inicial] 
 
Sais de Ácidos e / ou Bases Fracas 
 Ânions provenientes de ácidos fracos e cátions provenientes de bases fracas, após sua dissolução e 
ionização emágua, reagem com a água atuando como bases e ácidos fracos, em um processo conhecido 
como hidrólise. 
NaNO2 (s)  Na+ (aq) + NO2- (aq) 
NO2- (aq) + H2O (l)  HNO2 (aq) + OH- (aq) 
 
 Na verdade o íon NO2- está atuando como uma base fraca e a constante de equilíbrio da reação será a 
constante de ionização desta base: 
Kb = [HNO2][OH-] 
 [NO2-] 
 
 Os valores de Kb raramente são apresentados em tabelas pois podem ser calculados como: 
 
Kb = [HNO2][OH-]  [H3O+] = [HNO2]  [H3O+][OH-] = 1  Kw = Kw 
 [NO2-] [H3O+] [H3O+][NO2-] Ka Ka 
 
Kw = Ka  Kb 
 
II – OBJETIVOS 
 27 
- Determinar o pH de soluções salinas através do uso de indicadores ácido-base na forma de soluções 
e também em papel indicador; 
- Determinar as constantes de dissociação das substâncias investigadas; 
 
 
 
III – PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Material e reagentes Por equipe 
Água destilada não fervida Pisseta 
Solução NaCl 1,0 molL-1 10 Tubos de ensaios adequados para a centrífuga 
Solução NaC2H3O2 1,0 molL-1 3 Béquer de 250 ou 500 mL 
Solução Na2SO4 1,0 molL-1 Bastão de vido 
Solução NaHSO4 1,0 molL-1 Pipetas de Pasteur 
Solução Na2CO3 1,0 molL-1 Papel indicador 
Solução NH4Cl 1,0 molL-1 Vidro de relógio 
Solução NH4C2H3O2 1,0 molL-1 
Solução de HCl 1,0 molL-1 
Solução de NaOH 1,0 molL-1 
Azul de timol 
Alaranjado de metila 
Vermelho de metila 
Fenolftaleína 
Azul de bromotimol 
Alizarina 
Chapa aquecedora 
 
 
Parte A) Determinação de pH pelo uso de papel indicador 
 
- Ferva 200 mL de água destilada durante 5 min para remover o dióxido de carbono (CO2) dissolvido 
em água pois este é um ácido fraco que pode afetar as leituras de pH do experimento. 
- Lave cinco tubos de ensaio pequenos três vezes com a água destilada fervida. 
- Em seguida lave cada tubo com a solução cujo pH será medido (as soluções a serem utilizadas estão 
relacionadas na Tabela I). 
- Coloque em torno de 1 mL (20 gotas) das soluções a serem testadas nos tubos. 
- Coloque nove pedaços de papel indicador sobre um vidro de relógio limpo e marque com caneta de 
retro-projetor sobre o vidro de 1 a 9. 
 28 
- Lave um conta-gotas com a água destilada fervida e depois com a solução a ser testada (as soluções a 
serem testadas estão relacionadas na Tabela I). 
- Pingue uma gota de solução com o auxílio do conta-gotas na ponta do papel indicador e faça a leitura 
de pH consultando a escala que vem na embalagem do papel. 
- Anote os pH’s lidos na Tabela I. 
 
Parte B) Determinação de pH pelo uso de soluções indicadoras 
 
- Aos tubos da parte A adicione 3 a 4 gotas de indicador em cada um dos tubos. (o indicador deve ser 
escolhido dentre os apresentados na Tabela II). 
- Observe a cor desenvolvida e estime a faixa de pH da solução de acordo com a Tabela II. Para 
reduzir a largura da faixa escolha outro indicador e repita o procedimento em um novo tubo. 
 
Tabela I: pH’s das soluções medidos com indicadores e com papel indicador. 
Solução pH medido 
Papel indicador Soluções indicadoras 
1. Água destilada não fervida 
2. Água destilada fervida 
3. Solução NaCl 1,0 molL-1 
4. Solução NaC2H3O2 1,0 molL-1 
5. Solução Na2SO4 1,0 molL-1 
6. Solução NaHSO4 1,0 molL-1 
7. Solução Na2CO3 1,0 molL-1 
8. Solução NH4Cl 1,0 molL-1 
9. Solução NH4C2H3O2 1,0 molL-1 
 
Tabela II: Variação de cores dos indicadores nas faixas de pH: 
Indicador Faixa de pH Variação de cor 
Azul de timol 1,2 a 2,8 Vermelho para amarelo 
Alaranjado de metila 3,1 a 4,5 Vermelho para amarelo 
Vermelho de metila 4,2 a 6,3 Vermelho para amarelo 
Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 Amarelo para azul 
Azul de timol 8,0 a 9,6 Amarelo para azul 
Fenolftaleína 8,3 a 9,5 Incolor para rosa 
Alizarina 10,0 a 12,1 Vermelho para roxo 
 
Descartes: Nenhuma das soluções usadas é tóxica. Misture todos os resíduos em um béquer e usando 
fenoftaleína como indicador neutralize a solução resultante com HCl 1,0 mol/L (até desaparecimento da cor 
 29 
rosa) ou com NaOH 1,0 mol/L (até aparecimento da cor rosa). Descarte a solução final na pia com água 
corrente. 
 
IV – RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
1. Cálculo de Ka e Kb. 
Para cada uma das soluções, a partir dos pH’s medidos, preencha a Tabela III abaixo calculando as 
constantes de ionização dos ácidos e bases conjugados. 
 
Tabela III: Constantes de dissociação de sais 
Soluto Reação Expressão de Valor calculado a partir 
dos valores de pH 
Kb Ka Kb Ka 
NaCH3COO 
Na2SO4 
NaHSO4 
Na2CO3 
NH4Cl 
 
V – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
John C. Kotz and Keith F. Purcell, Chemistry  Chemical Reactivity, Capítulo 17 – The Chemistry of Acids 
and Bases, p. 699-751. 
Geral S. Weiss, Thomas G. Greco, Lyman H. Rickard. Experiments in General Chemistry. Capítulo 18 – 
Weak Acids, Weak Bases, and their Salts. p. 161-172. 
John B. Russel, Química Geral, 1982, Capítulo 16 – Soluções Aquosas: Equilíbrios Ácido-Base, p.490-531. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 30 
 
 
 
 
INTRODUÇÃO 
 
Uma solução-tampão consiste de um par ácido fraco/base conjugada que resiste variações no pH 
quando pequenas quantidades de ácidos ou bases lhe são adicionadas ou quando ocorre diluições. Os 
químicos utilizam tampões toda vez que necessitam manter o pH de uma solução em um nível constante e 
pré-determinado. Os bioquímicos são particularmente interessados em tampões uma vez que o 
funcionamento dos sistemas biológicos é criticamente dependente do pH. 
As soluções-tampão são regidas pela equação de Henderson-Hasselbalch, a qual consiste meramente 
em um rearranjo da expressão da constante de equilíbrio Ka, para a dissociação de um ácido, 
HA = H+ + A- , 
Ka = ([H+].[A-])/[HA] 
 
Isolando [H+] e tomando o logaritmo da expressão resultante, obtém-se 
[H+] = Ka.[HA]/[A-] 
-log[H+] = -logKa + log([A-]/[HA]) 
Finalmente, usando as definições de pH e pKa , escreve- 
 
pH = pKa + log([A-]/[HA]) . (Eq. de Henderson-Hasselbalch) 
 
Se a solução é preparada com uma base fraca B e seu ácido conjugado, a equação de Henderson-
Hasselbalch tem a forma: 
pH = pKa + log([B]/[BH+]). 
Essa equação indica que o pH de uma solução que consiste de um par ácido fraco/base conjugada 
-se às formas ácidas HA ou BH+, 
da forma ácida e a razão entre as concentrações da base e do ácido conjugados. 
A adição de ácido ou base a uma solução tampão interfere com os seguintes equilíbrios, 
exemplificados para o caso de um ácido fraco HA e sua base conjugada, A-. 
HA + H2O = A- + H3O+ 
A- + H2O = HA + OH 
Nesta experiência você irá inicialmente preparar a solução-tampão acetato que consiste no par 
conjugado CH3COONa e CH3COOH. A seguir você testará as propriedades dessa solução tampão (com 
respeito à adição de ácidos e bases e à diluição), comparando-as com as de uma solução aquosa não-
tamponada de pH similar. 
Na prática, quando misturamos as quantidades calculadas do ácido e da base conjugados para 
preparar um tampão, o pH resultante não é exatamente o esperado teoricamente. A principal razão dessa 
EXPERIMENTO No. 06: PREPARAÇÃO DE SOLUÇÃO TAMPÃO E AVALIAÇÃO 
DA CAPACIDADE TAMPONANTE 
 31 
discrepância é que o pH é governado pelas atividades do ácido e da base conjugados, e não por suas 
concentrações. Por esse motivo, após preparar o tampão com as quantidades calculadas, em geral faz-se 
necessário um pequeno ajuste no pH (pela adição de uma solução básica ou ácida diluídas) para obter o pH 
desejado. Nesta prática não faremos isto, pois o objetivo é entender como o tampão funciona e não prepará-
lo com o pH exato. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Material e reagentes Por equipes 
Solução de hidróxido de sódio NaOH 1,0 molL-1 4 balões volumétricos de 100 mL 
Solução de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol L-1 Bequer de 100 ou 125 mL 
Solução de ácido acético(CH3COOH) 1,0 mol L-1 Bastão de vido 
Cloreto de sódio (NaCl) Pipeta de pasteur 
Acetato de sódio (CH3COONa) Papel indicador 
Mistura de indicadores Espátula 
Centrífuga Pipeta volumétrica de 50 mL 
Banho-Maria 4 Pipetas graduadas de 10 mL 
Chapa aquecedora Proveta de 100 mL 
 
 
I – Preparação das Soluções Tampão 
A partir de ácido acético concentrado (98,8% p/p, 1,05 g/cm3, 60,05 g/mol), cuja concentração 
molar é 17,45 molL-1, prepare 0,5 L de solução de ácido ácetico 1 molL-1. 
Prepare 100 mL de cada uma das seguintes soluções tampão acetato/ácido acético e usando a equação de 
Henderson-Hasselbalch, calcule o pH esperado para cada uma delas: 
a) 0,002 M em CH3COONa e 0,588 M em CH3COOH 
b) 0,020 M em CH3COONa e 0,580 M em CH3COOH 
c) 0,100 M em CH3COONa e 0,500 M em CH3COOH 
d) 0,300 M em CH3COONa e 0,300 M em CH3COOH 
e) 0,500 M em CH3COONa e 0,100 M em CH3COOH 
f) 0,580 M em CH3COONa e 0,020 M em CH3COOH 
Utilizando-se o pH-gâmetro meça o pH de cada uma das soluções. 
 
II – Determinação da capacidade tamponante das soluções tampões 
Para cada uma das soluções tampão preparadas proceda conforme abaixo. 
 
1) Adição de um ácido forte 
Prepare 50 mL de HCl 1 M a partir de HCl concentrado (cuja concentração é 12,1 mol/L). A uma 
alíquota de 50 mL da solução tampão preparada adicione 1 mL de HCl 1M. Considerando o equilíbrio 
 32 
CH3COO- + H+ = H3COOH + H2O, 
calcule o pH esperado da solução após a adição do HCl e complete a tabela abaixo. 
 CH3COO- H+ CH3COOH 
Mols iniciais 
Mols finais 
 
Meça o pH da solução resultante. Compare com o valor calculado e discuta os motivos as possíveis 
diferenças. 
Utilizando os valores experimentais de pH calcule a variação de pH da solução tampão após a adição 
do ácido: pH = pH (final) – pH (inicial). 
 
2) Adição de uma base forte 
Em outra alíquota de 50 mL da solução tampão preparada, adicione 1 mL de NaOH 1,0 M. 
Considerando a reação de hidrólise do ânion acetato, 
CH3COOH + OH- = CH3COO- + H2O, 
calcule o pH esperado da solução após a adição do NaOH e complete a tabela abaixo. 
 CH3COOH OH- CH3COO- 
Mols iniciais 
Mols finais 
Meça o pH da solução resultante. 
 Compare com o valor calculado e discuta os motivos para possíveis diferenças. Utilizando os valores 
experimentais de pH calcule qual foi a variação de pH da solução tampão após a adição do ácido: pH = pH 
(final) – pH (inicial). Com os dados obtidos experimentalmente preencha a tabela abaixo. 
 Adição de ácido Adição de base 
Solução PH inicial PH final pH PH inicial PH final pH 
 
 
Construa um gráfico de pH em função do pH inicial da solução tampão. Discuta o efeito da 
composição das soluções sobre a capacidade tamponante. 
 
3) Efeito da diluição sobre a capacidade tamponante 
Tome a solução tampão que apresentou a maior capacidade tamponante e a partir dela prepare duas 
soluções diluídas, empregando os fatores de diluição 1:2 e 1:10. 
- Determine o pH das soluções diluídas e compare com o valor medido para a solução original. 
- Discuta a razão para as possíveis diferenças, analisando as condições de validade da equação de 
Handerson-Hasselbalch e a forma como todos os fatores nela envolvidos podem ser afetados pela diluição. 
- Discuta o que ocorreria com o pH de uma solução não tamponada submetida às mesmas diluições. 
- 
 Diluição 1: 2 Diluição 1:10 
Solução PH inicial PH final pH PH inicial PH final pH 
 33 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
1) A. Vogel, Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, São Paulo 
(1981) Ver. p. 60. 
2) P. W. Atkins e L. Jones, Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, 
Bookman, Porto Alegre (2001). Ver Cap. 11. 
3) J. B. Russel, Química Geral, Editora McGrawHill, São Paulo (1982) Ver. Cap. 16, p.521. 
4) D. A. Skoog, D. M. West e F. J. Holler, Fundamentals of Analytical. Chemistry, Saunders College 
Publishing (1997). Ver Chapter 10, p. 200. 
5) D. Harris, Exploring Chemical Analysis, W. H. Freeman and Company, N. York (1997) Ver. Chapter 10. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 34 
 
 
 
 
 
I - INTRODUÇÃO 
 A análise de cátions se faz necessária para a determinação qualitativa das espécies presentes em uma 
amostra, ou seja, através da sua peculiaridade em relação a certas reações, os cátions podem ser 
identificados e separados em diferentes grupos. A análise química qualitativa se dá em problemas 
químicos onde é necessário confirmar ou não, a presença de determinadas espécies na amostra de 
interesse. 
 Os métodos qualitativos para a determinação de cátions são sistemáticos: os mesmos são agrupados 
em cinco grandes grupos e essa classificação é feito conforme a semelhança do comportamento químico 
dessas espécies. Por exemplo, o grupo de cátions desse experimento possui uma característica em 
comum: formam cloretos dos respectivos cátions insolúveis, por isso sua análise se dá no mesmo 
protocolo analítico. 
 Nas práticas 4 e 5 serão apresentados dois grupos de cátions a serem identificados, de modo a expor 
o funcionamento e dinâmica da análise qualitativa de cátions. Os protocolos para os outros grupos podem 
ser facilmente encontrados nas referências descritas ao final desse experimento. 
 
2 - OBJETIVOS 
 
 Separar e identificar os cátions do grupo I 
3 - PARTE EXPERIMENTAL 
 
|Material e reagentes Por equipe 
Solução de amostra contendo os cátions do grupo 
I; 
10 Tubos de ensaios adequados 
para a centrífuga 
Solução de HCl 0,2 mol L-1; Pipetas de pasteur 
Solução de HCl 6 mol L-1; 
Solução de ácido acético 6 mol L-1; 
Solução de K2CrO4 1 mol L-1; 
Solução de NH3 6 mol L-1; 
Solução de HNO3 6 mol L-1; 
Papel tornassol. 
Centrífuga; 
Banho-Maria; 
Pipetas pasteur; 
 
EXPERIMENTO NO. 07: SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS DO 
GRUPO I: Ag+, Hg22+ e Pb2+ 
 35 
Procedimento para separação e identificação dos cátions 
 
Colocar em um tubo de ensaio 10 gotas da solução contendo os cátions deste grupo, Adicionar 10 
gotas de HCl 0,2 mol L-1, agitar e centrifugar. Verificar se a precipitação foi completa pela adição de 1-2 
gotas de HCl, centrifugar e separar. Denominar o precipitado de Precipitado I e o sobrenadante de 
Sobrenadante I. Lavar o precipitado com 2 mL de água contendo 3 gotas de HCl 6 mol L-1. Agitar bem. 
Centrifugar e juntar o líquido sobrenadante ao Sobrenadante I. 
Ao Precipitado I adicionar 4 mL de água destilada. Aquecer em banho-maria durante 3 min, agitando 
constantemente. Centrifugar rapidamente, separar o sobrenadante e denominar o precipitado de 
Precipitado II. O sobrenadante, que deve ser denominado de Sobrenadante II, pode conter Pb2+, 
adicionar a este 2 gotas de ácido acético 6 mol L-1 e 4 gotas de solução de K2CrO4 1,0 mol L-1. A 
formação de um precipitado amarelo de PbCrO4 confirma a presença de Pb2+. A centrifugação pode 
auxiliar a identificação do sólido, pois a fase líquida é de cor alaranjada. 
O Precipitado II e pode conter AgCl e Hg2Cl2. Lavar o Precipitado II com 4 mL de água destilada e 
aquecer em banho-maria, centrifugar, separar e testar a presença de Pb2+ no líquido sobrenadante (como 
no Sobrenadante II). Continuar a lavagem até que não ocorra reação positiva para chumbo. Ao 
precipitado lavado adicionar cerca de 2 mL de NH3 6 mol L-1 e agitar bem. O aparecimento de um 
precipitado de cor negra ou cinza escuro indica a presença de Hg22+. Centrifugar, e separar o líquido 
Sobrenadante III, que pode conter Ag(NH3)2+. A presença de Ag+ pode ser confirmada pela adição ao 
Sobrenadante III de cerca de 3 mL de HNO3 6 mol L-1. Verificar com o papel tornassol se a solução está 
ácida. A formação de um precipitado branco de AgCl indica a presença de Ag+. 
 
Tabela 1 - Resumo das reações referente a identificação de cátions do grupo I 
Reagente Ag+ Hg22+ Pb2+ 
 
HClAgCl ppt branco 
 
Hg2Cl2 ppt branco 
 
PbCl2 ppt branco 
Aquecimento da suspensão 
obtida no teste anterior 
AgCl Hg2Cl2 Solúvel 
NH3 
Solúvel 
Ag(NH3)2+ 
Hg(NH2)Cl + Hg(s) 
ppt castanho 
Pb(OH)2 
ppt branco 
 
OBS: COLOCAR NO RELATÓRIO TODAS AS REAÇÕES. 
 
V - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas, vol. 1 e 2. São Paulo: Pioneira 
Thomson Learning, 2005. 
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à Semimicroanálise 
Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7a ed., 1997. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
 
 36 
 
 
 
 
 
1 – OBJETIVOS 
 Separar e identificar os cátions dos grupos II. 
 
2 – PARTE EXPERIMENTAL 
 
Material e reagentes Por equipe 
Solução de amostra contendo os grupos II 10 Tubos de ensaios adequados para a 
centrífuga 
Solução de HCl 6 mol L-1; 
Solução de NH3 6 mol L-1; 
Solução de (NH4)2CO3 1,5 mol L-1; 
Solução fosfato de sódio 1,0 mol L-1; 
Solução de ácido acético 6 mol L-1; 
Solução de acetato de sódio 3 mol L-1; 
Solução de K2Cr2O7 0,2 mol L-1; 
Solução de HCl concentrado; 
Solução NH4OH 6 mol L-1; 
Solução de (NH4)2SO4 2,5 mol L-1; 
Solução (NH4)2C2O4 0,25 mol L-1; 
Água destilada quente 
Papel indicador 
Filamento de platina para teste de chama. 
Centrífuga; 
Banho-Maria; 
Pipetas pasteur; 
Bico de Bunsen 
 
 Colocar em um tubo de ensaio cerca de 20 gotas da mistura de cátions do grupo II, adicionar 5 gotas 
de HCl 6 mol L-1 e em seguida NH3 6 mol L-1 gota a gota com agitação até o meio se tornar básico. 
Aquecer a solução em banho-maria e juntar cerca de 15 gotas de solução de (NH4)2CO3 1,5 mol L-1. 
Agitar vigorosamente a solução para homogeneizar, aquecer o tubo cerca de 5 minutos e centrifugar. 
Testar se a precipitação foi quantitativa juntando algumas gotas de (NH4)2CO3 1,5 mol L-1. Se ainda 
EXPERIMENTO No. 08: IDENTIFICAÇÃO E SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO 
GRUPO II Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
 37 
houver precipitação, repetir esse procedimento até não haver mais precipitação pela adição de carbonato 
de amônio. Separar o Precipitado I do Sobrenadante I. 
O sobrenadante I deve conter Mg2+ e sua presença deve ser confirmada pela reação com fosfato de 
sódio, devido a consequente formação de um precipitado branco cristalino de MgNH4PO4.6H2O. 
 Lavar o precipitado I, que deve conter os carbonatos de cálcio, estrôncio e bário, com cerca de 2 mL 
de água quente, centrifugar e desprezar o sobrenadante. Ao precipitado adicionar ácido acético 6 mol L-1 
gota a gota até a completa dissolução. A seguir, juntar 5 gotas de acetato de sódio 3 mol L-1 e 10 gotas de 
K2Cr2O7 0,2 mol L-1 e agitar a solução. Aquecer em banho-maria, centrifugar e verificar se a precipitação 
foi completa. Após a precipitação quantitativa, centrifugar e separar o sobrenadante II. O precipitado 
amarelo (Precipitado II) formado deve ser o BaCrO4, enquanto o sobrenadante II deve conter os íons 
Ca2+ e Sr2+. 
 Lavar o Precipitado II várias vezes com água destilada, centrifugar e desprezar o sobrenadante. 
Dissolver o resíduo com algumas poucas gotas de HCl concentrado e confirmar a presença de Ba2+ pelo 
teste de chama, cuja coloração deverá ser verde-amarelada. 
 Ao líquido Sobrenadante II, adicionar 3 gotas de NH4OH 6 mol L-1, cerca de 10 gotas de (NH4)2SO4 
2,5 mol L-1, agitar e aquecer à ebulição. Centrifugar e testar se a precipitação foi quantitativa, 
adicionando-se mais uma gota de sulfato de amônio 2,5 mol L-1 ao sobrenadante. Se houver formação de 
mais precipitado, agitar, aquecer à ebulição e centrifugar. O precipitado branco formado (Precipitado III) 
deve ser o sulfato de estrôncio e o Sobrenadante III deve conter os íons Ca2+. 
 Lavar o Precipitado III diversas vezes com água destilada quente, centrifugar e desprezar o 
sobrenadante. Dissolver o resíduo com algumas gotas de HCl concentrado e fazer o teste de chama, cuja 
coloração vermelho-carmim confirma a presença de estrôncio. 
 Ao Sobrenadante III, adicionar 3 gotas de (NH4)2C2O4 0,25 mol L-1, agitar e deixar repousar cerca de 
2 minutos. A formação de um precipitado branco de CaC2O4, confirma a presença de cálcio. Centrifugar 
e desprezar o sobrenadante. Lavar o precipitado várias vezes com água destilada e desprezar a água de 
lavagem. Dissolver o resíduo com algumas gotas de HCl concentrado e fazer o teste de chama, cuja 
coloração vermelho-tijolo, indica a presença de cálcio. 
 
OBS: COLOCAR NO RELATÓRIO TODAS AS REAÇÕES. 
 
III - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas, vol. 1 e 2. São Paulo: Pioneira 
Thomson Learning, 2005. 
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à Semimicroanálise 
Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7a ed., 1997. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
 
 
 38 
 
 
 
 
1 – OBJETIVOS 
 Separar e identificar os cátions dos grupos III. 
 
2 – PARTE EXPERIMENTAL 
 
Material e reagentes Por equipe 
Solução de amostra contendo Fe3+, 
Cr3+, Al+3, Mn2+ 
1 Pinça de madeira 
Solução de HCl 6 mol L-1; 10 Tubos de ensaios adequados para a centrífuga 
Solução de NH3 6 mol L-1; 1 Tubo de ensaios grande 
Solução de NH4Cl 2 mol L-1; 
Solução de NaOH 4 mol L-1; 
Solução de H2O2 3%; 
Solução de NH4SCN 1 mol L-1; 
Solução HNO3 6 mol L-1; 
Sal PbO2; 
1 Espátula 
Centrífuga; 
Banho-Maria; 
Pipetas pasteur; 
Bico de Bunsen 
Papel tornassol (azul e vermelho) 
 
Procedimento para a determinação dos cátions do grupo III : Fe3+, Cr3+, Al+3, Mn2+ 
 Colocar em um tubo de ensaio cerca de 20 gotas da mistura de cátions do grupo III adicionar 10 
gotas de HCl 6 mol L-1 e em seguida NH3 6 mol L-1 gota a gota com agitação, até o meio ficar básico 
(verifique com papel tornassol). Colocar duas gotas de NH3 6 mol L-1 em excesso. Aquecer com cuidado 
durante 1 minuto, centrifugar e retirar o sobrenadante rapidamente, colocando-o em outro tubo de ensaio. 
Lavar o precipitado duas vezes com cerca de 2 mL de NH4Cl 2 mol L-1. O precipitado será denominado 
Precipitado I e o líquido sobrenadante denominado Sobrenadante I. 
 O Precipitado I pode conter Fe(OH)3, Cr(OH)3, Al(OH)3 e Mn(OH)2. 
 
 
 
 
EXPERIMENTO No. 09: IDENTIFICAÇÃO E SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO 
GRUPO III 
 39 
Precipitado I 
 Adicionar ao precipitado 1 mL de NaOH 4 mol L-1 e 1 mL de H2O2 3%, agitar bem e aquecer em 
banho-maria cerca de 5 minutos até cessar o desprendimento de O2. Centrifugar e transferir o líquido 
sobrenadante a outro tubo de ensaio. O Precipitado II deve conter Fe(OH)3 e MnO(OH)2, enquanto o 
Sobrenadante II deve ter CrO42- e Al(OH)4-. Crômio e Alumínio podem ser identificados no líquido 
Sobrenadante II, onde uma cor amarela da solução serve para identificar a presença de Crômio. Para a 
identificação do Al3+, adicionar HCl 6 mol L-1 à solução até o meio ficar ácido (use papel tornassol), em 
seguida adicionar algumas gotas de NH3 6 mol L-1 até o meio ficar alcalino, agitar bem e aquecer com 
cuidado. A formação de um precipitado branco gelatinoso indica a presença de Alumínio. 
Precipitado II 
 Para identificar Fe3+ e Mn2+, lavar o Precipitado II duas vezes com água destilada quente e desprezar 
o sobrenadante. Dividir o precipitado em duas porções (colocar uma das porções em um tubo grande para 
facilitar o aquecimento), ao precipitado do tubo pequeno adicionar cerca de 3 gotas de HCl 6 mol L-1 e 
juntar 2 gotas de solução de NH4SCN 1 mol L-1. O aparecimento de uma cor vermelha intensa devido ao 
complexo Fe(SCN)63-, indica a presença de Ferro. Ao precipitado do tubo grande, adicionar HNO3 6 mol 
L-1 até dissolvê-lo e em seguida PbO2 sólido. Agitar e aquecer CUIDADOSAMENTE diretamente na 
chama do bico de bunsen durante 1-2 minutos. Esfriar, diluir com água e deixar em repouso. O 
aparecimento de uma cor violeta na soluçãodevido ao MnO4- indica a presença de Manganês. 
III - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. M. Química Geral e Reações Químicas, vol. 1 e 2. São Paulo: Pioneira 
Thomson Learning, 2005. 
BACCAN, N.; ALEIXO, L. M.; STEIN, E.; GODINHO, O. E. S. Introdução à Semimicroanálise 
Qualitativa. Campinas: Editora UNICAMP, 7a ed., 1997. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa; São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 40 
 
 
 
 
Material e reagentes 
Solução de amostra I Solução de AgNO3 5% 
Solução de amostra II Solução de BaCl2 5% 
Solução de amostra III Solução de HNO3 3 mol L-1 
Solução de amostra IV Solução de NH4OH 3 mol L-1 
Solução de amostra V Solução de HCl 3 mol L-1 
Solução de amostra VI Solução de FeCl3 5 % 
HNO3 Concentrado Solução de H2SO4 3 mol L-1 
H2SO4 Concentrado Solução de CuSO4 5% 
Solução alcoólica de Iodo Solução de MgSO4 5% 
Solução Alcoólica de Fenolftaleína Solução de CaCl2 5% 
Álcool Etílico P.A. Solução de Pb(NO3)2 5% 
Sal de molibidato de sódio Solução de FeSO4 5% 
 Solução de NaOH 3,0 mol L-1 
Banho-Maria Centrífuga 
Bico de Bunsen Pipetas de pasteur; 
Espátula Papel tornassol (azul e vermelho) 
Por equipe 
1 Pinça de madeira 
10 Tubos de ensaios adequados para a centrífuga 
1 Tubo de ensaios grande 
 
Reagentes Grupos de Ânions 
 I II III IV V VI 
AgNO3 
Branco ou 
amarelo pálido 
Branco ou 
branco que 
escurece 
Branco Coloridos - - 
BaCl2 - - Branco Branco Branco 
HNO3 Insolúvel Insolúvel - - 
Sulfato: 
insolúvel; 
Fluoreto: 
solúvel. 
- 
 
 
EXPERIMENTO N°. 10: ANÁLISE QUALITATIVA DE ÂNIONS 
 
 41 
Ânions do grupo I: Cl-, SCN- e [Fe(CN)6]4- 
A característica principal destes ânions é de não reagir com o cloreto de bário, uma vez que seus sais 
de bário são solúveis. Além disso, formam sais de prata, insolúveis em HNO3 diluído. O cloreto, 
tiocianato e ferrocianeto de prata são brancos, enquanto que o brometo e o iodeto de prata são amarelo-
pálidos. 
Teste para cloreto, tiocianato e ferrocianeto 
Reagir 1 mL da solução de análise I com 10 gotasAgNO3 5% e com BaCl2 5%, separadamente. 
Haverá precipitação com nitrato de prata. Testar a solubilidade destes precipitados adicionando 2 mL de 
HNO3 3,0 mol L-1. Não haverá dissolução do precipitado. 
Reações de confirmação: 
Cloreto: tomar em um tubo de ensaio cerca de 1 mL da solução análise I e acidificar com ácido nítrico 
3,0 mol L-1 e precipitar com uma solução de nitrato de prata 5%. Centrifugar e separar o precipitado do 
sobrenadante. . A formação de um precipitado branco facilmente solúvel numa solução de hidróxido de 
amônio 3,0 mol L-1 confirma a presença de cloreto (esta reação não se processa em soluções diluídas). 
Ag+ + Cl-  AgCl(s) 
Ferrocianeto: tomar em um tubo de ensaio uma pequena porção da solução de análise I, acidificar com 
HCl 3 mol L-1 e reagir com solução de cloreto férrico 5%. A formação de um precipitado azul caracteriza 
a presença de ferrocianeto. 
4Fe3+ + [Fe(CN)6]4-  Fe4[Fe(CN)6]3(s) 
Também pode ocorrer a formação de uma coloração vermelho intensa, na solução. Neste caso, fica 
caracterizada a presença de tiocianato. 
6Na+ + 6Fe3+ + 6SCN-  Na3[FeSCN)6] + 3Na+ 
Ânions do grupo II: NO2-, CH3COO- e S2O32- 
O reconhecimento destes ânions é baseado no fato de não reagirem com cloreto de bário, uma vez 
que seus sais de bário são solúveis, e por formarem sais de prata solúveis em ácido nítrico diluído. O 
acetato, quando em soluções diluídas, não reage com nitrato de prata. Assim, sempre que uma solução de 
análise não reagir com AgNO3 e BaCl2 (o que a classificaria como sendo do grupo VI), deve-se 
concentrar a solução de análise juntando-se mais sal e reagindo novamente com o nitrato de prata e 
cloreto de bário. 
Diferenciação entre nitrito, acetato e tiossulfato: 
Reação do sal de análise com ácido sulfúrico diluído: 
a) Desprendimento de gás avermelhado indica nitrito. 
NO2- + H2SO4  2Na+ + SO42- + H2O + N2O3(g) 
N2O3(g) + ½ O2(g)  2NO2(g) 
b) Desprendimento de gás incolor com odor característico de vinagre indica acetato. 
CH3COO- + H2SO4  CH3COOH(g) 
c) Desprendimento de gás incolor com odor característico de enxofre queimado indica tiocianato. 
S2O32- + H2SO4  SO2(g) + S(s) 
 42 
 
Reações de confirmação: 
Nitrito: tomar em um tudo de ensaio parte da solução de análise II e reagir com solução de sulfato de 
cobre 5%. A formação de uma solução de coloração verde confirma a presença de nitrito. 
2NO2- + Cu2+  Cu(NO2)2 
Acetato: Tomar em um tubo de ensaio grande entre 1 e 2 mL da solução de análise II. Juntar com 
cuidado cerca de 3 gotas de solução de cloreto férrico, acrescentar a esta mistura cerca de 3 vezes o 
volume de água destilada e aquecer. A formação de um precipitado marrom avermelhado confirma a 
presença de acetato. 
3CH3COO- + Fe3+  Fe(CH3COO)3 
Fe(CH3COO)3 + 2H2O  2CH3COOH + FeCH3COO(OH)2(s) 
Tiossulfato: tomar em um tubo de ensaio entre 1 e 2 mL de solução alcoólica de iodo e sobre esta juntar 
igual quantidade do solução de análise II. O descoramento imediato da solução de iodo confirma a 
presença de tiossulfato. 
S2O32- + 2I2  S4O62- + 2I- 
Ânions do grupo III: CO32- e HCO3- 
Os ânions deste grupo reagem tanto com cloreto de bário quanto com nitrato de prata, formando sais 
insolúveis. 
Teste para carbonato e bicarbonato 
Reagir, em tubos de ensaio separados, 1 mL da solução de análise III com AgNO3 e BaCl2. Haverá 
formação de precipitados brancos "sujos" em ambos os casos. 
Tomar parte da solução de análise III e reagir com ácido sulfúrico diluído. O desprendimento de gás, 
caracterizado por rápida efervescência, indica carbonato e bicarbonato. 
HCO3- + H2SO4  CO2(g) + HSO4- + H2O 
CO32- + H2SO4  CO2(g) + SO42- + H2O 
Diferenciação entre carbonato e bicarbonato: 
1. Tomar, em um tubo de ensaio, parte da solução de análise III e reagir com sulfato de magnésio 5%. 
Observar: 
a. Formação imediata de precipitado branco confirma carbonato. 
CO32- + MgSO4  MgCO3(s) + SO42- 
b. Não ocorre reação. No entanto, através de aquecimento por alguns minutos, ocorre formação de 
precipitado branco. Neste caso, confirma bicarbonato. 
2HCO3- + MgSO4  Mg(HCO3)2 +SO42- 
Mg(HCO3)2 (aquecimento)  MgCO3(s) + H2O + CO2(g) 
2. Tomar em um tubo de ensaio pequeno, parte da solução de análise III e juntar, com o auxílio de uma 
pipeta, sem encostar no tubo de ensaio, uma a duas gotas de solução alcoólica de fenolftaleína. 
Observar: 
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a. Formação imediata de coloração vermelha confirma carbonato. 
b. Nada ocorre ou então ocorre formação de leve coloração ou precipitado de cor rosa (ou ainda 
turvação branca), confirma bicarbonato. 
 
Ânions do grupo IV: PO43- 
O ânion fosfato forma um sal de bário insolúvel, de coloração branca (Ba3(HPO4)2). Ao reagir com 
nitrato de prata, forma um sal insolúvel de cor amarela forte (Ag3PO4). 
Teste para fosfato 
Reagir separadamente 1 mL da solução de análise IV com nitrato de prata e cloreto de bário. Observar. 
Confirmação do fosfato: 
Tomar uma alíquota da solução de análise IV em um tubo de ensaio e reagir com reativo nitromolíbdico 
(0,2 g de molibdato de sódio + 2 mL de HNO3 conc.). A formação de um precipitado amarelo claro 
confirma a presença de fosfato. 
HPO42- + 12 (NH4)2MoO4 + 23 HNO3  (NH4)3PO4.12MoO3(s) + NO3- + 21 NH4NO3 + 12 H2O 
 
Ânions do grupo V: SO42- e F- 
O reconhecimento destes ânions baseia-se na formação de sais de bário insolúveis e da não reatividade 
frente ao nitrato de prata. Uma exceção é o sulfato, que no caso de soluções concentradas, também 
precipita na presença de íons prata. 
Teste para sulfato e fluoreto 
Reagir, em tubos de ensaio separados, 1 mL da solução de análise V com AgNO3 e BaCl2. Deve ocorrer 
formação de precipitado branco apenas no caso da reação com cloreto de bário. Testar a solubilidade do 
precipitado através da adição de ácido nítrico diluído (duas vezes o