Relatório - VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA 
CENTRO DE CIÊCIAS NATURAIS E EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
VOLUMETRIA DE PRECIPITAÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA 
EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
Eduardo Furlan e Tâmie Duarte 
 
Santa Maria, abril de 2012 
2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
INTRODUÇÃO 3 
Objetivos específicos 3 
REFERENCIAL TEÓRICO 4 
METODOLOGIA 11 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 14 
CONCLUSÃO 18 
REFERENCIAL BIBLIOGRÁFICO 19 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
A formação de um precipitado em uma reação pode ser utilizado numa titulação 
desde que esse processo siga algumas necessidades, como uma velocidade adequada, 
que o composto formado seja insolúvel e que seja quantitativo para que possamos saber 
seu ponto de equivalência facilitando uma boa visualização do ponto final. Estes 
métodos são conhecidos por volumetria de precipitação, a solubilidade em uma 
volumetria de precipitação é muito importante, e deve ser ressaltada neste relatório. 
As características desejáveis em um precipitado assim como seus estágios de 
formação serão abordadas juntamente com as principais fontes de impurezas em 
precipitações gravimétricas, que são de suma importância para entendermos como 
discutir os resultados apresentados nas experiências. 
Entre os métodos volumétricos de precipitação, os mais importantes são os que 
empregam solução padrão de nitrato de prata (AgNO3). São chamados de métodos 
argentimétricos e são usados na determinação de haletos e de alguns íons metálicos. 
Para a determinação do ponto final, podemos utilizar três métodos: 
- Métodos de Mohr, que se baseia na formação de um segundo precipitado 
colorido. 
- Método de Volhard, nos mostra a formação de um complexo corado no ponto 
final. 
- Método de Fajans, introduz um tipo de indicador de adsorção. 
 
 
 
 
 
 
Objetivos Específicos: 
- Apresentar das principais características de um precipitado e os fatores que 
influenciam na solubilidade de uma solução. 
- Explicar o Método de Mohr, o Método de Volhard e o Método de Fajans. 
- Apresentar os indicadores de adsorção e explicar como funcionam. 
 - Escrever as reações químicas que ocorreram nas técnicas. 
- Calcular as concentrações de cloreto em cada método. 
- Discutir os resultados. 
4 
 
2 REFERENCIAL TEÓRICO 
 
2.1 Precipitado 
A precipitação é um processo que ocorre em três estágios principais: 
- Nucleação: formação, em solução supersaturada, do menor agregado de 
moléculas capaz de crescer dentro de uma partícula maior do precipitado. 
- Período de indução (crescimento do cristal): tempo entre a adição do reagente 
precipitante e a aparição visual do precipitado. Quanto mais concentrada for a solução, 
menor é o período de indução. 
- Envelhecimento do precipitado. 
 
 
2.1.1 Características desejáveis de um precipitado 
 
- Solubilidade desprezível nas condições de precipitação. 
- Estrutura cristalina que assegure uma filtração e lavagem rápidas (quanto maior 
o cristal, melhor). 
- Baixa tendência de absorver substâncias estranhas. 
- O precipitado deve ser ele mesmo numa forma adequada à pesagem ou ser 
facilmente conversível a uma. 
 
 
2.1.2 Principais fontes de impurezas nas precipitações graviométricas 
 
 
 
 - Adsorção: adsorção superficial de íons comuns existentes na solução e, 
secundariamente, de íons estranhos. 
5 
 
 - Inclusão: um íon estranho substitui o íon analito durante o processo de 
envelhecimento. O crescimento lento do cristal reduz este tipo de co-precipitação. 
 - Oclusão: as partículas primárias adsorvem no momento de sua formação, e 
durante o envelhecimento, substâncias estranhas presentes na solução. 
 - Pós-precipitação: formação de uma segunda substância insolúvel num 
precipitado existente. 
 
 
 2.1.3 Fatores que afetam/influenciam a solubilidade de um sistema 
 
 - Efeito do íon comum ao precipitado: diminui a solubilidade. 
 - Efeito salino (força iônica) da solução: aumenta a solubilidade. 
 - pH: de uma maneira geral, quanto menor é o pH, maior é a seletividade da 
reação. 
 - Temperatura: quanto maior a temperatura, maior a solubilidade e menor a 
viscosidade da solução (assegura uma filtração mais rápida). 
 - Solventes orgânicos (miscíveis): em alguns casos diminui a solubilidade. 
 - Tempo: quanto maior o tempo mais completa será a reação. ¹ HARRIS, 2005 
 
 
2.2 Volumetrias de precipitação 
Os métodos volumétricos que se baseiam na formação de um composto pouco 
solúvel são chamados de titulações de precipitação, são usadas principalmente para 
determinação de haletos e de alguns íons metálicos. Para que uma reação de 
precipitação possa ser usada é preciso que ela se processe em tempo relativamente curto 
e que o composto formado seja suficientemente insolúvel. 
A maneira mais conveniente para se saber se uma dada titulação é viável ou não 
é pela curva de titulação. Em processos mais importantes de precipitação, usada nas 
titulações, usa-se o nitrato de prata como reagente, isso se chama de argentimetria. 
Para determinação do ponto final nessas reações adotam-se muitos métodos, 
entre eles pode-se citar o Método de Mohr, Método de Volhard e o Método de Fajans. 
² BACCAN, 2004, p. 88 
 
 
2.2.1 Método de Mohr 
Este método baseia-se na formação de um segundo precipitado. Na detecção do 
ponto final utiliza-se como indicador um segundo precipitado, que inclui a partícula 
titulante. Esse precipitado deve obedecer às seguintes condições: a sua cor deve ser 
completamente diferente da do precipitado formado no decorrer da titulação, de modo 
6 
 
que sua formação possa ser detectada visualmente, e deve começar a se formar 
imediatamente a seguir à precipitação completa do íon a titular, sendo necessária, para 
isso, que a solubilidade seja ligeiramente superior à do precipitado formado na titulação. 
 O indicador (segundo precipitado) tem assim de ser devidamente escolhida, de 
modo que a sua precipitação não se dê antes de atingido o ponto de equivalência, nem 
muito depois dele. No método de Mohr esse tipo de indicador é normalmente aplicado 
na titulação do íon cloreto (Cl
-
) com o íon prata (Ag
+
), sendo o indicador um precipitado 
vermelho de cromato de prata: 
2Ag
+
 + CrO4
2-
 ↔ Ag2CrO4(s) 
Para que o íon cromato atue como indicador apropriado, não deve reagir com o 
íon prata antes da concentração deste ter atingido o seu valor de equilíbrio, isto é, o íon 
prata tem de precipitar completamente o íon cloreto, só depois se dá a formação do 
cromato de prata de cor vermelha. O aparecimento desta cor no titulado, muito diferente 
da cor branca do precipitado de cloreto de prata, indica o ponto final da titulação. 
 Este método é aplicável ao doseamento de cloretos e de brometos, mas não ao de 
iodetos, dado ao fato de o iodeto de prata ser fortemente corado, dificultando a detecção 
do ponto de equivalência. Devido a estes fatores competitivos, o Método de Mohr é 
bastante limitado, não podendo ser aplicado em qualquer titulação de precipitação. 
Dado a isso, esse método não é mais tão utilizado como antigamente. 
 Na prática, o ponto final da titulação difere do ponto de equivalência, devido à 
necessidade de adicionarexcesso de íons prata para precipitar o Ag 2CrO4 em 
quantidade suficiente para ser visualizado na solução amarelada que já contém o 
AgCl em suspensão. Este método requer que se faça uma titulação em branco (aquela 
em que é titulada uma solução contendo todos os reagentes, exceto o constituinte em 
análise) para que se corrija o erro cometido na detecção do ponto final. 
A titulação deve ser feita em meio neutro ou levemente básico, para 
evitar que os íons hidrogênio reajam com os íons cromato provenientes do 
indicador. O pH excessivamente alto também deve ser evitado, pois os íons 
hidroxila podem reagir com os íons prata da solução titulante levando à formação do 
hidróxido de prata, e posteriormente, óxido de prata em solução. Se o pH da solução for 
inferior a 6,5 a concentração do íon cromato é de tal ordem que o produto de 
solubilidade do cromato de prata, já não é mais atingido e, consequentemente, o 
indicador deixa de funcionar, uma vez que este sal é muito solúvel em solução ácida. 
7 
 
 Por outro lado, o pH da solução não deve ser superior a 10,5, porque então 
precipita hidróxido de prata que posteriormente se decompõem em Ag2O (ppt preto). As 
soluções padrões de AgNO3 podem ser obtidas, por via direta, a partir de prata 
ou de AgNO3, que são encontrados com as características de padrão 
primário. Quando se prefere o método indireto, o título é determinado em relação 
ao NaCl. As soluções padrões de AgNO3 devem ser protegidas da ação da luz e são 
conservadas em frascos escuros. 
 
2.2.2 Método de Volhard 
Baseia-se na formação de um complexo corado, solúvel, que portanto, dê cor à 
solução, e possa assim, ser detectado visualmente. O complexo, além de apresentar uma 
cor nítida, de se formar numa zona bastante próxima do ponto de equivalência, de modo 
que a sua formação se verifique logo após a precipitação completa do íon a dosar. 
 O Método de Volhard é normalmente utilizado em titulação do íon prata (Ag
+
) 
com uma solução padrão de tiocianato, sendo o ponto final indicado pela formação de 
um complexo corado vermelho, o qual é solúvel. É então necessário adicionar ao 
titulado o íon ferro (III) (Fe
3+
). Logo após se ter precipitado todo o íon prata, uma gota 
de tiocianato adicionado reage com o íon Fe
3+
, originando o íon tiocianato de ferro (III) 
de cor vermelha. 
Os íons ferro (III) e tiocianato podem formar outros complexos além deste, mas 
normalmente, isso não acontece nesta titulação, porque a formação destes complexos 
exige uma concentração em íon tiocinato maior que existente no ponto final. 
 Como o íon ferro (III) é um ácido relativamente forte a aplicação do Método de 
Volhard obriga que a titulação apresente caráter ácido, ou seja, o seu pH deve ser maior 
que 3. Caso isso não aconteça, poderá ocorrer a precipitação de hidrossais de ferro (III). 
 O Método de Volhard não apresenta tantas possibilidades de erros como o 
Método de Mohr, pelo que é menos limitado. Este método pode ser também utilizado na 
titulação de todos os haletos, baseando-se numa titulação de retorno, porém é um 
método muito demorado e requer um número maior de soluções. 
 
 
 
8 
 
2.2.3 Método de Fajans 
Fajans introduziu um tipo de indicador para as reações de precipitação, que 
resultou de seus estudos da natureza da adsorção. Adsorção é a fixação de duas 
moléculas de uma substancia na superfície de outra substancia. A ação destes 
indicadores é devido ao fato de que, no ponto de equivalência, o indicador é adsorvido 
pelo precipitado e, durante o processo de adsorção, ocorre uma mudança no indicador 
que conduz uma substancia de cor diferente. 
Estes indicadores foram, então, chamados de indicadores de adsorção. As 
substancias empregadas ou são corantes ácidos ou básicos, que são aplicados sob a 
forma de sais halogenados. 
A teoria da ação destes indicadores está baseada nas propriedades dos colóides. 
 
Quando uma solução de cloreto é titulada com uma solução de nitrato de prata, o 
precipitado de cloreto de prata adsorve íons cloreto, é chamada de camada primária de 
adsorção que fixará por adsorção secundária, íons carregados opostamente. 
 Logo que é atingido o ponto estequiométrico, os íons prata estão em excesso; 
estes ficarão, então, primariamente adsorvidos e os íons nitrato ficarão presos por 
adsorção secundária. 
9 
 
Assim, o aparecimento ou desaparecimento de uma coloração sobre o 
precipitado servem para sinalizar o ponto final da titulação. As condições essenciais 
para o bom funcionamento dos indicadores de adsorção são as seguintes: 
- O precipitado de se separar com uma superfície especifica relativamente 
grande. 
- Na titulação de um ânion com um cátion, o indicador deve ser do tipo aniônico, 
e na titulação de um cátion com um ânion, o indicador deve ser do tipo catiônico. Ou 
seja, o íon indicador deve ter carga oposta à do íon do agente precipitante. 
- A nitidez do ponto final e a localização deste com relação ao ponto 
estequiométrico somente são satisfatórias em condições favoráveis das adsorbabilidades 
relativas dos íons presentes. 
- A faixa de pH dentro da qual um corante é capaz de atuar como indicador de 
adsorção depende largamente da sua constante de ionização. Assim, a fluoresceína, que 
é um ácido muito fraco (pKa = 8). Em pH 7 tem uma ionização reprimida, tanto que a 
concentração do respectivo ânion se torna insuficiente para acusar mudança de 
coloração satisfatória. A diclorofluoresceína, que é um ácido mais forte, é capaz de 
atuar em meio fracamente ácido (pH 4). 
- A solução não deve ser muito diluída porque a quantidade de precipitado 
formada será pequena e a mudança de cor não será nítida com alguns indicadores. Uma 
desvantagem dos indicadores de adsorção é que os haletos de prata são sensibilizados à 
ação da luz por uma camada de corante adsorvido. 
3
Ibid, p. 98 
 
 
 
2.3 Indicadores de adsorção 
 
Alguns exemplos de indicadores utilizados na volumetria de precipitação e seus 
respectivos empregos: 
 
10 
 
Na titulação dos cloretos pode-se usar a fluoresceína. Este indicador é um ácido 
muito fraco (Ka = l x 10
-8
); portanto, mesmo uma quantidade pequena de outros ácidos 
reduz a ionização que já é diminuta, tornando, assim, a detecção do ponto final (que 
depende essencialmente da adsorção do ânion livre) ou impossível ou difícil de se 
observar. O intervalo ótimo de pH é entre 7 e 10. 
A diclorofluoresceína é um ácido mais forte e pode ser utilizado em soluções 
levemente ácidas, de pH maior do que 4,4; este indicador tem mais uma vantagem, que 
a sua aplicabilidade em soluções mais diluídas. 
A eosina (tetrabromofluoresceína) é um ácido mais forte do que a 
diclorofluoresceína e pode ser utilizada até‚ em pH entre 1 e 2; a mudança de cor mais 
nítida é obtida em solução de ácido acético (pH<3). A eosina é tão fortemente 
adsorvida sobre os haletos de prata que não pode ser utilizada em titulações de cloreto; 
isto porque o íon eosina pode competir com o íon cloreto antes do ponto final. Com os 
íons que são mais fortemente adsorvidos, Br
-
, I
- 
e SCN
-
, a competição não é séria e 
obtém-se um ponto final muito nítido na titulação destes íons, mesmo em soluções 
diluídas. A cor que aparece sobre o precipitado é magenta. 
4
SKOOG, 2005 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
3 METODOLOGIA 
3.1 Materiais utilizados 
- Erlenmeyer 
- Bureta 
- Proveta de 100 mL 
- Piceta 
- Pipeta de Pasteur 
- Pipeta volumétrica de 10 mL 
- Pipeta graduada de 10 mL 
 
3.2 Soluções utilizadas 
- AgNO3 0,02M padronizado 
- KSCN 0,02M 
- HNO3 4M 
- Alúmem-Férrico a 10% (indicador) 
 
3.2.1 Cálculos das soluções 
 
12 
 
3.3 Procedimentos experimentais 
 
 3.3.1 Padronização da solução aproximadamente 0,02M de KSCN com solução 
padrão 0,02M de AgNO3 
 
 Usando uma pipeta volumétrica de 10 mL colocou-se em um erlenmeyer 
exatamente 10 mL de solução padrão AgNO3 0,02M,com uma pipeta graduada 
acrescentou-se mais 5 mL da solução de HNO3 4M, 0,5 mL da solução do indicador 
alumem-férrico e aproximadamente 20 mL de água desionizada usando para esta uma 
proveta. 
 Carregou-se a bureta com uma solução aproximadamente 0,02M de KSCN e 
procedeu-se a titulação em triplicata até o aparecimento de coloração rósea persistente, 
agitando-se vigorosamente durante a titulação. 
 
 
3.3.2 Determinação de cloretos pelo Método de Volhard 
 
 Colocou-se em um erlenmeyer exatamente 20 mL de solução padrão AgNO3 
0,02M utilizando uma pipeta volumétrica de 10 mL. Acrescentou-se também ao 
erlenmeyer 5 mL da amostra a determinar cloreto, 5 mL de HNO3 4M, 1mL de alumem-
férrico a 10% utilizando desta vez uma pipeta graduada, e com a proveta adicionou-se 
ainda mais 30 mL de água desionizada. 
 Carregou-se a bureta com uma solução padronizada de KSCN 0,02M, mas antes 
de iniciar a titulação, filtrou-se o precipitado, no qual foi lavado com HNO3 1:100, e só 
após colocou-se o indicador (alumem-férrico) no filtrado. Procedeu-se a titulação em 
triplicata até o aparecimento de coloração na solução. 
 
 
3.3.3 Determinação de cloretos pelo Método de Mohr 
 
 Em um erlenmeyer colocou-se exatamente 10 mL da solução a determinar 
cloreto utilizando uma pipeta volumétrica de 10 mL. Com uma pipeta graduada, 
adicionou-se mais 1 mL de K2CrO4 A 10% e completou-se o volume total até 
aproximadamente 50 mL com água desionizada. 
13 
 
Observou-se o pH da solução (que deveria estar numa faixa de 6,5 e 10), estando nessa 
faixa, carregou-se a bureta com a solução padronizada de AgNO3 0,02M e titulou-se em 
triplicata. 
 Se a solução estiver ácida dever-se-ia adicionar CaCO3 até ficar na faixa de pH 
necessário, já se estiver básica, dever-se-ia adicionar HNO3 em presença de 
fenolfteleína. 
 
 
3.3.4 Determinação de cloretos utilizando indicadores de adsorção (Método de 
Fajans) 
 
Com uma pipeta volumétrica de 10 mL colocou-se em um erlenmeyer 
exatamente 10 mL da solução a determinar cloreto, com uma pipeta de Pasteur mais 4 
gotas do indicador fluoresceína e com uma proveta, aproximadamente 30 mL de água 
desionizada. 
Carregou-se a bureta com uma solução padrão de AgNO3 0,02M e procedeu-se a 
titulação em triplicata com constante agitação até que a superfície do precipitado 
formado se tornar outra coloração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 A apresentação dos resultados seguirá o padrão referente ao mesmo número de 
itens da metodologia a menos que se afirme o contrário. 
 
 - Item 3.3.1 
 A solução no erlenmeyer era incolor, ao acrescentar poucas gotas de KSCN 
sobre esta solução já ficou levemente turva, a aproximadamente 10 mL a solução ficou 
com coloração rósea persistente e precipitado branco: 
AgNO3 + KSCN → 
HNO3
→ AgSCN↓ + KNO3 
 
O valor de volume gasto nas três titulações deu a média de 10,03 mL. 
Sendo assim, a concentração exata de KSCN é: 
M1 x V1 = M2 x V2 
AgNO3 0,02M x 10 mL = M2 x 10,03 mL 
M2 = 0,0199 M KSCN 
 
 
- Item 3.3.2 
 O ácido nítrico livre foi colocado para acidificar a solução e o dissulfato de 
amônio e ferro (III) como indicador. Adicionou-se a solução padrão de nitrato de prata 
em excesso e titulou-se o excesso com solução padrão de tiocianato de potássio. A 
adição da solução de tiocianato de potássio provoca um precipitado de tiocianato de 
prata (Kps: 7,1 x 10
-13
): 
Ag
+
 + SCN
-
 ↔ AgSCN↓ 
Quando a precipitação se deu por completa, um ligeiro excesso de tiocianato de 
potássio provocou uma coloração castanho-avermelhado em virtude da formação de um 
íon complexo: 
Fe
3+
 + SCN
-
 ↔ [FeSCN]
2+ 
 Na determinação do cloreto, têm-se dois equilíbrios durante a titulação de 
excesso de íon de prata: 
Ag
+
 + Cl
-
 ↔ AgCl 
Ag
+
 + SCN
-
 ↔ AgSCN 
15 
 
 Os dois sais pouco solúveis estavam em equilíbrio com a solução. Quando o 
excesso de prata foi consumido, o tiocianato de potássio poderia reagir com o cloreto de 
prata, pois o tiocianato de prata é um sal menos solúvel, até que a razão [Cl
-
]/[SCN
-
] 
fosse igual à 169. 
AgCl + SCN
- 
↔ AgSCN + Cl
-
 
 
 Isso aconteceria antes da reação com os íons ferro (III) ocorrerem, e portanto, o 
erro da titulação seria considerável. Por isso, deve-se impedir a reação entre o tiocianato 
e o cloreto de prata. Pode-se conseguir este efeito mediante diversos caminhos, entre os 
quais este, é de certa forma, o mais confiável. 
Sendo assim, filtrou-se o cloreto de prata antes da titulação em excesso, uma vez 
que o precipitado estaria contaminado por íon prata adsorvido, pois havia precipitado 
branco presente, indicando AgCl: 
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3 
 
Ao filtrar, descartou-se o AgCl, no filtrado, permaneceu-se com excesso de Cl
-
. 
A solução antes de procedermos a titulação era incolor, ao titular identificou-se o 
aparecimento de cor castanho-avermelhado: 
NaNO3 + NaCl + KSCN → Na
+
[SCN
-
](aq) + KCl + NaNO3 
 
NaCl M1 x V1 = M2 x V2 AgNO3 AgNO3 M1 x V1 = M2 x V2 NaCl 
M1 x 5 mL = 0,02M x 20 mL 0,02M x 0,3 mL = M2 x 5 mL 
M1 = 0,08M M2 = 1,2 x 10
-3
M 
 
0,08M - 1,2 x 10
-3
M = 0,0788M de Cl. 
 
 
- Item 3.3.3 
Na titulação de uma solução neutra, como o Cl
-
, por solução de nitrato de prata, 
adiciona-se uma pequena quantidade de cromato de potássio que é para agir como 
indicador. Ocorre um processo de precipitação fracionado, no qual os dois sais pouco 
solúveis são o cloreto de prata (Kps: 1,2 x 10
-10
) e o cromato de prata (Kps: 1,7 x 10
-12
). 
O cloreto de prata é o sal menos solúvel, e a concentração inicial do cloreto é 
elevada; então haverá precipitação do cloreto de prata: 
16 
 
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3 
No primeiro ponto que o cromato de prata deu principio a precipitar, os dois sais 
estavam em equilíbrio com a solução. Notou-se que seria preciso adicionar um pequeno 
excesso de solução de nitrato de prata para que a cor vermelha do cromato de prata 
fosse visível: 
2AgCl↓ + K2CrO4 → Ag2CrO4↓ + 2KCl 
Porém, mesmo adicionando bastante excesso, isso não ocorreu, deixando o 
precipitado na mesma coloração laranja e não vermelho como deveria ser, 
provavelmente devido a algum erro sistemático. 
A média do nosso volume gasto na titulação foi 5,70 mL. 
 
Cálculo da nova molaridade devido à diluição: 
M1 x V1 = M2 x V2 
0,1 x 2 mL = M2 x 40 mL 
M2 = 5 x 10
-3
M de Cl 
 
Cálculo da concentração: 
M1 x V1 = M2 x V2 
0,02 x 5,70 = M2 x 40 mL 
M2 = 2,85 x 10
-3
M de Cl 
 
5 x 10
-3
M - 2,85 x 10
-3
M = 2,15 x 10
-3
M de Cl. 
 
 
- Item 3.3.4 
Quando uma solução de cloreto é titulada por uma solução de nitrato de prata, o 
precipitado de cloreto de prata adsorve os íons cloreto, na qual constitui a camada de 
adsorção primária. Por um processo conhecido como adsorção secundária, os íons de 
carga elétrica oposta presentes na solução são mantidos em torno da camada primária. 
Tão logo se atinge o ponto estequiométrico, os íons prata presente em excesso são 
adsorvidos preferencialmente; os íons nitrato são mantidos pela adsorção secundária. 
Procedeu-se assim, a titulação partindo de uma coloração amarela e em torno de 
8,1 mL obteve-se uma coloração alaranjada: 
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + Na
+
 + NO3
- 
17 
 
 
Cálculo da nova molaridade devido à diluição: 
M1 x V1 = M2 x V2 
0,1 x 2 mL = M2 x 40 mL 
M2 = 5 x 10
-3
M de Cl 
 
Cálculo da concentração: 
M1 x V1 = M2 x V2 
0,02 x 8,1 mL = M2 x 40 mL 
M2 = 4,05 x 10
-3
M de Cl 
 
5 x 10
-3
M - 4,05 x 10
-3
M = 9,5 x 10
-3
M de Cl. 
 
Não é possível compararmos os resultados das três técnicas feitas, já que na 
primeira não foi diluída enquanto as outras duas foram. Então comparando estas duas, 
que obtiveram como resultado 2,15 x 10
-3
M e 9,5 x 10
-3
M de concentração decloreto 
respectivamente, embora os resultados não terem ficado tão distantes percebemos que 
eles poderiam ter sido mais próximos um do outro já que estamos lidando com técnicas 
quantitativas. 
 
 
 
 
 
 
18 
 
5 CONCLUSÃO 
 
Para nós químicos, tanto na teoria quanto na prática, o conhecimento sobre a 
volumetria de precipitação é de suma importância e foi aqui aprofundada. Embora 
experimentalmente nossos resultados não tenham sido tão favoráveis como 
desejávamos, possivelmente causados por alguns erros, como ao fazer muitas diluições 
para uma melhor visualização do ponto final, uma vez que se colocou uma quantidade 
excessiva de indicador, como também um possível erro na mudança do pH da solução 
ou contaminação dos reagentes utilizados, conseguimos entender fundamentalmente 
como cada método funciona, o modo que a solubilidade é afetada em um sistema, as 
características desejáveis de um precipitado e por último, não menos importante, 
aprendemos como melhorar uma titulação de precipitação se esta não está ocorrendo 
como deveria. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
REFERENCIAL BIBLIOGRÁFICO 
 
BACCAN, N. et al. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3. ed. São Paulo: E. 
Blucher, 2004. 
 
HARRIS, C. D. Análise de Química Quantitativa. 6. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2005. 
 
SKOOG, A. D.; WEST, N. D. Fundamentos de Química Analítica. 1. ed. São Paulo: 
Pioneira, 2005.