Química Analítica Qualitativa

Prévia do material em texto

FACULDADE ÚNICA 
DE IPATINGA 
QUÍMICA ANALÍTICA 
QUALITATIVA 
 
Tiago Marcel Oliveira 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
 
 
Menu de Ícones 
Com o intuito de facilitar o seu estudo e uma melhor compreensão do conteúdo 
aplicado ao longo do livro didático, você irá encontrar ícones ao lado dos textos. 
Eles são para chamar a sua atenção para determinado trecho do conteúdo, cada um 
com uma função específica, mostradas a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São sugestões de links para vídeos, documentos 
científico (artigos, monografias, dissertações e teses), 
sites ou links das Bibliotecas Virtuais (Minha Biblioteca e 
Biblioteca Pearson) relacionados com o conteúdo 
abordado. 
 
Trata-se dos conceitos, definições ou afirmações 
importantes nas quais você deve ter um maior grau de 
atenção! 
 
São exercícios de fixação do conteúdo abordado em 
cada Unidade do livro. 
 
São para o esclarecimento do significado de 
determinados termos/palavras mostradas ao longo do 
livro. 
 
Este espaço é destinado para a reflexão sobre questões 
citadas em cada Unidade, associando-o a suas ações, 
seja no ambiente profissional ou em seu cotidiano. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
INTRODUÇÃO À QUÍMICA ANALÍTICA .................................................... 5 
1.1 INTRODUÇÃO .......................................................................................................... 5 
1.2 DIVISÃO DA QUÍMICA ANALÍTICA ........................................................................ 7 
1.3 A ESCOLHA DO MÉTODO ANALÍTICO ................................................................... 8 
1.4 SELEÇÃO DA AMOSTRA PARA ANÁLISE ................................................................ 9 
1.5 PROCESSAMENTO DA AMOSTRA EM LABORATÓRIO ......................................... 10 
1.6 REMOÇÃO DE INTERFERÊNCIAS ........................................................................... 12 
 FIXANDO O CONTEÚDO ...................................................................................... 14 
SOLUÇÕES AQUOSAS DE SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS ...................... 19 
2.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 19 
2.2 ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS ......................................................................... 20 
2.3 A NATUREZA DA CONDUTÂNCIA ELETROLÍTICA ................................................. 21 
2.4 PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES AQUOSAS ........................................................ 25 
2.5 TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA ........................................................... 25 
2.6 GRAU DE DISSOCIAÇÃO ...................................................................................... 26 
2.7 TEORIA MODERNA DOS ELETROLITOS FORTES ..................................................... 26 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 29 
EQULÍBRIO QUÍMICO/IÔNICO E A LEI DE AÇÃO DAS MASSAS ............ 34 
3.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 34 
3.2 EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE ..................................................... 37 
3.3 EQUILÍBRIO IÔNICO EM MEIO AQUOSO ............................................................. 43 
3.4 HIDRÓLISE SALINA ................................................................................................. 47 
3.5 SOLUÇÃO TAMPÃO (BUFFER) ............................................................................... 51 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 53 
TÉCNICAS LABORATORIAIS DE ANÁLISE QUALITATIVA INORGÂNICA . 57 
4.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 57 
4.2 REAÇÕES POR VIA SECA ...................................................................................... 58 
4.3 REAÇÕES POR VIA ÚMIDA ................................................................................... 61 
4.4 APARELHAGEM E OPERAÇÕES SEMIMICROANÁLITICAS ................................... 64 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 68 
IDENTIFICAÇÃO SISTEMÁTICA DE CÁTIONS ......................................... 72 
5.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 72 
5.2 ANÁLISE DE CÁTIONS ........................................................................................... 75 
5.3 PROCEDIMENTOS DE SEPARAÇÃO DOS GRUPOS ............................................... 78 
5.4 PROCEDIMENTOS DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS E IDENTIFICAÇÃO NO 
GRUPO ................................................................................................................... 82 
 FIXANDO O CONTEÚDO ....................................................................................... 87 
IDENTIFICAÇÃO SISTEMÁTICA DOS PRINCIAIS ÂNIONS ....................... 91 
6.1 INTRODUÇÃO ........................................................................................................ 91 
6.2 PROCEDIMENTO DE IDENTIFICAÇÃO DOS PRINCIPAIS ÂNIONS ....................... 93 
 FIXANDO O CONTEÚDO ..................................................................................... 100 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO .............................................. 104 
REFERÊNCIAS .................................................................................... 105 
UNIDADE 
02 
UNIDADE 
03 
UNIDADE 
01 
UNIDADE 
04 
UNIDADE 
05 
UNIDADE 
06 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
 
 
CONFIRA NO LIVRO 
 
Veremos nessa Unidade uma introdução à química analítica, sua 
importância na sociedade e sua aplicação. A divisão da química 
analítica em áreas específicas. Como escolher um método 
analítico. Qual a forma correta de selecionar e processar uma 
amostra para análise. 
Veremos nessa Unidade sobre soluções aquosas de substâncias 
inorgânicas. A natureza da condutância eletrolítica. Propriedades 
das soluções aquosas. Teoria da dissociação eletrolítica. Teoria 
moderna dos 
 
 
Veremos nessa Unidade sobre a definição físico-química de 
equilíbrio químico. O cálculo da constante de equilíbrio. O 
equilíbrio da dissociação ácido-base, o equilíbrio iônico e o cálculo 
de pH. A hidrólise salina e a teoria de tampão químco. 
 
Nessa Unidade veremos as principais operações realizadas em 
laboratório que são empregadas na análise qualitativa inorgânica. 
 
 
 
Nessa Unidade aprenderemos a analisar uma amostra e identificar 
os cátinos presentes nessa amostra desvendando assim a 
composição química da amostra 
Nessa Unidade aprenderemos a analisar uma amostra e identificar 
os principais ânions presentes nessa amostra desvendando assim a 
composição química da amostra 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 
 
 
 
INTRODUÇÃO À QUÍMICA 
ANALÍTICA 
 
 
 
1.1 INTRODUÇÃO 
A sociedade nos dias atuais possui uma série de demandas. As demandas 
da sociedade perpassam por produzir alimentos que consiga atender a toda uma 
população mundial, produzir artefatos tecnológicos como aparelhos de televisão, 
computadores, tabletes, produzir tintas e vernizes, produzir aço, ligas metálicas, 
produzir materiais cerâmicos, cimentos e outros. 
Para produzir tudo que a sociedade demanda é necessário, uma planta 
química industrial que atenda às necessidades. Além da produção a todo 
momento é requisitado laudos de qualidade para a subsidiar a produção que 
consta a composição da matéria prima ou dos produtos produzidos. Também a 
nível laboratorial é necessário realizar ensaios de análise química visando obter 
laudos médicos nos laboratórios de análises clínicas 
É nesse contexto que a química analítica se enquadra. A química analíticaé 
a ciência dentro da química que visa fornecer os laudos analíticos, sempre 
subsidiando qualquer área que necessite dela, para melhorar ou possibilitar a 
produção de insumos, para produzir diagnósticos de saúde, para produzir laudos 
periciais, para produzir laudos de fertilidade de solo visando uma maior produção 
agrícola e para diagnosticar o grau de poluição de um corpo hídrico, do solo ou 
do ar. Vejamos abaixo o que Skoog et al (2014, p. 01) diz sobre a química analítica: 
 
A química analítica é uma ciência de medição que consiste em um 
conjunto de ideias e métodos poderosos que são úteis em todos os 
campos da ciência, engenharia e medicina. Alguns fatos excitantes 
que ilustram o potencial e relevância da Química Analítica 
ocorreram, estão ocorrendo e vão ocorrer nas explorações 
espaciais da NASA no planeta Marte. Em 04 de julho de 1997, a nave 
espacial Pathfinder liberou o jipe-robô sojouner para a superfície 
marciana. Instrumentos analíticos fornecem informações sobre a 
composição química de pedras e do solo. As investigações feitas 
pela nave espacial e pelo jipe sugeriram que Marte já foi aquecido 
e úmido com água líquida na superfície e vapor de água na 
atmosfera. Em janeiro de 2004, os jipes-robôs espaciais Spirit e 
Oportunity chegaram a Marte para uma missão de três meses. Um 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
resultado importante do espectrômetro de raios-X de partícula alfa 
(APXS) e do espectrômetro de Mossbauer foi encontrar depósitos 
concentrados de sílica e, em local diferente, altas concentrações de 
carbonato. O Spirit continuou a explorar e transmitir dados até 2010, 
superando até as previsões mais otimistas. Mais impressionante 
ainda, o Oportunity continua viajando pela superfície de Marte e, 
por volta de março de 2012, ele tinha coberto mais de 33 km 
explorando e transmitindo imagens de crateras e pequenas 
montanhas, entre outras. 
 
Podemos observar na citação acima a importância da química analítica 
para a evolução científica da sociedade. Assim podemos então formular um 
conceito que tente descrever a química analítica. Podemos relacionar a química 
analítica com qualquer área do conhecimento. Vejamos abaixo a Figura 1 que 
expressa essa relação. 
 
Figura 1: Relações entre a Química Analítica, outras áreas da Química e outras ciências. 
 
Fonte: Skoog et. al., (2014, p. 03) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 
 
 
 
1.2 DIVISÃO DA QUÍMICA ANALÍTICA 
A química analítica por sua importância é uma área muito extensa. No 
entanto com sua evolução foi se dividindo em áreas do conhecimento dentro da 
química analítica. Sendo assim temos comumente conhecidas três importantes 
divisões da química analítica, sendo elas, A Química Analítica Qualitativa, A 
Química Analítica Quantitativa e A Química Analítica Instrumental. Vamos aqui 
entender cada uma delas. 
A Química Analítica Qualitativa tem como objetivo realizar a abertura 
(preparação) de uma amostra e realizar ensaios físico-químicos que visem obter a 
determinação da composição das espécies químicas que fazem parte da 
amostra, tais como tipos de átomos, íons e moléculas. No popular podemos dizer 
que a análise qualitativa determina a “qualidade da amostra” ou o que realmente 
tem na amostra, mas não o quanto tem. 
A Química Analítica Quantitativa tem como objetivo realizar a abertura da 
amostra e realizar ensaios físico-químicos que visem obter a determinação da 
composição em quantidade das espécies químicas presentes tais como átomos, 
íons ou moléculas. Essa determinação pode ser expressa em concentração 
massa/massa, massa/volume, em porcentagem, em massa absoluta ou em termos 
equivalentes. No popular podemos dizer que análise quantitativa determina a 
composição percentual da amostra ou seja, já sabendo o que tem na amostra a 
análise quantitativa visa determinar o quanto tem do que já se sabia. 
A Química Analítica Instrumental é área da Química Analítica que utiliza de 
uma instrumentação para realizar a análise. Tem como base a tecnologia robótica 
e computacional acoplada a ensaios físico-químicos para obter resultados 
qualitativos em menor quantidade e quantitativos em maior quantidade. Vejamos 
o que Passos (2011, p. 09), aborda sobre a análise instrumental: 
 
Os métodos analíticos instrumentais consistem na medida das 
propriedades físicas do analito, tais como condutividade, potencial 
de eletrodo, absorção ou emissão de luz, razão massa/carga e 
fluorescência. Nestes métodos envolvem a utilização de 
equipamentos sofisticados, mas também pode envolver reações 
químicas em algumas etapas. Muitas vezes são menos precisas do 
que os métodos clássicos, embora sejam mais rápidos. São utilizados 
na quantificação e identificação dos constituintes minoritários. 
 
Portanto escolher uma análise clássica quantitativa ou instrumental depende 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
 
 
dos objetivos do analista. A análise instrumental geralmente se emprega para 
ganhar velocidade, maior produtividade no laboratório e na análise de 
concentrações baixas (traço) devido ao seu limite de detecção. 
 
 
 
1.3 A ESCOLHA DO MÉTODO ANALÍTICO 
A escolha do método é uma etapa muito importante dentro do processo 
analítico. O processo analítico muitas vezes é chamado de “marcha analítica”. 
Podemos dizer que a escolha do método é a primeira etapa quando vai realizar 
uma análise. Em grande parte das vezes a escolha é complexa e requer muita 
experiência e intuição científica do analista. 
Quando vai realizar a escolha, existe algumas questões que norteiam. A 
primeira podemos dizer que é o nível de exatidão necessário para a análise em 
questão. Sabemos que exatidão demanda recursos e assim é necessário realizar a 
escolha contrastando interesses entre exatidão necessária, tempo disponível e 
recursos disponíveis para a análise. Uma segunda questão é o número de amostras 
passarão por análises. Se o analista possui muitas amostras para analisar, o mesmo 
poderá escolher um método com muitas operações preliminares. Se tem uma ou 
poucas amostras é melhor escolher um método que não seja necessário as 
operações preliminares. E também finalizando o processo de escolha não 
podemos deixar de destacar que o número de componentes presentes e também 
a complexidade da amostra material influencia também a escolha do método. 
O método analítico escolhido precisa reunir algumas características no qual 
é destacado sua eficiência, quando possível, objetivo, rápido; não pode causar 
dano aos materiais onde a amostra será aberta e analisada; importante não ser 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
 
passível a ocorrência de erros sistemáticos; necessário que sua seletividade seja 
conhecida; deverá exigir mínima manipulação e, os resultados obtidos precisam 
ter a máxima segurança operacional. 
 
1.4 SELEÇÃO DA AMOSTRA PARA ANÁLISE 
A obtenção da amostra para análise é uma parte muito importante do 
processo analítico, já que obter uma amostra que represente o todo ou seja que 
representa todo o material de onde ela foi retirada é necessário para que seu 
resultado seja representativo. Muitos pensam que esse cuidado só é importante 
em uma análise quantitativa já que o resultado da amostra precisa ser 
proporcional e representativo. Está certo que esse cuidado interfere mais na 
análise quantitativa, mas na análise qualitativa também pode interferir, sendo que 
ao selecionar uma amostra quando os cuidados não são rigorosos, o componente 
a ser retirado pode estar em uma concentração menor que o limite de detecção 
da técnica e assim proporcionar um falso negativo. Por isso também é importante 
cuidar da seleção da amostra. 
Para produzir dados representativos, a análise necessita ser processada com 
uma amostra que possui composição semelhante do material do qual ela foi 
obtida. Sendo o material a ser analisado de grande extensão e heterogêneo, é 
necessário um processo complexo para se obter uma amostraque represente o 
todo ou seja representativa. Considere, por exemplo, um contêiner que carrega 30 
toneladas de minério de ferro. Quem comprou e quem vendeu o minério 
necessitam entrar em consenso com o preço acordado, o preço deve ser 
proporcional a quantidade de ferro presente na carga do material. O minério 
podemos afirmar que é um material com características heterogêneas, sendo que 
muitos torrões variam em seus tamanhos e também no conteúdo de ferro. A 
aferição dessa carga será processada em uma amostra que pesa 
aproximadamente um grama. No entanto é necessário todo um cuidado especial 
para que nesse um grama selecionado esteja representado proporcionalmente 
todos as 30 toneladas do carregamento, tornando assim a análise significativa do 
ponto de vista estatístico. 
Uma forma muito empregada para selecionar a amostra representativa 
estar em realizar diversas e pequenas coletas ao longo de todo o material sendo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10 
 
 
 
nas suas extremidades e interior de forma que a distribuição seja homogênea da 
coleta do ponto de vista geométrico espacial. Após essa coleta todo o material é 
colocado junto e misturado sendo homogeneizado. Após a homogeneização é 
iniciado um processo denominado quarteamento no qual toda a amostra é 
transformada em formado de um circunferência, e sempre 2/4 opostos são 
selecionados e misturados novamente e os outros 2/4 são desprezados retornando 
a carga de origem para ser utilizada no processo industrial. O quarteamento é 
repetido até que chegue a amostra no tamanho necessário para realizar a sua 
próxima etapa no laboratório ou seja a amostra está pronta para ir a análise. 
Podemos observar melhor esse processamento na Figura 2. 
 
Figura 2: Esquema de quarteamento para obtenção de amostra laboratorial 
 
Fonte: Adaptado de Freitas (2016) 
 
1.5 PROCESSAMENTO DA AMOSTRA EM LABORATÓRIO 
Após a seleção da amostra de forma correta é iniciado a etapa de 
processamento da amostra em laboratório que também podemos denominar de 
abertura da amostra. Somente é descartado essa etapa quando a amostra 
dispensa o que é difícil de ocorrer, como exemplo podemos citar quando 
obtermos uma amostra de água de um rio, a análise de pH pode ser feita 
diretamente dispensando essa etapa, mas na maioria das vezes é uma amostra 
sólida ou com características que faz necessário o processamento da amostra. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
 
Quando a amostra é muito heterogênea, a primeira etapa de preparação é 
seu trituramento com o objetivo de reduzir o tamanho das partículas presentes na 
amostra e então é misturada para proporcionar um algo grau de homogeneidade 
no material a ser analisado. Lembremos que de acordo com a característica do 
material como exemplo se ele é higroscópico ou não, poderá ocorrer nesse 
momento a absorção de água e alguns casos a liberação de água. Precisamos 
ficar atentos, já que a umidade pode alterar a composição de sólidos a assim 
interferir na análise, no entanto é recomendável que realizemos no início um 
processo de secagem da amostra. 
Se a amostra for líquida, alguns cuidados precisam ser tomados, pois se 
deixadas em frascos abertos o solvente pode então evaporar ocorrendo assim a 
alteração da concentração do analito. Se o analito presente for um gás dissolvido 
é então recomendo que a amostra fique contida em um recipiente fechado 
durante toda a análise no intuito de evitar perdas por volatilização ou absorção de 
gases atmosféricos. 
Quando a amostra é sólida é necessário realizar o procedimento de ataque 
a amostra realizando sua dissolução já que muitas análises são realizadas por meio 
de soluções. O solvente a se escolher é o que a amostra é solúvel nele, mas 
também é importante o solvente não alterar a composição da amostra não 
realizando perdas no analito em questão. O tempo de dissolução também deverá 
ser levado em consideração, já que é necessário a dissolução rápida e completa 
da amostra. Muitos materiais que são analisados em laboratório não são solúveis 
em solventes comuns como exemplo de solvente comum a água. Podemos 
destacar como exemplo desses materiais polímeros de alta massa molar, minerais 
contendo silício, e amostras de tecido animal, assim serão necessários alguns 
procedimentos mais exaustivos de dissolução, o que torna a tarefa mais difícil e 
demorada. A amostra terá que ser aquecida em meio a soluções de ácidos fortes, 
bases fortes ou até mesmo em meio a algumas substâncias oxidantes ou redutoras 
como peróxidos ou fundentes. Também poderá ser necessário realizar a 
combinação de alguns desses reagentes para realizar a completa dissolução da 
amostra. Observe como exemplo a Figura 3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
12 
 
 
 
Figura 3: Digestão em chapa de aquecimento. 
 
Fonte: Sousa et al., (2017, p. 17) 
 
É necessário o uso do vidro de relógio sobre o béquer, para realização do 
refluxo. A superfície do vidro de relógio é fria suficiente para condensar o vapor 
produzido durante o aquecimento. 
 
1.6 REMOÇÃO DE INTERFERÊNCIAS 
Após ser realizado todo o processamento da amostra e o analito se 
encontrar na condição de ser determinado em meio a solução produzida, é a 
hora de eliminarmos qualquer tipo de interferência que possa causar um falso 
positivo ou uma determinação errônea. A propriedades físicas e químicas de um 
analito são importantes para sua determinação, mas suas propriedades não são 
exclusividades apenas do analito, ou seja, outras substâncias presentes na solução 
a ser analisada também apresentarão as mesmas propriedades, então podemos 
entender que essas propriedades fazem parte de um grupo de compostos ou 
elementos com características semelhantes. 
Assim é necessário que antes de iniciar a análise final propriamente dita, que 
seja confeccionado uma rota analítica objetivando eliminar as possíveis 
interferências que por ventura existir no sistema a ser analisado. É necessário que 
fique claro que não existe regras claras para essa eliminação, pois essa é a parte 
mais difícil de uma análise e que demanda conhecimento e intuição científica de 
quem conduz. Compreender métodos de separação, propriedades da substância, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 
 
constante do produto de solubilidade e equilíbrio iônico são pré-requisitos 
fundamentais a quem conduz a análise. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. A química analítica é uma ciência de ___________ que consiste em um conjunto 
de ideias e ____________ poderosos que são úteis em todos os campos da 
____________, engenharia e medicina. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade I, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
a) Medição, métodos e ciência 
b) Ciência, medição e métodos 
c) Métodos, ciência e medição 
d) Ciência, métodos e medição 
e) Medição, ciência e métodos 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. A química analítica é a ciência dentro da química que visa fornecer os laudos 
analíticos, sempre subsidiando qualquer área que necessite dela. 
II. Para produzir tudo que a sociedade demanda é necessário, uma planta 
química industrial que atenda às necessidades. 
III. A química analítica é a área da química que tem como objetivo realizar a 
determinação da composição de uma determinada amostra seja ela no que 
tange as espécies dos componentes químicos presentes ou a quantidade de 
cada um desses componentes presentes. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade I, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
 
 
3. De acordo com o estudado na Unidade I, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1 Realiza a abertura (preparação) de umaamostra e 
ensaios físico-químicos que visem obter a 
determinação da composição das espécies químicas 
que fazem parte da amostra, tais como tipos de 
átomos, íons e moléculas. 
(X) Química Analítica 
Quantitativa 
2 Realiza a abertura da amostra e ensaios físico-químicos 
que visem obter a determinação da composição em 
quantidade das espécies químicas presentes tais como 
átomos, íons ou moléculas. 
(X) Química Analítica 
Instrumental 
3 Utiliza de uma instrumentação para realizar a análise. 
Tem como base a tecnologia robótica e 
computacional acoplada a ensaios físico-químicos 
para obter resultados qualitativos em menor 
quantidade e quantitativos em maior quantidade. 
(X) Química Analítica 
Qualitativa 
 
A correta associação respectivamente é: 
 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
4. Leia trecho abaixo: 
 
Os métodos analíticos ____________ consistem na medida das _____________ 
físicas do __________, tais como condutividade, potencial de eletrodo, absorção 
ou emissão de luz, razão massa/carga e fluorescência. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade I, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
 
a) Analito, instrumentais e propriedades 
b) Instrumentais, propriedades e analito 
c) Propriedades, analito e instrumentais 
d) Propriedades, instrumentais e analito 
e) Instrumentais, analito e propriedades 
 
5. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. A escolha do método é uma etapa secundária dentro do processo analítico. 
O processo analítico muitas vezes é chamado de “marcha analítica”. 
II. Podemos dizer que a escolha do método é a primeira etapa quando vai 
realizar uma análise. 
III. Quando vai realizar a escolha, existe algumas questões que norteiam. A 
primeira podemos dizer que é o nível de exatidão necessário para a análise 
em questão. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade I, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
17 
 
 
 
6. De acordo com o estudado na Unidade I, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1. Sabemos que exatidão 
demanda 
( ) Métodos com muitas operações 
preliminares 
2. Se o analista possui muitas 
amostra para analisar 
( ) é destacado sua eficiência, quando 
possível, objetivo, rápido; não pode 
causar dano aos materiais onde a 
amostra será aberta e analisada; 
3. O método analítico escolhido 
precisa reunir algumas 
características no qual 
( ) recurso 
 
A correta associação respectivamente é: 
 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
7. A obtenção da amostra para análise é uma parte muito importante do processo 
analítico, já que obter uma amostra que represente o todo ou seja que 
representa todo o material de onde ela foi retirada é necessário para que seu 
resultado seja representativo. Podemos dizer que um método comum de obter a 
amostra é realizar 
 
a) O quarteamento 
b) A abertura 
c) A volatilização 
d) A divisão tripartiti 
e) Nenhuma das alternativas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
18 
 
 
 
8. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Quando a amostra é muito heterogênea, a primeira etapa de preparação é 
seu trituramento com o objetivo de reduzir o tamanho das partículas. 
II. Para produzir dados representativos, a análise necessita ser processada com 
uma amostra que possui composição semelhante do material do qual ela foi 
obtida. 
III. Antes de iniciar a análise final propriamente dita, que seja confeccionado 
uma rota analítica objetivando eliminar as possíveis interferências que por 
ventura existir no sistema a ser analisado. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade I, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
 
 
SOLUÇÕES AQUOSAS DE 
SUBSTÂNCIAS INORGÂNICAS 
 
 
 
2.1 INTRODUÇÃO 
Uma solução aquosa é quando temos um soluto completamente dissolvido 
em um solvente formando assim um sistema homogêneo, cuja, suas propriedades 
são iguais em toda a sua extensão. Uma solução aquosa de substância inorgânica 
primeira é uma solução como já definimos acima, mas é formada por substâncias 
consideradas inorgânicas o que resulta em íons (cátions e ânions) presentes nessa 
solução. 
Essas definições parecem óbvias, mas traz consigo algumas análises 
importantes do ponto de vista do comportamento físico-químico do sistema. A 
água é um solvente que possui propriedades muito peculiares e sua interação com 
um soluto ocorre de forma muita própria e varia de acordo com a natureza do 
soluto. Assim quando falamos de substâncias inorgânicas estamos enfatizando que 
esse soluto quando em uma solução aquosa ele se encontra na forma de íons e 
terá um comportamento semelhante quanto à sua natureza, mas distinto à medida 
que sua concentração varia no sistema (solução). 
No entanto já que a solução é aquosa, o solvente obviamente é água, 
então passa ser importante saber qual ou quais os solutos que se encontram 
dissolvidos em meio ao solvente, digo dissolvido nesse momento, mas veremos 
ainda nessa Unidade outra terminologia para nos referimos a essa dissolução. 
Ocorrendo a dissolução total até que o sistema entre em equilíbrio, ou seja, libere 
ou absorva energia a depender se a dissolução é endotérmica (absorve calor) ou 
exotérmica (libera calor), o soluto ficar distribuído proporcionalmente por toda a 
extensão do sistema pois irá se formar uma solução homogênea, e assim conferir as 
mesmas propriedades (o que discutiremos à frente) em todas as partes. Observe 
algumas soluções inorgânicas na Figura 4. 
 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
 
 
Figura 4: Exemplo de algumas soluções inorgânicas 
Fonte: UFRJ 
 
2.2 ELETRÓLITOS E NÃO ELETRÓLITOS 
Quando é produzida uma solução de substâncias inorgânica por meio da 
dissolução de um ácido, uma base, um óxido ou sais, essa dissolução será 
acompanhada de uma dissociação quando base ou sal, de uma reação química 
quando o óxido (exceção dos óxidos neutros) e posterior dissociação e ionização 
no caso dos ácidos. O que tem em comum o produto dos fenômenos relatados 
acima é que todos irão produzir íons em meio da solução aquosa. 
A análise qualitativa inorgânica sistemática que objeto do nosso livro, ocorre 
sempre em meio a uma solução com essas características, ou seja, em um meio 
rico em íons (cátions e ânions). No entanto é extremamente importante ter um rico 
conhecimento sobre as propriedades físico-químicas das soluções aquosas de 
substâncias inorgânicas. 
No entanto podemos classificar as soluções produzidas em dois grandes 
grupos, um primeiro grupo são as soluções que conduzem corrente elétrica ao ser 
submetida a uma diferença de potencial elétrico, e nesse caso acompanhando 
com a condução elétrica também ocorre reações químicas modificando assim a 
composição da solução em questão, assim esse primeiro grande grupo são 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
21 
 
 
 
denominados de eletrólitos ou eletrolíticas. E um segundo grupo que são soluções 
que submetidas a uma diferença de potencial elétrico não conduzem corrente 
elétrica (não condutoras) e que consequentemente não alteram sua composição 
química, ou seja, não ocorre reações químicas permanecendo sua composição 
constante, esse segundo grupo são denominados de não-eletrólitos ou não 
eletrolítica. Observe a Figura 5 para que você possa compreender melhor. 
 
Figura 5: Solução não-eletrolítica e eletrólítca 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b)2.3 A NATUREZA DA CONDUTÂNCIA ELETROLÍTICA 
Quando realizamos a dissolução de um soluto em meio a um solvente, o 
solvente só consegue realizar esse processo devido ao fato dele ter interação com 
o soluto. No entanto essa interação faz a quebra da estrutura por meio da 
dissociação ou ionização como dissemos anteriormente em cada caso. Assim o 
solvente que é porção que está em maior quantidade vai envolver o soluto por um 
fenômeno que denominamos de solvatação. 
Agora que entendemos como ocorre a físico-química da dissolução, vamos 
ver especificamente o caso das soluções aquosas, ou seja, quando o solvente é a 
água. Para isso primeira precisamos entender as propriedades da água. A água é 
uma substância formada por ligações covalentes de um oxigênio com dois 
hidrogênios. Assim a estrutura possui duas ligações simples de cada hidrogênio 
como o oxigênio e na camada de valência do oxigênio possuem dois pares de 
elétrons não ligantes. De acordo com a teoria VSEPR ( Valence Shell Electronic Pair 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
22 
 
 
 
Repulsion) os pares não ligantes são pares estereoativos que irão conformar essa 
molécula em geometria angular. Veja na Figura 6. 
 
Figura 6: Geometria da molécula da água 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b) 
 
Devido a geometria angular, aos pares não ligantes de elétrons o momento 
dipolo resultante da molécula da água não é igual a zero, no entanto quando 
diferente de zero a molécula é polar, mas no caso da água destaca-se por uma 
elevada polaridade. Vejamos na Figura 7. 
 
Figura 7: Momento dipolo elétrico da molécula de água 
 
Fonte: Fogaça (2020, online) 
 
Com essa polaridade a água quando está pura, somente moléculas de 
água, a região positiva que de acordo com a Figura 7 são os hidrogênios realiza 
uma interação com a região negativa que são os oxigênio no qual denominamos 
ligações de hidrogênio. Ao adicionar um soluto iônico, esse íons possui carga, no 
entanto existe interação do soluto com o solvente já que a água é polar, a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
 
 
constante dielétrica da água é elevada, a 25°C é 78,5, o que quer dizer que ela vai 
quebrar o soluto iônico dissociando o em cátions e ânions. Assim um cátion tem 
carga positiva e o ânion carga negativa, ocorrerá então a reorganização das 
interações entre soluto e solvente para a formação da solvatação (fenômeno no 
qual o solvente interage com o soluto). 
Ocorre a formação de micelas no qual a parte da molécula de água cuja 
sua polaridade é acentuadamente negativa rodeia cátions do soluto no qual o 
cátion fica o centro e em volta solvatando por moléculas de água, como uma 
esfera simétrica. Já a parte da molécula de água cujo o caráter é 
acentuadamente positivo, rodeia ânions do soluto formando também micelas no 
qual o ânion é o centro e as moléculas de água em volta solvatando como 
também uma esfera simétrica. Como as interações são ligações química e a 
termoquímica explica que a quebra de ligações absorve calor e a formação libera 
calor, essa solvatação será endotérmica se as ligações quebradas forem mais 
fortes que as formadas, e será exotérmica se as ligações formadas (solvatação) 
forem mais fortes que as quebradas. Vejamos a Figura 8 para entendermos melhor 
a solvatação. 
 
Figura 8: Solubilização de um cristal iônio pela água 
 
Fonte: Adaptado de Voet, Voet e Pratt (2004) 
 
Ao submeter uma solução eletrolítica aquosa a uma diferença de potencial 
elétrico, é de se considerar de acordo com que já abordamos acima que se é 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
 
 
 
solução é homogêneo, se é eletrolítico possui íons e se é aquosa possui solvatação 
água-soluto. 
Quando se passa a corrente elétrica por meio da solução eletrolítica ocorre 
uma reação que denominamos de eletrólise. Ou seja, dois eletrodos (metais) são 
imersos em uma cuba no qual possui a solução eletrolítica. A corrente elétrica 
pode ser gerada por meio de uma bateria, assim o eletrodo negativo é 
denominado cátodo e o positivo ânodo. No entanto os eletrodos atraem a 
mobilidade dos íons que estão em meio as micelas da solvatação cada um para 
seu respectivo oposto, ou seja, o eletrodo positivo atrai o ânion e o eletrodo 
negativo atrai o cátion. 
As reações químicas podem ser observadas bem próximo aos eletrodos, elas 
ocorrem durante a passagem da corrente elétrica. Muitas das vezes são reações 
de decomposição simples. Como exemplo podemos citar a eletrólise de uma 
solução de ácido clorídrico, no ânodo libera cloro já no cátodo libera gás 
hidrogênio. Assim podemos concluir também que em uma célula eletrolítica ocorre 
transporte de material. Observe melhor na Figura 9. 
 
Figura 9: Esquema de uma eletrólise aquosa 
 
Fonte: Fogaça (2014, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
 
 
 
 
2.4 PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES AQUOSAS 
Quando temos uma solução de eletrólitos e não eletrólitos temos algumas 
diferenças nas variações de suas propriedades. Como por exemplo, Duas soluções 
de não eletrólito equimolares (mesmo número de mols) elas vão possuir as mesmas 
variações em suas propriedades se dissolvidas na mesma quantidade de solvente. 
Terão mesma efeito sobre a redução de suas pressões de vapores, terão mesma 
pressão osmótica, semelhante redução do ponto de congelamento e semelhante 
aumento do ponto de ebulição. Isso ocorre devido ao fato de um não eletrólito ao 
ser dissolvido ele não sofre um processo de dissociação ou ionização, então suas 
partículas são unitárias antes de depois da dissolução. 1 mol de não eletrólito terá 
após dissolvidos um mol de partículas solvatadas na solução, assim todos, quanto 
equimolares alteram na mesma proporção a interação soluto-solvente. 
Não podemos dizer o mesmo das soluções eletrolíticas, sendo que o soluto 
que irá gerar essa solução sofre um processo de dissociação ou ionização e muitas 
das vezes se tornando o dobro, triplo ou até mais partículas se comparado ao 
número antes da dissolução. Assim um composto que libera 3 partículas irá alterar 
mais as propriedades do que um que libera 2 partículas. 
 
2.5 TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA 
Para entendermos como funciona a condução elétrica em meio de uma 
solução eletrolítica iremos abordar a teoria clássica da dissociação eletrolítica 
desenvolvida em 1887 por Arrhenius. 
Para Arrhenius um eletrólito quando dissolvido em água, se dissocia em 
grupamentos carregados denominados íons que irão conduzir corrente elétrica 
quando migrarem aos eletrodos de cargas opostas. A dissociação eletrolítica que 
é um processo reversível, também temos o grau de dissociação que é a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
26 
 
 
 
quantidade do eletrólito que que se dissocia, o grau varia de acordo com a 
diluição da solução. Como exemplo de dissociação temos: 
 
𝐾𝐶𝑙( ) ⎯ 𝐾( ) + 𝐶𝑙( ) 
 
𝑀𝑔𝐶𝑙 ( ) ⎯ 𝑀𝑔 ( ) + 2𝐶𝑙( ) 
 
Quando ocorre a dissociação a solução permanece neutra, no entanto é 
necessário que exista um balanço de carga no que tange ao número de íons, 
assim o número total de cargas positivas é igual ao número total de cargas 
negativas. 
 
2.6 GRAU DE DISSOCIAÇÃO 
Para classificarmos um eletrólito como fraco ou forte pela teoria de Arrhenius 
é necessário calcularmos o quanto ele dissocia. Para realizar esse cálculo 
importante calcularmos o Alfa conforme a equação (1). 
 
 
𝛼 = 
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑑𝑎𝑠
𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠
 (1) 
 
O valor varia entre 0 a 1. Quando o 𝛼 é numericamente 0 significa que não 
há dissociação do composto em meio a solução e quando o 𝛼 é numericamente 
igual a 1, significa que 100% do composto foi dissociado. 
 
 
 
2.7 TEORIA MODERNA DOS ELETROLITOS FORTES 
A teoria desenvolvida por Arrhenius explica bem a dissociação de eletrólitos 
fracos, ou seja, eletrólitos cujo seu alfa se aproxima de 0. Com o passar do tempo, 
novas teorias explicaram a natureza de umsólido iônico, e hoje, sabemos que esse 
sólido não é composto por moléculas e sim por íons em um arranjo cristalino de 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
 
 
forças eletrostáticas coesas. Assim o processo de dissolução desse sólido é um 
processo físico no qual as forças que unem os íons são quebradas, e não uma 
molécula é quebrada para formar íons. 
Vale lembrar toda a discussão anterior que explicamos como a água solvata 
um íon, isso tem a ver com sua estrutura e polaridade. No entanto, ao adicionar um 
cristal iônico em meio de água, as moléculas de água se aproximarão dos íons da 
rede pela superfície externa do cristal e assim forças eletrostáticas extrairão os íons 
para a formação das micelas hidratadas como discutimos no tópico 2.3 em 
natureza da condutância eletrolítica. Para entender melhor retorno e observe a 
Figura 8 que representa esquematicamente bem o processo de dissolução e a 
formação das micelas de solvatação dos íons. 
A medida que esse modelo é consolidado pela comUnidade científica para 
explicar a o processo de dissolução de eletrólitos fortes, começam a surgir algumas 
discrepâncias. Como falamos anteriormente e de acordo com a teoria de 
Arrhenius estava consolidado que a condução eletrolítica varia diretamente 
proporcional com a variação da concentração do eletrólito em solução, ou seja, 
quanto maior a concentração, maior a condução. 
Em 1923, Debye e Huckel e mais tarde em 1925 Onsanger explicaram melhor 
como ocorre a condutância em meio eletrolítico, no entanto ao formar a micela 
de solvatação os íons estão envoltos por moléculas de água. Ao passar corrente 
elétrica com eletrodos de cargas opostas surge uma atração eletrostática dos íons. 
Assim surgem dois fenômenos que alteram a condução. Os efeitos Eletroforético e 
Assimétrico. 
O primeiro é o efeito Eletroforético. O efeito eletroforético é devido ao fato 
do íon migrar para o eletrodo de carga oposta ele irá passar próximo de íons de 
carga oposta já que eles estarão contra a corrente, assim a atração dos íons de 
carga oposta e a quantidade de moléculas das micelas de água na hidratação 
dos íons irão retardar sua migração até o eletrodo de carga oposta. 
O segundo efeito é denominado Assimétrico. O efeito assimétrico se dá no 
momento da atração dos íons de carga oposta pelo eletro, já que para ele migrar 
ele precisa de quebrar a simetria da micela de solvatação e sair do seu centro, 
assim ocorre uma reatração do íon pela micela retardando assim sua migração, 
esse efeito é mais acentuado quanto maior for a concentração do eletrólito em 
solução. Esse efeito também pode ser chamado de distensão pois caso o a 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 
 
 
 
corrente seja interrompida o sistema irá demorar algum tempo para retornar as 
micelas de equilíbrio e esse tempo é denominado tempo de distensão e que pode 
ser determinado por parâmetros mensuráveis da solução sendo inversamente 
proporcional à concentração. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Leia trecho abaixo: 
 
Uma ____________ aquosa é quando temos um ________ completamente 
dissolvido em um solvente formando assim um sistema homogêneo, cuja, suas 
_________ são iguais em toda a sua extensão. 
De acordo com o que foi estudado na Unidade II, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
a) Solução, soluto e propriedades 
b) Propriedades, solução e soluto 
c) Soluto, solução e propriedades 
d) Propriedades, soluto e solução 
e) Solução, propriedades e soluto 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. soluções que conduzem corrente elétrica ao ser submetida a uma diferença 
de potencial elétrico, e nesse caso acompanhando com a condução 
elétrica também ocorre reações químicas modificando assim a composição 
da solução em questão, assim esse primeiro grande grupo são denominados 
de eletrólitos ou eletrolíticas. 
II. soluções que submetidas a uma diferença de potencial elétrico não 
conduzem corrente elétrica (não condutoras) e que consequentemente 
não alteram sua composição química, ou seja, não ocorre reações químicas 
permanecendo sua composição constante, esse segundo grupo são 
denominados de não-eletrólitos ou não eletrolítica. 
III. Quando realizamos a dissolução de um soluto em meio a um solvente, o 
solvente só consegue realizar esse processo devido ao fato dele ter 
interação com o soluto. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade II, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
3. De acordo com o estudado na Unidade II, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1. Devido a geometria angular, pares de elétrons 
livres e diferença de eletronegativa a molécula 
é polar 
(X) Eletrólise 
2. Ao passar corrente elétrica ocorre reações 
químicas nas proximidades dos eletrodos 
(X)Solução não 
eletrolítica 
3. Não conduz corrente elétrica (X) Molécula da água 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
4. Leia trecho abaixo: 
Duas soluções de não eletrólito _____________ (mesmo número de mols) elas vão 
possuir as mesmas _____________ em suas propriedades se dissolvidas na mesma 
quantidade de _____________. 
De acordo com o que foi estudado na Unidade II, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
a) Solvente, variações e equimolares 
b) Equimolares, variações e solvente 
c) Variações, solvente e equimolares 
d) Solvente, equimolares e variações 
e) Equimolares, solvente e variações 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
 
 
5. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Em Soluções eletrolíticas, o soluto passa por um processo de dissociação ou 
ionização e muitas das vezes se tornando o dobro, triplo ou até mais 
partículas se comparado ao número antes da dissolução. 
II. Um composto que libera 3 partículas não irá alterar mais as propriedades de 
uma solução do que um que libera 2 partículas. 
III. Para Arrhenius um eletrólito quando dissolvido em água, se dissocia em 
grupamentos carregados denominados íons que irão conduzir corrente 
elétrica quando migrarem aos eletrodos de cargas opostas. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade II, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas I e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
6. De acordo com o estudado na Unidade II, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1 – Alfa próximo a zero (X) solução neutra 
2 – Alfa igual a 1 (X) Eletrólito forte 
3 – Balanço de carga (X) Eletrólito fraco 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
32 
 
 
 
7. A medida que o modelo de Arrhenius é consolidado pela comUnidade científica 
para explicar a o processo de dissolução de eletrólitos fortes, começaram a 
surgir algumas discrepâncias. A teoria de Arrhenius estava consolidado que a 
condução eletrolítica: 
 
a) varia diretamente proporcional com a variação da concentração do eletrólito 
em solução 
b) varia inversamente proporcional com a variação da concentração do eletrólito 
em solução 
c) não varia diretamente proporcional com a variação da concentração do 
eletrólito em solução 
d) se mantém constante mesmo com a variação da concentração do eletrólito 
em solução 
e) Nenhuma das alternativas 
 
8. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. Em 1923, Debye e Huckel e mais tarde em 1925 Onsanger explicaram melhor 
como ocorre a condutância em meio eletrolítico, no entanto ao formar a 
micela de solvatação os íons estãoenvoltos por moléculas de água. 
II. O efeito eletroforético é devido ao fato do íon migrar para o eletrodo de 
carga oposta ele irá passar próximo de íons de carga oposta já que eles 
estarão contra a corrente, assim a atração dos íons de carga oposta e a 
quantidade de moléculas das micelas de água na hidratação dos íons irão 
retardar sua migração até o eletrodo de carga oposta. 
III. O efeito assimétrico se dá no momento da atração dos íons de carga oposta 
pelo eletro, já que para ele migrar ele precisa de quebrar a simetria da micela 
de solvatação e sair do seu centro, assim ocorre uma reatração do íon pela 
micela retardando assim sua migração, esse efeito é mais acentuado quanto 
maior for a concentração do eletrólito em solução. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade II, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
 
EQULÍBRIO QUÍMICO/IÔNICO E A 
LEI DE AÇÃO DAS MASSAS 
 
 
3.1 INTRODUÇÃO 
Dentre as reações químicas, existem dois tipos que estão relacionados com 
variáveis termodinâmicas do sistema. Podemos dizer que existem as reações 
irreversíveis e as reações reversíveis. Quais variáveis termodinâmicas são essas? 
Então vamos lá, lembremos que existe a entalpia (H), cuja a definição da sua 
variação ∆H é a igual a variação de ∆U em um sistema de pressão constante. 
Explicando melhor essa definição temos a equação (2): 
 
 ∆U = q + w (2) 
 
 Sendo ∆U a variação da energia interna; 
 q o calor absorvido ou perdido pelo sistema ; 
 e w o trabalho realizado pelo sistema sobre a vizinhança ou realizado pela 
vizinhança sobre o sistema. 
 
Para calcular empregando a equação 2 devemos inserir o valor de q e w 
com o + (positivo) ou o – (negativo) de acordo como o sentido físico. Exemplo: Se o 
sistema absorveu calor então positivo ( endotérmico) e se perdeu calor (-) 
exotérmico. 
Assim para quando a pressão é constante temo na equação w = −P∆V 
onde P é a pressão e ∆V é a variação do volume. Se a pressão é constante a 
variação do volume é igual a zero. Assim w = −P(0) = 0, então se o w = zero, 
temos que ∆𝐔 = 𝐪. Assim podemos afirmar que a pressão constante o calor 
trocado em uma reação química é igual a variação de energia interna, que 
também é igual a sua variação de entalpia ou seja ∆𝐔 = ∆𝐇. 
No entanto processos que possuem ∆𝐇 acentuadamente exotérmicos 
tendem a ser espontâneos e acentuadamente endotérmicos tendem a não serem 
espontâneos, mas isso não é uma regra, pode existir um processo com ∆𝐇 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
 
 
acentuadamente exotérmico que não é espontâneo e a recíproca verdadeira. No 
entanto sabemos que o que definir e a variação da energia livre de Gibbs, pois 
nela é relacionado um maior número de variáveis termodinâmicas propiciando 
assim uma melhor análise para definição da espontaneidade de um processo. 
Vejamos como obtê-la com a equação (3). 
 
 ∆G = ∆H − T∆S (3) 
 
 G = energia livre de Gibbs 
 H = entalpia 
 S = entropia (∆𝐒 = ∆𝐪/𝐓) 
 
Agora sim, entendendo a importância da energia livre de Gibbs para 
definição da espontaneidade de um processo conseguiremos deixar mais claro 
essa concepção assim como definir equilíbrio que é nosso objetivo nessa Unidade. 
A energia livre de Gibbs será o “árbitro” para definir a espontaneidade de um 
processo ficando da seguinte forma: 
 
Se ∆𝐆 < 𝟎, A reação química é espontânea. 
Se ∆𝐆 > 𝟎, A reação química é não espontânea. 
Se ∆𝐆 = 𝟎, A reação química está em equilíbrio. 
 
Podemos assim definir equilíbrio químico em termos de um valor mínimo de 
energia livre de Gibbs quanto a sua relação com à extensão de uma reação 
química. Se formos analisarmos em outras variáveis mais concretas ao nosso 
cotidiano laboratorial, podemos definir o equilíbrio químico quanto ao ponto em 
que em uma reação reversível a velocidade da reação direta é igual a 
velocidade da reação inversa fazendo com que a concentração dos 
participantes se mantenham constantes em função do tempo, assim, caso passe a 
se alterar é porque a reação saiu da condição de equilíbrio. 
 
aA + bB ⇌ cC + dD 
V = V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
 
 
 
Sendo VD velocidade da reação direta e VI velocidade da reação inversa. 
Assim pela Lei de Guildenberg Wage temos, que V = K [A] [B] e V =
 K [C] [D] , onde K é a constante da reação (sendo K da reação direta e K da 
reação inversa), e entre colchete as concentrações molares dos componentes já o 
expoentes a ordem de reação. 
Sendo 
 
V = V 
 
Então 
K [A] [B] = K [C] [D] 
Logo 
 
K 
K
=
[C] [D]
[A] [B]
 
 
Onde 
 
KD
KI
= K = K 
 
Onde, K constante de equilíbrio e K constante de equilíbrio em termos de 
concentração. Logo obtem-se a equação (4): 
 
 
K =
[C] [D]
[A] [B]
 (4) 
 
O valor da constante K é importante para compreendermos o quanto 
cada componente coexiste na fase de equilíbrio, pois quanto maior for o valor da 
constante maior é a tendência de coexistir mais produtos do que reagentes na 
condição de equilíbrio e a recíproca é verdadeira. Vejamos então graficamente o 
comportamento de um sistema reacional em equilíbrio químico na Figura 10. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
37 
 
 
 
Figura 10: Gráfico de equilíbrio químico 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004b) 
 
Pela análise do gráfico podemos concluir que exatamente onde a 
velocidade da reação direta se iguala a velocidade da reação inversa 
estabelece-se o equilíbrio químico (∆𝐆 = 𝟎) e as concentrações permanecem 
constantes. O equilíbrio químico é um equilíbrio dinâmico e nunca estático, isso 
quer dizer que as reações, tanto direta quanto inversa continuam ocorrendo, mas 
as concentrações não se alteram devido ao fato de ser consumidos e produzidos 
na mesma velocidade. 
 
 
 
3.2 EQUILÍBRIO DA DISSOCIAÇÃO ÁCIDO-BASE 
Um ácido ou uma base quando em meio aquoso ocorre um processo de 
dissociação (no caso do ácido é correto chamarmos de ionização). Esse pode ser 
representado abaixo pela equação (5): 
 
 HA ⇌ H( ) + A( ) (5) 
O princípio de Le Chatelier afirma que em um sistema em equilíbrio ao ser realizado um 
perturbação, o sistema irá reagir contrário a perturbação no sentido de restabelecer a 
condição de equilíbrio químico.
 
 
 
 
 
 
 
 
 
38 
 
 
 
 
Aplicando-se a lei de ação das massas no processo que o ácido sofreu, é 
possível também encontrarmos uma equação de equilíbrio como abordamos na 
equação (4), temos no entanto a equação (6): 
 
 
K =
[H ][A ]
[HA]
 (6) 
 
No entanto essa constante como é para um ácido podemos denominá-la 
de K sendo o a relativo ao ácido. Assim, a equação (6) se transforma na equação 
(7): 
 
 
K =
[H ][A ]
[HA]
 (7) 
 
O K é a constante de equilíbrio do ácido em questão, e que também pode 
ser usado para medir sua força, uma vez que vimos anteriormente que o valor da 
constante de equilíbrio pode levar a uma compreensão se na condição de 
equilíbrio prevalece maior quantidades de produtos (no caso do ácido íons) ou 
reagentes (no caso do ácido na forma molecular) e assim possibilitando saber 
relativamente o potencial de ionização do ácido em questão. 
Se for a uma base o raciocínio é o mesmo, somente a constante Keq é então 
denominada K devido ser uma base. Vejamos abaixo a dissociação de uma base 
em meio aquoso: 
 
 MOH ⇌ M( ) + OH( ) (8) 
 
Assim temos a relação dada pela equação (9): 
 
 
K =
[M ][OH ]
[MOH]
 (9) 
 
Como exemplo numérico vejamos abaixo na Figura 11 uma tabela 
contendo os principais ácidos e o valor de suas constantes de ionização. Observe 
também que é possível correlacionara força de um ácido com sua constante 
conforme é expresso raciocínio na Figura 11. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
39 
 
 
 
Figura 11: Constantes de ionização (dissociação) de alguns ácidos a 25 ºC 
 
Fonte: Adaptado de Skoog et. al. (2014) 
 
Ácidos que contém apenas um hidrogênio ionizável em sua estrutura é 
denominado ácido monoprótico, isso se dever ao fato do ácido se ionizar e liberar 
apenas 1 H , já o hidrogênio na sua forma isotópica mais abundante e neutra ele 
possui um próton e 1 elétron em sua estrutura ao se ionizar ele perde esse elétron e 
fica apenas um próton, daí o nome monoprótico. A ionização dos ácidos 
monopróticos já apresentamos anteriormente seu processo de ionização e o 
cálculo de sua constante K , mas existe ácidos que são polipróticos, ou seja, 
possuem 2 ou mais hidrogênios ionizáveis. Assim essa ionização ocorre em estágios. 
Vejamos o exemplo abaixo da ionização do ácido sulfúrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
40 
 
 
 
H SO ( ) → + HSO ( ) 1°estágio de ionização 
HSO ( ) → H( ) + SO ( ) 2°estágio de ionização 
H SO ( ) → 2H( ) + SO ( ) ionização total 
 
Assim podemos ver que a ionização total é a soma das duas etapas de 
ionização, como a espécie HSO ( ) aparece como reagente e produtos em 
etapas diferentes em quantidades equimolares, ao somar para achar a equação e 
ionização total elas podem ser simplificadas não aparecendo, isso quer dizer 
quimicamente falando que a espécie HSO ( ) (bissulfato ou hidrogeno sulfato) no 
segundo estágio de ionização é totalmente consumido para se converter em 
ânion. 
Cada estágio de ionização do ácido possui um processo de equilíbrio e 
portanto, cada um pode ter uma equação de K . Vejamos abaixo: 
 
H SO ( ) → + HSO ( ) 1°estágio de ionização 
 
K =
[H ][HSO ]
[H SO ]
= 4 ∙ 10 (a 20 ºC) 
 
HSO ( ) → H( ) + SO ( ) 2°estágio de ionização 
 
K =
[H ][SO ]
[HSO ]
= 1,27 ∙ 10 (a 20 ºC) 
 
Observe que K > K , isso se deve por um princípio de equilíbrio químico 
no qual o primeiro estágio será sempre mais completo que o segundo estágio. 
Sendo assim, em um ácido poliprótico podemos generalizar que K > K >
 K . . . . > K . 
 
Exemplo: Calcule a concentração de íons HS e S numa solução saturada de 
gás sulfídrico. Sabemos que uma solução de gás sulfídrico quando se encontra a 
20°C e 1 atm de pressão é aproximadamente 0,1 M. Dados: K = 8,73 ∙ 10 e 
K = 3,63 ∙ 10 ambos a 20°C (VOGEL, 1981). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
41 
 
 
 
RESOLUÇÃO: 
 
K =
[H ][HS ]
[H S]
= 8,73 ∙ 10 
 
K =
[H ][S ]
[HS ]
= 3,63 ∙ 10 
 
Observando o valor da segunda constante podemos perceber que o valor é 
muito pequeno, assim podemos concluir que o valor de [S ] é acentuadamente 
pequeno. Nesse caso, precisamos considerar apenas o primeiro estágio de 
ionização e então aplicamos a correlação: 
 
[H ] = [S ] 
 
Como observamos que a ionização total é bem baixa das duas etapas, 
podemos considerar a concentração 0,1M como a concentração do H S não 
dissociado. Para entender melhor pense e um valor X, agora pense em um valor 
muito menor que X, assim X – o valor que pensou é quase igual a X, já que o valor 
que pensou é insignificante perto de X. Assim o valor ionizado menos o 0,1M do H S 
não dissociado pode ser considerado 0,1M. 
 
[H S] = 0,1 M 
 
Tem-se que: 
 
K =
[H ][HS ]
[H S]
 
 
Reorganizando-se a equação obtem-se: 
 
K ∙ [H S] = [H ][HS ] 
 
Sendo que a reação se processa 1:1 (Já que na reação [H ] = [HS ]) 
podemos usar um artifício matemático, pois quando temos duas variáveis 
algébricas em que temos certeza de que seus valores são iguais (não sabemos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
42 
 
 
 
qual o valor mas sabemos que são iguais), podemos usar apenas a que queremos 
determinar ao quadrado quando ambas são um produto. Sendo assim: 
 
[HS ] = K . [H S] 
 
[HS ] = 8,73 ∙ 10 ∙ 0,1 = 2,95 ∙ 10 
 
Para calcularmos [S ] procedemos então: 
 
K =
[H ][S ]
[HS ]
 
 
Assim: 
 
K ∙ [HS ] = [H ][S ] 
 
Então: 
 
[S ] = K
[HS ]
[H ]
 
 
Já que [H ] = [HS ] podemos simplificar os dois termos na equação ficando: 
 
[S ] = K
[HS ]
[H ]
= K 
 
Assim definimos que: 
 
[S ] = K = 3,63 ∙ 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 
 
A ionização de ácidos fortes em água, ou seja, de 𝐾 elevado, produz um 
efeito que é denominado de efeito nivelador. Esse efeito ocorre porque a água não 
consegue distinguir a força de um ácido, sendo que ao ionizar o H se liga na água 
formando o íon hidrônio H O (cátion). Assim quando o K é elevado, quanto mais 
ácido tiver na água, maior a ionização e consequente formação de hidrônio. 
Podemos dizer no popular que a ionização de um ácido forte em termos da 
concentração H na água “não faz diferença a natureza do ácido”, ou seja, 
“qualquer um ácido, sendo forte, produz o mesmo efeito”. Assim ao invés de 
representarmos a ionização liberando o H , podemos representar conforme a 
equação (10) abaixo sendo HA um ácido forte: 
 
 HA( ) + H O( ) ⇌ H O( ) + A( ) (10) 
 
3.3 EQUILÍBRIO IÔNICO EM MEIO AQUOSO 
A água quando no seu estado líquido possui um processo de equilíbrio entre 
os íons que ela produz por um processo de auto ionização. Sua autoionização 
pode ser representada abaixo pela equação (11): 
 
 H O( ) ⇌ H(aq)
+ + OH(aq)
− (11) 
 
Como esse processo ocorre até que chegue em um equilíbrio, lembremos 
que todo equilíbrio depende da temperatura, então a variação de temperatura 
altera esse estado de equilíbrio e pelo princípio de Le Chatelier o sistema buscará 
novamente o estado de equilíbrio. Podemos então escrever a equação (6) e 
determinar a constante de equilíbrio desse processo (12). Vejamos abaixo: 
 
 
K =
[H ][OH ]
[H O]
 (12) 
 
Como substâncias puras ou sólidas não fazem parte da equação podemos 
escrever essa equação retirando a água e substituindo K por K (sendo que 
água em inglês se escreve water). A nova relação de equilíbrio se torna então na 
equação (13): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
 
 
 
 K = [H ][OH ] (13) 
 
Foi Friedrich Kohlrausch (1840-1910) que comprovou que a água mesmo em 
uma intensidade muito pequena conduz corrente elétrica. Assim o valor da 
constante varia de acordo com a temperatura como discutimos no início desse 
tópico. Veja na Tabela 1 a variação da constante K em função da temperatura. 
 
Tabela 1: Variação de Kw em função da temperatura 
Temperatura (ºC) 𝐊𝐰 
0 0,114 ∙ 10 
25 1,01 ∙ 10 
50 5,97 ∙ 10 
Fonte: Adaptado de Skoog et. al. (2014) 
 
Assim como podemos ver na Tabela 1, a temperatura ambiente de 25°C o 
valor de Kw é 1,01 ∙ 10 , assim como 1,01 é próximo de um e a ordem 10 é bem 
pequena, podemos arredondar para 1 em vez e 1,01 e assim falarmos que Kw= 
K = 10−14. 
Se: 
K = [H ][OH ] 
 
Então: 
10 = [H ][OH ] 
 
Podemos assim usar o mesmo raciocínio que usamos para determinar no 
exemplo anterior a concentração de HS-, para acharmos aqui a concentração de 
H já que o valor de [H ] = [OH ] devido ao fato serem equimolares 1:1 na reação 
acima demonstrada de autoionização. 
Assim: 
[H ] = 10 
 
Então: 
 [H ] = √10 
 
Portanto 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
 
 
 [H ] = 10 
 
Lembremos que se está entre colchete e estamos usando as Unidade 
concentração mol. L , o nosso resultado também será em mol. L . Podemos assim 
concluir que a 25°C temperatura que usamos o K , a água possui uma 
concentração de íons em equilíbrio (lembre-se que equilíbrio não quer dizer 
necessariamente igual, nesse caso é) sendo: 
 
[H ] = [OH ] 
[10 ] = [10 ] 
 
A maior confirmação que temos que está em equilíbrio é que o produto 
iônico dos dois íons é igual a 10 (mol. L ) , sendo assim caso aumente a 
concentração de H para 10 (mol. L ), a concentração de OH passará a ser 
10 (mol. L ), já que o produto (multiplicação) entre os dois deve ser a constante 
Kw que é igual a 10 (mol. L). 
No entanto um grande Químico de nome conhecido Soren Sorensen 
trabalhando com processos em uma cervejaria propôs uma melhor forma de 
compreendermos esse equilíbrio transformando em uma forma mais fácil de 
trabalhar. Como a concentração hidrogeniônica e hidroxiliônica está na escala de 
expoente na ordem 10, ou seja, comportamento exponencial, ele transformou com 
um cálculo empegando uma função inversa, a função logarítmica, pois ao aplicar 
a função logarítmica em expoentes de ordem pequena, passam a uma escala de 
números maiores e mais fáceis de serem visualizados. Assim com o K é igual a 
10 (mol. L ) , as escalas variam de 0 a 14. Foram assim propostas duas escalas 
sendo pH e pOH. 
O p indica a aplicação do – log, já o H a concentração hidrogeniônica (14) 
(de hidrogênio) e OH a concentração hidroxiliônica (15) (de hidroxila) ficando da 
seguinte forma: 
 
 pH = −log[H ] (14) 
 
 pOH = −log[OH ] (15) 
 
Assim podemos calcular o pH da água pura a 25°C, já que anteriormente 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
46 
 
 
 
vimos pelo K que a água pura possui uma concentração hidrogeniônica igual a 
10 mol. L . Assim o pH será igual a: 
pH = −log[10 ] 
 
Como a base do log é 10, existe uma propriedade que estabelece que base 
do logaritmo igual ao logaritmando, o resultado é igual ao expoente, ou seje, -7, 
como tem um menos no log, então resultado igual a 7. 
 
pH = −log[7] 
 
Nessa condição a água pura é neutra, ou seja [H ] = [OH ] sendo assim além 
de igual existe o equilíbrio, ao adicionar ácido base alteramos as concentrações 
ficando em uma das duas condições abaixo: 
 
[H ] > [OH ] 
 
Ou 
 
[H ] < [OH ] 
 
Mesmo estando em uma das duas condições acima o sistema se encontra 
em equilíbrio, o que vai alterar é que na condição em que [H ] > [OH ] o pH é 
abaixo de 7 já que a concentração de H+ é maior que 10 mol. L , e, na condição 
em que [H ] < [OH ] o pH é maior que 7 já que a concentração de H+ é menor que 
10 mol. L . O mesmo raciocínio é válido para a escala de pOH, mas essa escala é 
pouco usada, é comum empregarmos a escala de pH. 
 
 
 
 
 
https://bit.ly/3mpoZfw 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
47 
 
 
 
3.4 HIDRÓLISE SALINA 
Espécies salinas ao se dissociar em meio aquoso nem sempre deixam de 
alterar o pH do meio demonstrando não ter uma ração neutra. Isso é devido a 
reação dos íons presentes nos sais com os íons H e OH da autoionização da 
água. O que vai fazer com que essa reação não seja neutra é a constante de 
equilíbrio (força) das espécies que forneceram os íons para produzir o sal em 
questão. Teremos 4 casos distintos que nos dão subsidio para analisar caso a caso. 
Vejamos então quais são os 4 casos em questão: 
 
 Reação de um sal proveniente de um ácido forte e uma base forte 
 Reação de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte 
 Reação de um sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca 
 Reação de um sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca 
 
Para isso vamos a cada caso para que assim tenhamos uma melhor 
compreensão. 
 
Sal proveniente de um ácido forte e uma base forte: Como exemplo para este caso 
temos o NaCl, pois o sal ao ser obtido por meio de uma reação química é produto 
de uma reação de neutralização do NaOH (hidróxido de sódio) e o HCl (ácido 
clorídrico). Nesse caso tanto a base que foi empregada para obter o sal assim 
como o ácido são fortes. Então vamos analisar a reação de hidrólise desse sal. 
 
NaCl( ) + H O( ) ⇌ NaOH( ) + HCl( ) 
 
Observe que os produtos são os mesmos que dão origem ao sal, então ele 
possui um alfa de dissociação próximo de 100%. Assim as substâncias os íons 
envolvidos continuam dissociados e presentes da mesma forma na água, com 
dizemos que esse sal não sofre hidrólise, já que se evaporamos a água presente o 
Na e Cl por uma forte atração eletrostática retornarão à condição de um sólido 
iônico ao final do processo. Com isso, sais desse tipo não alteram o pH do meio, se 
a água for neutra ela permanecerá neutra com seu pH igual a 7. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
48 
 
 
 
Sal proveniente de um ácido fraco e uma base forte: Vejamos como exemplo da 
nossa análise o acetato de sódio (CH COONa). Sendo o sal obtido por meio de uma 
reação química que é produto de uma reação de neutralização do NaOH 
(hidróxido de sódio) e o CH COONa (ácido acético ou ácido etanoico). Nesse caso 
a base que foi empregada para obter o sal é forte o ácido é fraco. Podemos 
concluir analisando a constante do ácido acético, o K do ácido acético é 1,76 ∙
 10 a 20°C. Como o valor da constante é muito baixo, isso indica que ele é um 
ácido fraco como vimos nos tópicos anteriores, ou seja, a maior fração do ácido 
em solução permanece em sua forma molecular e apenas uma pequena porção 
na sua forma ionizada. Então vamos analisar a reação de hidrólise desse sal. 
 
CH COONa( ) + H O( ) ⇌ CH COOOH( ) + NaOH( ) 
 
Observe que temos como produto dessa reação o hidróxido de sódio e o 
ácido acético. Vamos analisar cada produto. O hidróxido de sódio é uma base 
forte possui um alfa próximo de 100%, assim permanecerá totalmente na forma 
iônica em meio da solução, já o ácido acético é um ácido fraco, ou seja, ao ser 
formado sua maior parte irá fica na forma molecular e uma pequena parte na 
forma de íons liberando H . Assim ao dissolver um certo número de mol do sal em 
meio aquoso e ocorrendo a hidrólise, o hidróxido de sódio deixa disponível em 
meio aquoso 100% de íons OH , já o ácido acético disponibiliza apenas uma 
pequena quantidade de íons H , já que ele fica na sua maior parte na forma 
molecular. Assim ocorre um desequilíbrio na quantidade de íons OH e H . No 
entanto como temos uma liberação de OH maior que H podemos concluir que 
[OH ] > [H ] 
No entanto nesse caso ocorre alteração do pH devido ao aumento da 
concentração de OH e redução da concentração de H no equilíbrio. O 
pH resultante nesse caso é alcalino. Para calcularmos o novo pH empregamos a 
equação (16): 
 
 
pH = 7 +
1
2
 pK + 
1
2
 log(C) (16) 
 
Sendo C a concentração do sal em questão. Vamos calcular o pH de uma 
solução de acetato de sódio 0,1M estando à temperatura ambiente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
49 
 
 
 
Anteriormente falamos que a constante K do ácido acético é 1,76 ∙ 10 nessas 
condições. Assim precisamos primeiro achar o pK. Nessa Unidade no tópico 3.2 
fornecemos a seguinte equação (17): 
 pK = − log(K ) (17) 
 
Vamos então aplica-la para determinarmos o K . 
 
pK = − log(K ) 
 
pK = − log(1,76 ∙ 10 ) 
 
pK = − log(4,76) 
 
Como o pK determinado, agora é empregarmos a equação (16) desse 
caso (lembrando que C do sal é 0,1M): 
 
pH = 7 +
1
2
 4,76 + 
1
2
 log(0,1) 
 
pH = 7 +
4,76
2
−
1
2
 
 
pH = 8,88 
 
Com vimos na parte teórica o pH resultante é alcalino, assim o valor desse 
caso é 8,88 o que indica uma maior concentração de OH em relação a H no 
equilíbrio. 
 
Sal proveniente de um ácido forte e uma base fraca: Vejamos como exemplo da 
nossa análise o cloreto de amônio (NH Cl). Sendo o sal obtido por meio de uma 
reação química que é produto de uma reação de neutralização do NH OH 
(hidróxido de amônio) e o HCl (ácido clorídrico). Nesse caso a base que foi 
empregada para obter o sal é fraca o ácido é forte. Podemos concluir analisando 
a constante da base, o K do hidróxido de amônio é 1,71 ∙ 10 a 20°C. Como o 
valor da constante é muito baixa, isso indica que ele é uma base fraca como 
vimos nos tópicos anteriores, ou seja, a maior fração da base em solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
50 
 
 
 
permanece em sua forma não dissociada e apenas uma pequena porção na sua 
forma dissociada. Então vamos analisar a reação de hidrólise desse sal. 
 
NH Cl ( ) + H O( ) ⇌ HCl( ) + NH OH( ) 
 
Observe que temos como produto dessa reação o hidróxido de amônio e o 
ácido clorídrico. Vamos analisar cada produto. O hidróxidode amônio é uma base 
fraca ao ser formado sua maior parte irá fica na forma molecular e uma pequena 
parte na forma de íons liberando OH . Já o ácido clorídrico é um ácido forte com 
alfa próximo a 100% ficando totalmente ionizado em solução. Assim ao dissolver um 
certo número de mol do sal em meio aquoso e ocorrendo a hidrólise, o HCl deixa 
disponível em meio aquoso 100% de íons H , já o NH OH disponibiliza apenas uma 
pequena quantidade de íons OH , já que ele fica na sua maior parte na forma 
molecular. Assim ocorre um desequilíbrio na quantidade de íons OH e H . No 
entanto como temos uma liberação de H maior que OH podemos concluir que 
[H ] > [OH ]. 
No entanto nesse caso ocorre alteração do pH devido ao aumento da 
concentração de H e redução da concentração de OH no equilíbrio. O 
pH resultante nesse caso se encontra na região de acidez. Para calcularmos o novo 
pH temos o mesmo raciocínio e varáveis do exemplo anterior mas empregamos 
agora uma nova equação (18) sendo ela abaixo: 
 
 
pH = 7 −
1
2
 pK − 
1
2
 log(C) (18) 
 
Sal proveniente de um ácido fraco e uma base fraca: Nesse caso o processo de 
hidrólise é um pouco mais complexo, mas não muito diferente do anterior. Agora 
vamos lembrar que tanto ácido ou base que deram origem ao sal são fracos, 
todavia cada uma possui uma constante K ou capacidade de se dissociar 
diferente mesmo sendo fraco. Assim temos: 
 
 Sendo K > K - se o ácido que deu origem ao sal for mais forte que base que 
deu origem ao sal o equilíbrio ficará [H ] > [OH ] e a solução será ácida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
51 
 
 
 
 Sendo K > K - se a base que deu origem ao sal for mais forte que o ácido que 
deu origem ao sal o equilíbrio ficará [OH ] > [H ] e a solução será alcalina. 
 Sendo K = K - se forem fracos na mesma intensidade, então [H ] = [OH ] e da 
mesma forma que no primeiro caso que iniciamos estudando em hidrólise a 
solução permanecerá neutra não alterando seu pH. 
Para determinarmos um valor aproximado para [H ] empregamos outra 
equação (19) desde que K e K não sejam diferentes demais, sendo ela: 
 
 1
[H ]
= K
K
K
 (19) 
 
 
 
3.5 SOLUÇÃO TAMPÃO (BUFFER) 
Uma solução tampão é formada por um sistema contendo íons comuns, e 
seu mecanismo de ação é através do efeito do íon comum que pode ser 
explicado pelo princípio de Le Chatelier que vimos acima, ou seja, um sistema em 
equilíbrio reage contrário a perturbação ocorrida para retornar a condição de 
equilíbrio. 
Vamos analisar um sistema formado por um sal e um ácido e ambos 
possuindo o mesmo ânion, ou seja, o ânion é o íon comum. Como exemplo vamos 
usar uma solução de ácido acético e acetato de sódio. O íon comum nesse caso 
será o acetato. Vejamos suas equações de dissociação: 
 
 
CH COOH( ) ⇌ CH COO ( ) + H ( )
 
CH COONa ( ) ⇌ CH COO ( ) + Na ( )
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
52 
 
 
 
Observe que ambos liberam o ânion acetato (CH COO ) que nesse caso é o 
íon comum, e somente a primeira libera H . Obviamente o acetato de sódio 
sofrerá uma hidrólise e até que chegue no equilíbrio o teremos um valor de pH. No 
entanto a partir desse momento a solução estará tamponada (pH tenderá a ficar 
constante) com o efeito do íon comum, sendo que se adicionarmos uma 
quantidade pequena (dentro do que o sistema suporta) de OH , esse OH 
adicionado irá reagir com H , e assim pode pensar que isso fará o pH alterar, o que 
não ocorre, já que quando adicionamos o acetato no sistema na forma do sal o 
sistema estava em equilíbrio, então o acetato deslocou o equilíbrio, sendo que 
adicionamos um produto do equilíbrio e esse deslocamento pelo princípio de Le 
Chatelier foi para a esquerda (sentido dos reagentes), assim fez “um estoque de H 
na forma molecular” e tendo um determinado valor de pH. E ao adicionar o OH 
como relatamos, ele realmente consome o H , mas ao retirarmos OH ocorre pelo 
princípio de Le Chatelier o descolamento para a direita (produto) adicionando 
novamente H (o que foi consumido é reposto) e assim mantendo a concentração 
constante do H e em equilíbrio. Assim o pH não altera, até que o tamponamento 
aguente. Para calcularmos a concentração de H usamos a equação (20), Onde 
C é a concentração do sal e C é do ácido. 
 
 
[H ] = K
C
C
 (20) 
 
Para calcularmos o pH podemos usar a concentração de H determinada 
na equação anterior e com a equação de pH ( pH = − log[H ] )calcularmos ou 
então podemos empregar diretamente a equação (21): 
 
 
pH = pK + log
C
C
 (21) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
53 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Cloreto de anilina, muitas vezes citado como cloreto ou cloridrato de anilina é 
um sal de amônio aromático. Pode ser preparado pela reação de anilina com 
ácido clorídrico: 
 
C H NH + HCl → C H NH Cl 
 
Em solução aquosa, a dissociação do sal para formar Cl- e C6H5NH3+ é completa. 
O ácido fraco C6H5NH3+ se dissocia de acordo com o que segue: 
 
C H NH
( )
+ H O( ) ⇌ C H NH ( ) + H O( ) 
 
Dados: 
K (C H NH ) = 2,51 ∙ 10 
H O = C H NH 
 
 
Podemos afirma que a concentração do íon hidrônio em uma solução de cloreto 
de anilina (C H NH Cl) 2,0 x10-4mol L-1 é: 
 
a) 7,09 x 10-5 mol.L-1 
b) 9,2 x 10-3 mol.L-1 
c) 5,2 x 10-4 mol.L-1 
d) 1,2 x 10-3 mol.L-1 
e) 9,2 x 10-6 mol.L-1 
 
2. A consntante K de equilíbrio está associado a cada etapa de ionização de um 
ácido politprótico. Marque a opção correta quanto a relação entre valores K 
para uma ionização de ácidos com relação a sua etapa. 
 
a) K = K = K = K 
b) K > K > K 
c) K < K < K3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
54 
 
 
 
d) Não existe correlação entre K 
e) K > K > K 
 
3. Em relação a uma solução de pH = 5 a 25 ºC e 1 atm foram feitas algumas 
afirmações: 
 
I) [H ] = 10 mol/L 
II) o meio é ácido 
III) pH = log[ H ] 
IV) 14 = [H ] + [OH ] 
 
São verdadeiras as afirmativas: 
a) I e III 
b) I e II 
c) II e III 
d) II, III e IV 
e) I, II, III e IV 
 
4. Considerando soluções aquosas a 25 ºC e 1 atm, associe a coluna da direita de 
acordo com a esquerda. 
 I) soluções ácidas (MM) [H ] = 10 mol/L 
 II) soluções básicas (MM) [OH ] = 10 mol/L 
 III) soluções neutras (MM) [H ] = 10 mol/L 
 
(MM) [OH ] = 10 mol/L 
(MM) [H ] = 10 mol/L 
 
 A sequência CORRETA de associação, de cima para baixo, é: 
a) I, II, III, I, III 
b) I, III, II, I, II 
c) I, II, III, I, II 
d) I, II, II, I, I 
e) I, III, I, II, III 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 
 
5. Constatou-se que uma amostra de suco de laranja possui pH = 4. As 
concentrações de H+ e OH no suco são, em mol/L, respectivamente: 
 
a) 10 2 e 10 12 
b) 10 7 e 10 7 
c) 10 4 e 10 10 
d) 10 8 e 10 6 
e) 10 6 e 10 8 
 
6. A tabela a seguir fornece a concentração hidrogeniônica ou hidroxiliônica a 
25°C, em mol/L, de alguns produtos: 
 
 
Com base nesses dados, NÃO é correto afirmar que: 
 
a) a água do mar tem pOH = 6; 
b) a água com gás tem pH maior do que a Coca-Cola e menor do que o leite de 
vaca; 
c) a água do mar tem pH básico; 
d) a clara de ovo é mais básica que o leite de vaca; 
e) a clara de ovo tem maior pH do que a água do mar. 
 
7. Qual o pH de uma solução de cloreto de amônio 0,1M sabendo que o hidróxido 
de amônio apresenta um Kb nas condições dadas de 1,71 x 10-5. 
 
a) 2,0 
b) 3,5 
c) 2,18 
d) 5,17 
e) 4,85 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
56 
 
 
 
8. Soluções tampões são empregadas para controlar o pH de sistemas que ao 
receberem pequena quantidade de ácido ou base o seu pH não altere 
significativamente, pois este mecanismo está elucidado no efeito do íon comum. 
Considerando uma solução tampão preparada com volumes iguais de uma 
solução que é 0,400 mol. L em ácido fórmico e 1,00 mol. L em formiato de 
sódio. Dados: (K = 1,80 ∙ 10 ). O seu pH é: 
 
a) 5,5 
b) 4,14 
c) 4,7 
d) 3,8 
e) 5,1757 
 
 
 
TÉCNICAS LABORATORIAIS DE 
ANÁLISE QUALITATIVA 
INORGÂNICA 
 
 
4.1 INTRODUÇÃO 
A análise qualitativa inorgânica é uma área que demanda um grande 
conhecimento de manipulação em laboratório tanto para ser obter resultados 
satisfatórios quanto para a segurança do analista. O conhecimento das técnicas 
necessárias se faz como um pré-requisito para que o mesmo consiga caminhar em 
sua marcha analítica e assim obter a separação de cátions e ânions e 
posteriormente sua identificação final que é o objetivo. 
Um estudante de química analítica qualitativa inorgânica deve estar 
familiarizado com operações tais como preparo de soluções, evaporação, 
destilação, cristalização, filtração, precipitação, montagem de estruturas com 
tubos de vidros dobráveis, decantação, perfuração de rolhas, preparação de 
tubos de calcinação. A análise qualitativa em laboratório pode ser realizada em 
escalas diferentes. Sendo as escalas podendo ser observada na Tabela 2: 
 
Tabela 2: Divisão de escala em química analítica qualitativa 
NOME DA ESCALA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA EMPREGADA (g) VOLUME (mL) 
Macroanálise 0,5 a 1 Cerca de 20 
Semimicronálise 0,05 Cerca de 1 
Microanálise 0,0005 0,01 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
As escalas de melhor trabalho para um estudante são as escalas 
marcoanálise e a semimicroanálise. Vamos aqui destacar algumas vantagens ao 
escolher a semimicronálise. A primeira é o consumo reduzido de reagentes e assim 
contenção de despesas financeiras. A segunda é uma maior produtividade em 
laboratório já que se trabalha com uma quantidade menor de reagente e assim 
torna uma reação mais rápida, maior facilidade de manipulações de técnicas 
como filtração, lavagem de precipitados, evaporação etc. A terceira é o ganho 
na eficiência já que a escala permite usar uma centrífuga quando se trata das 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
58 
 
 
 
lavagens de precipitados em substituição ao emprego de um filtro. Quarto é a 
redução da produção de gases tóxicos ou odorentos já que se trabalha com 
menor quantidade de reagentes. Quinto é a redução de espaços no laboratório 
tanto para estoques já que necessita de uma quantidade menor de reagentes e os 
equipamentos são compactos bem como uma melhor acomodação reduzindo 
também riscos de acidentes. 
 
4.2 REAÇÕES POR VIA SECA 
Ao se realizar um ensaio analítico qualitativo inorgânico é possível realizar em 
grande número por via seca, ou seja, via seca quer dizer sem fazer o ataque da 
amostra ou dissolver a amostra transformado a em solução. Uma das vantagens do 
emprego de ensaios por via seca é otimiza o tempo já que reduz o preparo de 
uma amostra. A desvantagem é que normalmente se trabalha com operações de 
aquecimento intenso e assim aumenta o risco de acidente no laboratório. 
Vamos agora conhecer as operações por via seca mais empregadas em 
química analítica qualitativa inorgânica: 
 
Aquecimento: A substância em questão é adicionada no interior de um pequeno 
tubo de calcinação. O tubo normalmente é preparado em laboratório aquecendo 
um tubo de vidro mole na chama do bico de Bunsen, iniciando de forma suave e 
no final de forma mais intensa. É comum nos ensaios de aquecimento também 
empregar tubos de ensaio de 60-70 mm x 7-8 mm. O objetivo desse ensaio é 
analisar o comportamento do material ao longo do aquecimento, assim, as 
modificações mais comuns utilizadas para identificação da amostra são 
sublimações, fusões, decomposições, mudanças de cor, desprendimentos de 
gases. 
Ensaio de Maçarico de Sopro: Nesse ensaio a entrada de ar do bico de Bunsen 
deve estar completamente fechada com o objetivo de produzir uma chama 
luminosa que possui em média 5 cm de comprimento. Com um tubo de sopro 
bucal colocado próximo a chama e então sopra-se de forma leve e de forma que 
o cone interno do tubo incida sobre a substância em análise, a chama formada 
será redutora. Já para se obter uma chama oxidante é necessário que o tubo de 
sopro bucal esteja um terço dentro da chama e o sopro deverá ser de forma 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
59 
 
 
 
intensa na direção paralela ao topo do queimador e assim apenas o final extremo 
da chama que deve incidir sobre a substância em análise. 
Os ensaios em questão precisam de serem realizados em um pedaço de 
carvão vegetal bem limpo, onde é realizado no mesmo uma cavidade diminuta 
com uma faca. Na cavidade produzida é adicionado uma pequena porção da 
substância em análise, que assim é aquecida na chama oxidante. Os sólidos 
cristalinos representados pelos sais quebram-se em fragmentos menores, assim a 
queima é um indicativo que contém um agente oxidante tais como cloratos, 
nitratos ou até nitritos. Também é usual, a substância ser mesclada com 
aproximadamente o dobro de sua quantidade com carbonato de sódio anidro ou 
se preferir misturar fundente (mistura equimolar de carbonato de sódio e potássio) 
na chama redutora. A reação que se inicia é a produção de carbonatos dos 
cátions da amostra bem como de sais alcalinos dos ânions. Uma das propriedades 
dos sais alcalinos é serem adsorvidos pela porosidade do carvão sendo o que 
acontece nesse processo, já os carbonatos são decompostos em sua maior fração 
em óxidos e dióxidos de carbono. Na continuidade os óxidos de metais podem 
serem decompostos e assim reduzidos a sua forma metálica ou até não serem 
alterados. O produto final desse processo dependerá da propriedade e 
composição da amostra inicial. 
Ensaios de Chama: O entendimento e aplicação das técnicas de operações que 
objetivam observar a coloração de uma chama e outros testes como os ensaios de 
pérolas que veremos em sequência, faz se necessário adquirir conhecimento da 
estrutura da chama não luminosa que se produz em um bico de Bunsen (Figura 12). 
 
Figura 12: Regiões da chama de um bico de Bunsen 
 
Fonte: Adaptado de Feltre (2004a) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
60 
 
 
 
Uma chama do bico de Bunsen não-luminosa pode ser dividida em três 
regiões. Uma região interna no formato de um cone de cor azul que é composta 
principalmente pelo gás não queimado. Uma região luminosa que só pode ser 
visualizada quando os orifícios de ar estão fechados. Uma região externa no qual é 
realizado a queima total do gás. 
Assim agora podemos abordar os ensaios de chama. Existe uma classe de 
compostos que quando combinados com certos metais podem ser levados a 
chama não-luminosa do bico de Bunsen e assim ocorrer a volatilização desses 
compostos e consequentemente a excitação dos metais que o compõem 
conferido cor característica e assim permitindo sua identificação qualitativa. Entre 
as classes de compostos com maior facilidade de volatilização desses metais estão 
os cloretos, no entanto a técnica denominada teste de chama se baseia em 
empregar um fio de platina (devido ser inerte) cerca de 5 cm e 0,0-0,05 mm de 
comprimento e deve ser fixado por meio de fusão a extremidade de um tubo de 
vidro que assim terá a função de suporte. Realiza-se a imersão do fio de platina em 
uma solução de ácido clorídrico concentrado e realizar seu aquecimento na zona 
de fusão do bico de Bunsen a fim de realizar sua limpeza e assim remover os 
interferentes. O fio estará livre de interferentes quando não mais emitir nenhuma 
coloração. Então o fio é imerso em solução de ácido clorídrico concentração e 
em sequência em uma porção da substância a ser analisada, assim a substância 
se adere ao fio de platina e então é levada a zona oxidante inferior da chama do 
bico de Bunsen e assim é observado a coloração emitida pela amostra em análise. 
 
Ensaios de pérola de bórax: O ensaio com pérola de bórax é realizado 
empregando um fio de platina igual ao que é usado no ensaio de chama. É 
confeccionado uma alça no fio de platina em sua extremidade livre, a alça deve 
possuir uma dimensão aproximadamente que der para a cabeça de um palito de 
fósforo comum atravessar tocando em suas extremidades.Após a confecção da 
alça ela deve ser levada a chama do bico de Bunsen e aquecida até o ponto de 
rubro e de forma rápida deve ser inserida em bórax pulverizado (Na2B4O7.10H2O). 
O sólido que se aderir tem que ser mantido na parte mais quente da chama do 
bico de Bunsen. Durante o processo que o sal passa ao perder sua água de 
cristalização ocorrerá um inchaço e posteriormente ocorre a contração do sal na 
alça formando assim um sólido com aspecto de uma pérola incolor e transparente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
61 
 
 
 
A pérola formada tem a composição de uma formada por anidrido e metaborato 
de sódio. 
 
Na B O → B O + 2NaBO 
 
Após a formação da pérola ela é então umedecida e inserida na substância 
de análise que deve estar em alto de grau pulverizado de forma que fique aderido 
á pérola de bórax. É necessário usar pouca quantidade para que a pérola não 
fique escura e opaca. No primeiro momento a pérola deverá ser aquecida na 
parte redutora da chama, então espera esfriar e observa a coloração formada. No 
segundo momento aquece a pérola na chama oxidante na porção mais baixa, 
então espera esfriar novamente e observa coloração formada novamente. No 
entanto a formação de cada coloração indica a presença de um tipo de metal, 
assim o estudante deve realizar o ensaio com dados da literatura de química 
analítica acerca das colorações formadas. 
Existe também ensaios com pérola de fosfato que é realizado de forma 
semelhante ao da pérola de bórax, a diferença é que se emprega o sal de fórmula 
Na(NH )HPO ∙ 4H O. 
Outro ensaio com pérola existente é com pérola de carbonato de sódio. 
Esse ensaio já é um processo da fusão de uma pequena porção de carbonato de 
sódio também em uma alça feita em um fio de platina levado a chama do bico 
de Bunsen. Assim é possível obter-se uma pérola com as características de ser 
opaca e branca. Então é só realizar os procedimentos compostos contendo os 
metais a serem analisados e comparar os resultados com a literatura de química 
analítica. 
 
4.3 REAÇÕES POR VIA ÚMIDA 
Os ensaios analíticos por via úmida são caracterizados por ocorrer em meio 
de uma solução aquosa. O objetivo dos ensaios é promover reações que formam 
precipitados, alteram a cor do sistema ou ocorre liberação de algum gás. Na 
análise qualitativa inorgânica clássica a grande maioria dos ensaios são 
conduzidos em via úmida. 
No entanto nessa obra iremos nos ater as principais operações em via 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
62 
 
 
 
úmida, já que manuseio de equipamentos e vidrarias são objetos das químicas 
básicas de domínio da técnica de manipulação laboratorial. 
Vejamos então as principais operações em via úmida: 
 
Precipitação: A precipitação se define quando realizamos uma reação química 
em uma solução cujo um dos produtos possui Kps (constante do produto de 
solubilidade) muito baixo e assim a quase totalidade do produto forma um 
precipitado com características definidas. O objetivo da precipitação na análise 
qualitativa é de separar componentes em um primeiro momento, realizando assim 
uma precipitação ou em um processo uma sequência de precipitações, claro que 
essa sequência é empregada com operações entre elas para separar como a 
filtração. A precipitação também pode ser empregada como uma parte final da 
análise, possibilitando assim a identificação da substância ou sua separação para 
uma reação de identificação. 
Para realizar uma precipitação é necessário ter um excesso de reagente 
(agente precipitante), mas isso não quer dizer deve adicionar quantidade de 
reagente excessivamente de qualquer forma. O correto é filtrar um pouco da 
mistura e assim realizar o teste do filtrado com o reagente, caso a precipitação não 
volte a ocorre a quantidade adicionado já é o suficiente. Uma quantidade 
excessiva de reagente precipitante pode levar a formação de complexos químicos 
e a dissolução parcial dos precipitados. 
 
Remoção do precipitado do filtro: Caso ocorro uma precipitação muito volumosa, 
é necessário que se faça a remoção de uma parte do precipitado para o a 
análise. Essa quantidade necessária pode ser removida empregando uma 
espátula de aço inoxidável ou níquel. Mas caso a precipitação seja escassa, 
podemos empregar dois métodos diferentes, ficando a escolha o que melhor 
couber na situação julgada pelo analista. O primeiro método é com o auxílio de 
um bastão de vidro e um tubo de ensaio, no qual o funil é colocado sobre o tubo 
de ensaio após a filtração total e com a ajuda do bastão é realizado um furo na 
parte inferior do funil, assim é lançado um jato de água com frasco lavador a fim 
de que o precipitado seja colhido no tubo de ensaio. O segundo o papel de filtro é 
retirado do funil e em cima de um vidro de relógio, logo após emprega-se uma 
espátula de aço inoxidável ou níquel para raspar o precipitado. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
63 
 
 
 
Filtração: A filtração é um processo simples, mas muito importante nas separações 
em química analítica qualitativa. A filtração se baseia no emprego de um papel de 
filtro no qual ele é armado em um funil e assim possibilita separar uma solução que 
possui em seu interior partículas sólidas, sejam elas precipitadas ou suspensas. O 
objetivo da filtração é sempre de separar o precipitado do licor mãe que 
denominaremos aqui como filtrado. 
 
 
 
Algumas técnicas em filtração precisam ser de conhecimento, uma delas é 
a escolha do tamanho do papel de filtro. Essa escolha se baseia na quantidade de 
precipitados e não no volume da solução a ser filtrada. O papel de filtro mais 
empregado é o de textura moderadamente fina. Uma solução ao ser filtrada 
nunca pode passar o limite de dois terços do funil. Quando se filtra uma solução 
cujo o precipitado não é sensível ao aquecimento, o que quer dizer que se dissolve 
de forma significante com o aumento da temperatura, assim essa solução deverá 
ser aquecida. Quando se tem um precipitado gelatinoso que acabam obstruindo 
os poros do papel de filtro e assim deixam a filtração lenta, então nesse caso 
emprega-se um papel de filtro várias vezes dobrado ou várias folhas de papel de 
filtro adicionadas sobre um funil de buchner, mas o melhor mesmo é adicionar uma 
quantidade de poupa do papel (pedaços do papel de filtro) de filtro à solução e 
assim filtrar sem problemas. Alguns precipitados tendem a passar pelo papel de 
filtro, assim é uma boa alternativa adicionar sal de amônio e assim evita a 
formação de soluções coloidais (gelatinosas), também existe como opção um 
“acelerador” de filtração Whatman que pode ser adquirido para uso. 
 
Evaporação: A evaporação consiste no aquecimento de uma solução a fim de 
reduzir seu volume por meio da evaporação do solvente. Normalmente esse 
processo é conduzido até a secura, mas também pode ser empregado apenas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
64 
 
 
 
para reduzir o volume. 
Os processos de evaporação em química analítica qualitativa são 
conduzidos em uma placa de evaporação ou uma cápsula de porcelana, sendo 
a capacidade do recipiente necessário menor possível dentro da necessidade do 
volume a ser reduzido, pois quanto menor mais rápido será o processo. A 
evaporação poderá ser realizada em uma tela de arame, em banho maria ou em 
uma manta aquecedora. A escolha da melhor forma dependerá de uma análise 
entre velocidade requerida e natureza da solução evaporada. Evaporações de 
substâncias nocivas devem realizadas dentro de uma capela com exaustor ligado. 
 
 
 
4.4 APARELHAGEM E OPERAÇÕES SEMIMICROANÁLITICAS 
Uso da capela no laboratório: Uma capela é um instrumento que tem por 
objetivo eliminar a inalação de gases tóxicos. Ela é constituída por uma estrutura 
com cavidade e com uma janela comumente chamada de guilhotina sendo 
ajustável e um exaustor. A Janela (guilhotina) tem a função de se ajustar para 
evitar a inalação e o exaustor de fazer a exaustão de gases tóxicos a fim detambém evitar a inalação pelo operador. Também é comum possuir uma 
lâmpada a fim de melhorar a iluminação interna. 
O modo correto de realizar a operação em capela é: 
 
 Só realizar sua operação com a lâmpada ligada e o seu sistema de exaustão 
também acionado e perfeitamente em funcionamento. 
 Retirar qualquer utensílio laboratorial tais como frascos, vidrarias e outros 
desnecessário à tarefa que estiver realizando. 
 Fazer o ajuste da janela (guilhotina) de forma que ela permaneça com a menor 
abertura possível sem comprometer a segurança da tarefa realizada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
65 
 
 
 
 
 Durante a operação pode se ter pane no sistema de exaustão. Então quais são 
as medidas a serem tomadas caso a pane ocorra no sistema de exaustão. 
 Primeiro se possível, fechar o fraco que está manipulando de forma rápida. 
 Fechar de forma imediata a janela da capela. 
 Comunicar a todos que a capela está com problema e fixar um aviso do lado 
de fora que não pode ser aberta. 
 
Operações com vidrarias: No cotidiano do uso do laboratório é praticamente 
impossível realizar uma atividade seja ela de ensino ou pesquisa que não 
empregue uma vidraria. O vidro que se usa para produzir utensílios domésticos que 
chamamos de vidro comum é composto basicamente por aproximadamente 70% 
de sílica e os outros 30% são óxidos de sódio, potássio, alumínio, magnésio e outros. 
Esse material vítreo possui pouca resistência mecânica e térmica, o que o torna 
não apropriado para a atividade em laboratório. O vidro empregado para fabricar 
as vidrarias de laboratório é o borossilicato que é composto por óxido de silício com 
pequena porcentagem de sódio e a ele é adicionado óxido de boro na 
porcentagem de 12%. Esse vidro sim pode ser usado para as tarefas de laboratório 
já que possui boa resistência mecânica, resistência química e excelente resistência 
térmica o tornando bem melhor do que o vidro comum para a atividade 
laboratorial. 
Um vidro em laboratório geralmente quebra por choque térmico ou por 
tensões nas montagens dos sistemas de operação. Fique atente e evite situações 
que podem levar a quebra. Quando for pegar uma vidraria aquecida e colocar 
sob uma bancada adicione uma manta que faça o isolamento térmico, a quebra 
pode causar queimaduras ou contato da pele com substâncias nocivas. 
Nas montagens de sistemas como aparelhagem de vidros, nunca devemos 
usar forças excessivas devido a sua baixa flexibilidade. Não compare as 
propriedades de vidros com metais, madeiras e outros, o vidro quebra de forma 
inesperada. Ao realizar montagem de sistemas com rolhas use os equipamentos 
corretos de proteção, tais como óculo e luvas e também use um tecido para 
envolver o tubo ocasionando maior proteção. Também é importante abrandar de 
forma prévia os cantos vivos dos tubos na chama do bico de bussen sempre 
usando a parte mais quente da chama. Por último lubrificar empregando silicone, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
66 
 
 
 
vasilina ou óleo mineral antes de inserir a rolha ao vidro. 
 
Aquecimento de líquidos: O aquecimento de líquidos é uma atividade realizada 
de forma numerosa em um laboratório e extremamente importante que seja 
realizada da forma correta para não colocar o operador em perigo. 
O mais recomendado e realizar o aquecimento em sistemas que a 
temperatura suba de forma lenta tais com chapas elétricas, manta aquecedora 
ou o banho maria de laboratório. Cuidado ao utilizar uma chapa elétrica, fique 
atento à temperatura para não ocasionar a quebra da vidraria (recipiente 
aquecido). Quando for realizar uma evaporação, monte o sistema e realize dentro 
da capela, isso é devido o evaporado por conter substâncias tóxicas que não 
podem ser inaladas. Ao aquecer um líquido contido em um tubo de ensaio no bico 
de busen, faça o aquecimento sempre movimentando a ponta na chama e muito 
atento, e atenção, não esqueça nunca de virar a boca do tubo para uma parede 
onde não tenha nada que possa estragar e também não tenha nenhuma pessoa 
a frente, de modo que se o líquido se projetar (algo sair errado) nenhuma pessoa 
se queime causando um acidente. 
 
Preparo de soluções: O preparo de soluções é algo muito usual em aulas 
experimentais. Mas para que esse preparo ocorra de forma segura são necessários 
alguns procedimentos. 
A diluição de ácidos em água é extremamente exotérmica (libera calor) o 
correto é usar o EPI’s que são luvas, óculos, jaleco e deve ocorre sempre dentro de 
uma capela. Sempre adicionar lentamente o ácido em água e nunca o contrário, 
pois o aquecimento rápido pode formar bolhas e causar queimadura. Também use 
um sistema para arrefecer a mistura. 
 
Pipetagem de soluções: Vamos aqui apresentar mais uma, e sendo a última entre 
as operações essenciais para quem vai iniciar sua vida em aulas experimentais. A 
pipetagem de soluções é uma atividade muito corriqueira em laboratório, já que 
permite separar pequenas quantidades em volume de líquidos e com certa 
precisão. A pipetagem incorreta, pode provocar queimaduras e ingestão de 
substâncias tóxicas, por isso cuidado. 
Nunca pipete uma solução empregando a boca, sempre use as ferramentas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
67 
 
 
 
adequadas que são peras, pipetadores elétricos e pipetadores automáticos. 
 
Centrifugação: Um processo de separação de um precipitado e o líquido 
sobrenadante pode ser melhor realizado com o emprego de um equipamento 
denominado centrífuga. A centrífuga é empregada para separa soluções de difícil 
decantação no qual existe uma diferença de densidade entre as duas 
substâncias, no entanto ela otimiza essa separação por aplicação da força 
centrífuga. O líquido contendo o precipitado que ainda se encontra em suspensão 
é colocado num tubo de centrifugação. O importante é que sempre coloco tubos 
com mesmo volume de líquidos e pesos iguais em lados opostos para que a 
centrífuga não perca seu balanceamento, caso não tenha tubos com amostras, 
use outros empregando água a fim de equilibrar o equipamento. Assim a 
centrífuga é tampada e acionada em rotação por um curto período de tempo. No 
entanto espera a centrífuga parar completamente e observará que ocorre a 
separação entre precipitado e líquido sobrenadante. Assim é remover os tubos e 
promover a separação para continuar a marcha analítica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
68 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Leia o trecho abaixo: 
Um estudante de química analítica___________ inorgânica deve estar 
familiarizado com _____________ tais como preparo de soluções, evaporação, 
destilação, cristalização, filtração, precipitação, montagem de estruturas com 
tubos de vidros dobráveis, decantação, perfuração de rolhas, preparação de 
tubos de __________. 
 
De acordo com o que foi estudado na Unidade IV, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
a) Qualitativa, operações e calcinação 
b) Calcinação, qualitativa e operações 
c) Operações, calcinação e qualitativa 
d) Qualitativa, calcinação e operações 
e) Operações, qualitativa e calcinações 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
 
I. A escala macroanálise emprega cerca de 0,5 a 1,0 g de sustância 
empregada e cerca de 20 mL de volume. 
II. A escala semimicroanálise emprega cerca de 0,05g de sustância 
empregada e cerca de 1 mL de volume. 
III. A escolha da escala semimicroanálise reduz o emprego de reagentes e 
aumenta produtividade no laboratório tendo em vista a redução da 
velocidade das reações químicas. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade IV, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
69 
 
 
 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
3. De acordo com o estudado na Unidade IV, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1- Procedimentode dissolução da amostra (X) Aquecimento 
2- Otimiza o tempo por dispensar o ataque da amostra (X) Via seca 
3- A substância em questão é adicionada no interior de um 
pequeno tubo de calcinação 
(X) Ataque ou 
abertura 
 
A correta associação respectivamente é: 
 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
4. Leia o trecho abaixo: 
 
No ensaio de maçarico de sopro, com um _______ de sopro bucal colocado 
próximo a chama e então sopra-se de forma leve e de forma que o cone interno 
do tubo _______ sobre a substância em análise, a chama formada será ________. Já 
para se obter uma chama oxidante é necessário que o tubo de sopro bucal esteja 
um terço dentro da chama. 
De acordo com o que foi estudado na Unidade IV, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
a) Redutora, tubo e incida 
b) Tubo, incida e redutora 
c) Incida, redutora e tubo 
d) Tubo, redutora e incida 
e) Incida, tubo e redutora 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
70 
 
 
 
5. Leia as afirmativas abaixo: 
I. Uma chama do bico de Bunsen não-luminosa pode ser dividida em três 
regiões: Uma região interna no formato de um cone de cor azul que é 
composta principalmente pelo gás não queimado. Uma região luminosa que 
só pode ser visualizada quando os orifícios de ar estão fechados. Uma região 
externa no qual é realizado a queima total do gás. 
II. Existe uma classe de compostos que quando combinados com certos metais 
podem ser levados a chama luminosa do bico de Bunsen e assim ocorrer a 
volatilização desses compostos e consequentemente a excitação dos metais 
que o compõem conferido cor característica e assim permitindo sua 
identificação qualitativa. 
III. O ensaio com pérola de bórax é realizado empregando um fio de platina 
igual ao que é usado no ensaio de chama. 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade IV, 
Marque a opção que melhor representa: 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas I e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
6. De acordo com o estudado na Unidade IV, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1- possui uma dimensão aproximadamente que 
der para a cabeça de um palito de fósforo 
comum atravessar tocando em suas 
extremidades 
(X) Pérola de fosfato 
2- A pérola formada tem a composição de uma 
formada por anidrido e metaborato de sódio. 
(X) Pérola de bórax 
3- emprega o sal de fórmula Na(NH4)HPO4.4H2O (X) Alça do fio de platino 
no ensaio de pérola 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
71 
 
 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
7. Os ensaios analíticos por via úmida são caracterizados por ocorrer em meio de 
uma solução aquosa. O objetivo dos ensaios é promover reações 
a) que formam precipitados, alteram a cor do sistema ou ocorre liberação de gás. 
b) que mudam o elemento químico (reações nucleares) 
c) que são muito lentas 
d) que não mudam o aspecto visual da solução 
e) Nenhuma das alternativas 
 
8. Leia as afirmativas abaixo: 
I. A precipitação se define quando realizamos uma reação química em uma 
solução cujo um dos produtos possui Kps muito baixo e assim a quase 
totalidade do produto forma um precipitado com características definidas. 
II. Caso a precipitação seja escassa, podemos empregar dois métodos 
diferentes, ficando a escolha o que melhor couber na situação julgada pelo 
analista. 
III. Os processos de evaporação em química analítica qualitativa são conduzidos 
em uma placa de evaporação ou uma cápsula de porcelana, sendo a 
capacidade do recipiente necessário menor possível dentro da necessidade 
do volume a ser reduzido, pois quanto menor mais rápido será o processo. 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade IV, 
Marque a opção que melhor representa: 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
72 
 
 
 
IDENTIFICAÇÃO SISTEMÁTICA DE 
CÁTIONS 
 
 
 
5.1 INTRODUÇÃO 
A identificação sistemática de cátions é o mecanismo que usamos na 
química analítica qualitativa clássica para determinas quais metais, alguns 
semimetais e o NH estão presentes em uma amostra analisada. 
A forma mais comum de realizar essa identificação é realizando um 
processo de separação baseado em suas propriedades químicas em solução 
aquosa. Para isso é necessário compreendermos o K (Constante do Produto de 
Solubilidde) que também é uma constante de equilíbrio como abordamos na 
Unidade 3 dessa obra. Vamos analisar uma equação de dissociação de um sólido 
em meio aquoso: 
 
AB( ) ⎯ A( ) + B( )
 
 
Nesse caso a equação do K desse processo será dada pela relação (22): 
 
 
K =
[A ][B ]
[AB]
 (22) 
 
Assim como abordamos na equação (13) na Unidade 3, aqui quem não 
participará da equação é o sólido. Assim AB deve ser retirado da equação do K . 
Reescrevendo, tem-se a equação (23): 
 
 K = [A ][B ] (23) 
 
Sabendo que o K da substância AB (substância hipotética para exemplo) 
é 4 ∙ 10 (mol. L ) a 25°C e que sua Massa Molar é 120 g. moL , ao se ter uma 
massa de 2,0g da mesma e ao dissolver em um béquer formando um sistema de 
100 mL a 25°C, Qual a quantidade de massa que formará de precipitado e qual 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
73 
 
 
 
quantidade que ficará dissolvida em coluna d’água. Vamos então aos cálculos: 
 Sabemos que: 
 
K = [A ][B ] 
 
Observe a relação estequiométrica da reação de dissociação do sólido é: 
 
AB( ) ⎯ 1A( ) + 1B( ) 
 
Assim podemos usar o artifício matemático que usamos anteriormente, no 
qual [A ] = [B ], sendo assim: 
 
K = [A ] 
 
Determinando o valor de A , determinamos o de B , já que ambos são 
iguais. Substituindo os valores temos: 
 
4,0 ∙ 10 = [A ] 
Então: 
[A ] = 4,0 ∙ 10 
 
Portanto: 
[A ] = 2,0 x 10 
 
Importante lembrar que a espécie entre colchete na química indica sua 
concentração mol por litro, ou seja, a Unidade é mol. L . 
Continuando o raciocínio, temos que lembrar que essa é concentração 
massa dissolvida na coluna d’água. Assim precisamos transformar em massa para 
realizarmos a comparação com o dado que nos foi fornecido. 
Sabendo-se que a concentração pode ser dada pela relação da equação 
(24): 
 
 C. mol =
m
MM. V
 (24) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
74 
 
 
 
Assim: 
 
m = MM. V. C 
 
Substituindo já que a [A ] = [B ], não precisamos de fazer correção 
matemática: 
m = 120
g
mol
∙ 1,0L ∙ 2 ∙ 10
mol
l
 
 
Assim mol por litro simplifica com mol por litro e a Unidade determinada é em 
gramas: 
m = 0,24g 
 
Ainda não finalizamos, sendo que 0,24g do sólido AB é em 1,0L, assim 
dissolvemos os 2,0g gramas inicialmente em 100 mL total, que representa 0,1L. 
Temos então: 
 
0,24g − − − 1,0L 
X − − − − 0,1L 
 
Como é a décima parte do litro, então podemos concluir que a décima 
parte dos sólido AB se dissolve em 100 mL a 25°C. No entanto 0,024g. 
Agora lembremos que: 
 
 Adicionamos inicialmente 2,0 g do sólido AB em 100 Ml 
 Apenas 0,024g realmente dissocia-se em 100 mL (limite) 
 
Ao fazermos a subtração do adicionado (2,0g) – dissociado(0,024g)= 1,976g 
de precipitados que se formou no béquer. 
 
Os resultados nos demonstra que se realizarmos uma filtração reteremos no 
filtro um sólido de 1,976g e o sobrenadante formará uma solução contendo 0,024g 
da substância AB ou terá um concentração de 2 ∙ 10 mol. L íons A e A . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
75 
 
 
 
 
 
Portando empregamos a propriedade solubilidade fazendo assim 
precipitação a partir do K acima discutido para realizarmos separações dos 
cátions e assim realizarmos suas identificações. 
 
5.2 ANÁLISE DE CÁTIONS 
A literatura química analítica qualitativa divide os cátions em grupospara 
sua identificação. A divisão é baseada nas suas semelhanças de comportamento 
químico e suas propriedades em soluções aquosas ou propriedades de emissão 
espectral e organolépticas. 
O objetivo da classificação em grupos é permitir a partir da reação dos 
cátions com um reagente que denominados reagente de grupo, se forme 
compostos de muito baixo K e assim eles se precipitem em meio da solução, 
permitindo assim em cada etapa a remoção de um grupo de cátions. A 
precipitação pode também ser controlada baseada no K da substância e assim 
alterar pH (geralmente alcalino se tratando de cátions), temperatura ou até 
mesmo adição de outras substâncias que auxilie por meio do equilíbrio e assim 
favoreça a precipitação. 
Para uma maior facilidade de organização e compreensão didática acerca 
da separação dos cátions, é comum produzirmos quadros que organize em 
grupos, cátions, reagentes precipitantes e fórmula precipitada. Rubinger (2008), 
demonstra exemplo de um quadro que podemos adotar para compreender 
melhor o comportamento dos cátions e sua separação por meio da adição de 
reagentes de grupo. O exemplo pode ser visualizado no Quadro 1. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
76 
 
 
 
Quadro 1: Classificação de alguns cátions em cinco grupos analíticos 
Grupo Analítico 
Principais 
Cátions 
Reagente Precipitante 
Fórmula do 
Precipitado 
I (Grupo da prata) Ag , Hg Pb HCl diluído AgCl, Hg2Cl2, PbCl2. 
II (Grupo do cobre 
e do arsênio) 
Cu , Cd , Hg , Pb
Bi , As , As , Sb
Sb , Sn , Sn 
H2S em presença de 
HCl diluído 
CuS, CdS, HgS, PbS, 
Bi2S3,As2S3, As2S5, 
Sb2S3, Sb2S5, SnS, SnS2 
III-A (Grupo do 
Ferro) 
Al , Cr , Fe Solução de NH3 e 
NH4Cl 
Al(OH)3, Cr(OH)3, 
Fe(OH)3 
III-B (Grupo do 
Zinco) 
Mn , Ni , Co , Zn
Solução de (NH4)2S 
em presença de 
NH3/NH4Cl 
MnS, NiS, CoS, ZnS 
IV (Grupo do 
Cálcio) 
Ca , Sr , Ba 
Solução de (NH4)2CO3 
em presença 
NH3/NH4Cl 
CaCO3, SrCO3, 
BaCO3 
V (Grupo não 
analisado) 
Na , K , NH
, 
Li , Mg 
Não há reagente 
precipitante para 
este grupo 
___________ 
Fonte: Rubinger (2008) 
 
A forma correta de realizar a “marcha analítica” para separar cada grupo é 
organizada em forma de fluxograma, denominado fluxograma de separação 
sistemática de cátions. Encontramos muitos fluxogramas de separação sistemática 
de cátions na literatura de química analítica qualitativa, todos são quase 
semelhantes em sua totalidade, tendo diferenças apenas na forma gráfica, pois me 
conteúdos não se diferem. Assim Rubinger (2008), demonstra um esquema do 
fluxograma que podemos usar e ver na Figura 13. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
77 
 
 
 
Figura 13: Fluxograma de separação sistemática dos grupos dos cátions 
 
Fonte: Rubinger (2008) 
 
Assim para que possamos entender como funciona melhor o uso do 
fluxograma observado na Figura 13, vamos detalhar os procedimentos analíticos 
de identificação sistemática de cada grupo de cátions. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
78 
 
 
 
5.3 PROCEDIMENTOS DE SEPARAÇÃO DOS GRUPOS 
Agora que entendermos a “espinha dorsal” da análise sistemática com o 
fluxograma de separação observado na Figura 13, vamos aqui detalhar como essa 
separação acontece descrevendo os procedimentos de separação de cada um 
dos cinco grupos analíticos dos cátions. 
 
Separação do Grupo I: Os cátions que fazem parte do Grupo I, quando estão em 
solução cuja a mesma apresenta a presença de ânion cloreto, ocorre a formação 
de cloretos do cátion presente, assim os cloretos são sais com valores de K muito 
baixo e assim apresentam pouquíssima solubilidade. 
Exemplo: 
 
Pb + Cl( ) ⇌ PbCl ( ) 
K = 1,70 ∙ 10 (mol. L ) (a 25°C) 
 
Observe que o K é muito baixo, conforme discutimos no início dessa 
Unidade, assim quase a totalidade da massa ao formar o composto ficará na 
forma sólida a temperatura de 25°C quando em solução aquosa. 
Caso exista todos os cátions do grupo I, ao adicionarmos o reagente do 
grupo I que é o HCl garantindo íons cloretos em leve excesso, ocorrerá a 
precipitação dos sais AgCl, Hg Cl , PbCl , Assim, é só realizar a filtração que 
removerá os cátions do grupo I para realizar sequências de testes e continuar a 
separação com o filtrado, já que o filtrado poderá conter em solução cátions dos 
Grupos I, II, III-A, III-B, IV e V que não são precipitados pelo reagente do grupo I. 
 
Separação do Grupo II: Para realizar a separação dos cátions do grupo II 
precisamos empregar um reagente que contenha um ânion que precipite seus 
cátions em solução aquosa. O reagente empregado, ao reagir com os cátions do 
grupo II formam sais de baixo K permitindo sua precipitação, sendo o reagente o 
H S. O H S libera em solução aquosa o ânion S , assim forma sulfetos, que ao 
formar sais com os metais são insolúveis em solução aquosa, tendo como exceção 
os sulfetos de metais alcalinos, alcalinos terrosos e o sulfeto de amônio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
79 
 
 
 
Podemos dizer que a concentração de íons sulfeto livre na solução é muito 
pequena, isso se deve ao equilíbrio químico em meio ácido: 
 
H S( ) ⇌ H( ) + HS( ) 
HS( ) ⇌ H( ) + S( ) 
 
(Deslocamento do equilíbrio) 
 
Exemplo: 
 
Cd( ) + H S( ) ⇌ CdS( ) + 2H( ) 
Simplificando: 
Cd( ) + S( ) ⇌ CdS( ) 
 
Assim após a precipitação dos cátions do grupo II, continua o fluxograma 
assim como fizemos no grupo I separando precipitado que contém os cátions do 
grupo II do sobrenadante que pode conter cátions agora do III-A, III-B, IV e V. 
 
Separação do Grupo III-A: Para realizarmos a separação dos cátions do grupo III, 
antes mesmo de adicionar o reagente do grupo é necessário que realize a 
elevação da temperatura da solução problema até o ponto de ebulição. Esse 
procedimento se faz necessário para garantir que todo H S adicionado na etapa 
anterior seja eliminado da solução problema. Se não realizar esse procedimento, o 
H S irá precipitar cátions do grupo III-B na etapa posterior também na forma de 
sulfetos, assim que ajustar o pH. 
Feito o procedimento inicial do grupo, é então adicionado o reagente do 
grupo III-A que é composto por solução diluída de amônia, em presença de NH Cl. 
É importante lembrar que explicamos na Unidade 3 sobre tampões no qual o 
reagente citado funciona como um tampão (Buffer), pois possui a base com e 
adiciona-se um sal como o mesmo cátion, ou seja, efeito do íon comum. O pH da 
solução problema é assim elevado até um determinado valor e fica constante 
conforme explicamos na Unidade 3. No meio, a concentração do ânion OH não 
fica muito alta, mas o suficiente para conseguir precipitar alguns hidróxidos de 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
80 
 
 
 
menor K , como Al(OH) , Cr(OH) , Fe(OH) . 
 
NH Cl( ) ⇌ NH ( ) + Cl( ) 
NH
( )
+ H O( ) ⇌ NH ( ) + OH( ) 
 
(Deslocamento do equilíbrio na presença de 𝐍𝐇𝟒𝐂𝐥) 
 
Exemplo: 
 
Al( ) + 3OH( ) ⇌ Al(OH) ( ) 
 
Separação do Grupo III-B: Após o procedimento anterior, o filtrado recolhido possui 
um pH ligeiramente superior a 7. Isso ocorre devido a adição do regente do grupo 
anterior que funciona como tampão e tem caráter alcalino. No entanto é 
necessário que precipitemos os cátions III, que se precipitam também na forma de 
sulfetos, o que diferencia essa precipitação da que ocorreu no grupo II é o controle 
do valor de K . Para atingir o valor K dos sulfetos do grupo III-B é necessário o pH 
ligeiramente superior a 7 (por isso a necessidade de aquecer no início do 
procedimento do grupo III-A, para no ajuste do pH não precipitar outros cátions 
juntos) e principalmente a adição do reagente do grupo III-B que é o (NH ) S. O 
(NH ) S vai dissociar-se de forma completa em solução aquosa, e, assim como o 
meio está alcalino e tamponado, o ânion sulfeto não é objeto de hidrólise 
significante. Vejamos na Tabela 3 a diferença do K para precipitar os cátions do 
grupo II que falamos em procedimento anterior com o Kps paraprecipitar cátions 
do grupo III-B: 
 
Tabela 3: Diferença da ordem de grandeza do 𝐊𝐩𝐬 para precipitar cátions do Grupo II em 
relação aos cátions do grupo III-A. 
Grupo de Cátion ânion Ordem de grandeza do K 
Grupo II S-2 10-45 
Grupo III-B S-2 10-20 
Fonte: Elaborado pelo Autor (2020) 
 
Exemplo: 
(NH ) S( ) + Zn( ) ⇌ ZnS( ) + 2NH ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
81 
 
 
 
Separação do Grupo IV: Para separa os cátions do grupo IV é usado como 
reagente de grupo o carbonato de amônio de fórmula (NH ) CO , para que os 
cátions do grupo IV precipitem na forma de carbonatos. Nesse procedimento 
podemos adicionar diretamente o carbonato de amônio ao filtrado que coletamos 
após a separação dos cátions do grupo III-B. Após a adição caso tenha na solução 
problema cátions do grupo IV ocorrerá sua precipitação na forma de carbonatos, 
tais como CaCO , SrCO , BaCO . 
Algo importante de se destacar é que o íon Mg , forma com o carbonato 
um composto pouco solúvel (K = 10 ) e assim suas propriedades químicas são 
muito parecidas com às do íon cálcio que, se caso precipitem juntos, causam 
problemas na identificação, sendo que não apresentam reações bem específicas, 
assim os denominamos de interferentes mútuos. Para evita a precipitação do íon 
Mg nessa etapa, é extremamente necessário controlarmos a concentração de 
do ânion carbonato, garantido que seja muito baixa suficiente apenas para 
precipitar devido ao K os cátions do grupo IV e não o magnésio. Esse controle se 
dá por meio da adição de carbonato que esteja na forma de sal de amônio, mas 
também o meio precisa conter cátions amônio, já que o íon NH em meio aquoso, 
pode ser obtido por meio de uma base fraca, é hidrolisado, liberando assim 
conforme vimos na Unidade 3 uma certa quantidade de íons H O (íons H ) Esse 
mecanismo possibilita que a concentração do ânion carbonato livre em solução 
fique muito baixa como é necessário. No entanto com a concentração do íon 
carbonato muito baixa, somente os carbonatos do grupo IV que são de menor K 
serão precipitados. Vejamos abaixo o mecanismo descrito por meio de equações 
de equilíbrio: 
 
NH ( ) + H O( ) ⇌ NH ( ) + H O ( ) 
CO ( ) + H O ( ) ⇌ HCO ( ) + H O( ) 
 
Separação do Grupo V: O grupo V como vimos no quadro 1 no início dessa 
Unidade não possui reagente de grupo, isso é devido aos cátions presentes terem 
elevada solubilidade na quase totalidade dos ânions, não sendo possível um 
reagente de grupo para separar. Mas eles já estão separados no filtrado da 
separação dos precipitados dos cátions do grupo IV. Lembrando que também 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
82 
 
 
 
conterão os cátions Mg e NH que foram adicionados durante a marcha 
analítica não sendo assim cátions da amostra problema. 
 
 
 
5.4 PROCEDIMENTOS DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS E IDENTIFICAÇÃO NO 
GRUPO 
Após a separação dos grupos, ainda é necessário realizarmos a separação 
dos cátions no grupo. Para entendermos melhor, vamos pegar como exemplo o 
grupo I, que contém os cátions Ag , Hg e Pb . O precipitado recolhido na 
primeira filtração pode conter qualquer um desses cátions ou até os 3 cátions, pois 
esse é o papel da química analítica qualitativa, identificar o cátion presente 
caracterizando a composição da amostra. 
Portanto nesse momento é realizado uma série e sequências de separações 
e reações químicas. Objetiva-se sempre separar o cátion e realizar uma reação 
química com determinado reagente no qual o seu resultado é visualmente 
conhecido e assim identifica a presença de determinado cátion. Ainda como 
exemplo do grupo I, ao identificarmos o cátion Pb após o teste com iodeto 
adicionando solução de KI forma-se um sólido amarelado e definido de 
composição PbI , assim para comprovar adiciona-se ainda cromato de potássio 
(K CrO ) em outro teste e se fica também amarelado e definido é porque formou o 
cromato de chumbo (PbCrO ) confirmando a presença de íons Pb na solução 
problema. Lembre-se, a adição dos reagentes contento cátions não mudará seu 
resultados para outros cátions, já que essa etapa é a final, no qual os testes se 
realizam em separado após todas as separações, ou seja, é a confirmação final da 
existência do cátion. 
Vejamos portando uma sequência de Figuras que apresentam os 
fluxogramas de separação e identificação sistemáticas dos cátions de todos os 5 
grupos analíticos que separamos com os procedimentos do tópico 5.3. Os 
fluxogramas são aplicados em separado a cada precipitado obtido nas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
83 
 
 
 
separações do fluxograma presente na Figura 14. Assim na separação do primeiro 
grupo obtêm-se o precipitado do grupo I e o filtrado. O filtrado continua-se a 
sequência de separação e o precipitado aplica-se o fluxograma que 
demonstraremos aqui para identificação e assim determinando a presença ou 
ausência dos cátions do grupo I. E assim continua sucessivamente até os cátions do 
grupo V. O fluxograma é autoexplicativo assim como qualquer outro em qualquer 
área do conhecimento, sendo assim, quando se for ler um fluxograma e ver por 
exemplo um procedimento de aquecimento tipo banho maria, aparecendo 
posteriormente o precipitado dividido em duas porções, com uma porção à direita 
e outra à esquerda, significa que o aquecimento possibilitou que um dos sais 
precipitados se solubilize em água devido a sua variação do K significativo com 
o aumento da temperatura, posteriormente foi filtrado obtendo o sólido no filtro 
com os outros cátions e o filtrado com o cátion que solubilizou. Apenas o tempo, 
estudo e prática fará com que você realize a leitura de forma rápida. Por isso caso 
não entenda o fluxograma interaja com seu tutor buscando não deixar dúvidas, 
lembre-se, você é o responsável por sua aprendizagem. Veja os fluxogramas sendo 
o do grupo I na Figura 14, grupo II na Figura 15, grupo III-A na Figura 16, grupo III-B 
Figura 17, grupo IV Figura 18 e grupo IV Figura 10 , todas em sequência: 
 
Figura 14: Fluxograma de identificação sistemática dos cátions do grupo I 
 
Fonte: Santos e Souza (entre 2015 e 2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
84 
 
 
 
Figura 15: Fluxograma de identificação sistemática dos cátions do grupo II 
 
Fonte: Santos e Souza (entre 2015 e 2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
85 
 
 
 
Figura 16: Fluxograma de identificação sistemática dos cátions do grupo III-A 
 
Fonte: Santos e Souza (entre 2015 e 2020, online) 
 
Figura 17: Fluxograma de identificação sistemática dos cátions do grupo III-B 
 
Fonte: Santos e Souza (entre 2015 e 2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
86 
 
 
 
Figura 18: Fluxograma de identificação sistemática dos cátions do grupo IV 
 
Fonte: Santos e Souza (entre 2015 e 2020, online) 
 
Figura 19: Fluxograma de identificação sistemática dos cátions do grupo V 
 
Fonte: Santos e Souza (entre 2015 e 2020, online) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
87 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. A 36,5 °C a solubilidade do sulfato de bário em água (BaSO ( )) é igual a 1,80 ∙
10 mol/L. Podemos afirmar que o produto da solubilidade desse sal a 36,5 °C é: 
a) 5,0 x 10-12 
b) 4,2 x 10-18 
c) 3,24 x 10-10 
d) 8,88 x 10-45 
e) 2,0 x 1010 
 
2. Leia o trecho abaixo: 
O objetivo da classificação em ____________ é permitir a partir da reação dos 
cátions com um reagente que denominados __________de grupo, se forme 
compostos de muito baixo _________ e assim eles se precipitem em meio da 
solução, permitindo 
De acordo com o que foi estudado na Unidade V, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
a) K , reagentes e grupos 
b) Reagente, K e grupos 
c) Grupos, K e reagente 
d) K , grupos e reagente 
e) Grupos, reagente e K 
 
3. Leia as afirmativas abaixo: 
I - A precipitação pode também ser controlada baseada no K da substância e 
assim alterar pH, temperatura ou até mesmo adição de outras substâncias que 
auxilie por meiodo equilíbrio e assim favoreça a precipitação. 
II - Para uma maior facilidade de organização e compreensão didática acerca da 
separação dos cátions, é comum produzirmos quadros que organize em grupos, 
cátions, reagentes precipitantes e fórmula precipitada. 
III - A forma correta de realizar a “marcha analítica” para separar cada grupo é 
organizada em forma de fluxograma, denominado fluxograma de separação 
sistemática de cátions. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
88 
 
 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade V, 
Marque a opção que melhor representa: 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas. 
 
4. De acordo com o estudado na Unidade V, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1- Grupo I ( ) Al3+, Cr3+, Fe3+ 
2- Grupo III-A ( ) Ca2+, Sr2+, Ba2+ 
3- Grupo IV ( ) Ag+, Hg22+, Pb2+ 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
5. Leia o trecho abaixo: 
 
 Caso exista todos os cátions do grupo I, ao adicionarmos o reagente do grupo I 
que é o ________ garantindo íons cloretos em leve excesso, ocorrerá a 
precipitação dos sais AgCl, Hg Cl , PbCl , Assim, é só realizar a __________ que 
removerá os cátions do grupo I para realizar sequências de testes e continuar a 
separação com o ___________, já que o filtrado poderá conter em solução 
cátions dos Grupos I, II, III-A, III-B, IV e V que não são precipitados pelo reagente 
do grupo I. 
De acordo com o que foi estudado na Unidade V, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
89 
 
 
 
a) HCl, filtração e filtrado 
b) H S, centrifugação e sobrenadante 
c) HCN, decantação e sobernadante 
d) HCl, destilação e filtrado 
e) HCl, filtração e precipitado 
 
6. Leia as afirmativas abaixo: 
I. O reagente empregado, ao reagir com os cátions do grupo II formam sais de 
baixo K permitindo sua precipitação, sendo o reagente o H S. O H S libera em 
solução aquosa o ânion S , assim forma sulfetos, que ao formar sais com os 
metais são insolúveis em solução aquosa, tendo como exceção os sulfetos de 
metais alcalinos, alcalinos terrosos e o sulfeto de amônio. 
II. Podemos dizer que a concentração de íons sulfeto livre na solução é muito 
elevada, isso se deve ao equilíbrio químico em meio ácido. 
III. após a precipitação dos cátions do grupo II, continua o fluxograma assim como 
fizemos no grupo I separando precipitado que contém os cátions do grupo II do 
sobrenadante que pode conter cátions agora do III-A, III-B, IV e V. 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade V, 
Marque a opção que melhor representa: 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas I e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
7. De acordo com o estudado na Unidade V, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
1- Grupo que para realizar sua identificação é 
necessário que eleve sua temperatura antes 
de identificar 
(X) Grupo III-B 
2- Grupo que para realizar sua identificação 
necessita de pH ligeiramente superior a 7 
(X) Grupo V 
3- Grupo que não se precipita (X) Grupo III-A 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
90 
 
 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
8. Leia as afirmativas abaixo: 
I. Para separa os cátions do grupo IV é usado como reagente de grupo o 
carbonato de amônio de fórmula (NH ) CO , para que os cátions do grupo 
IV precipitem na forma de carbonatos. 
II. Algo importante de se destacar é que o íon Mg , forma com o carbonato 
um composto pouco solúvel (Kps = 10 ) e assim suas propriedades 
químicas são muito parecidas com às do íon cálcio que, se caso precipitem 
juntos, causam problemas na identificação, sendo que não apresentam 
reações bem específicas, assim os denominamos de interferentes mútuos. 
III. A concentração do íon carbonato muito baixa, somente os carbonatos do 
grupo IV que são de menor Kps serão precipitados. 
 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na Unidade V, 
Marque a opção que melhor representa: 
 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
91 
 
 
 
IDENTIFICAÇÃO SISTEMÁTICA DOS 
PRINCIAIS ÂNIONS 
 
 
 
6.1 INTRODUÇÃO 
Em análise qualitativa inorgânica sistemática também é possível identificar 
os ânions presentes em uma amostra. Os métodos empregados para se determinar 
a presença de ânions são muitos, podemos dizer que existe alguns que são 
considerados principais em relação a outros. Aqui vamos nos ater aos principais 
métodos e também os principais ânions, considerando que estamos em um curso 
de analítica qualitativa e que seu programa não permite tamanha extensão de 
todos os ânions existentes, assim, o foco é dado nos principais ânions, que atende 
bem em via laboratorial. Caso de necessidade a determinar algum ânion muito 
específico, sempre encontra disponível métodos em diversos manuais e guias 
específicos de laboratório com nome de “HANDBOOK”. 
Os métodos mais comuns de identificação de ânions se baseiam na 
solubilidade de sais e ácidos formados pela reação dos ânions a serem 
identificados, e também tendência do ânion a ser identificado em participar de 
reações de oxirredução específicas, sendo maior ou menor essa tendência, já em 
casos particulares na produção de substâncias voláteis ou até mesmo gasosas. 
Assim como nos cátions, os ânions também podem ser classificados em 
grupos levando em conta seu comportamento químico quando reage com alguns 
reagentes específicos. Essa classificação pode ser dar como por exemplo em 
oxidantes ou redutores, levando em conta sua tendência de reduzir o KMnO ou 
oxidar o KI. Vejamos abaixo alguns exemplos: 
 
Íons redutores – A reação acontece em meio ácido reagindo com KMnO . 
 
2MnO ( ) + 5C O ( ) + 16H( ) ⇌ 2Mn( ) + 2CO ( ) + 8H O( ) 
 Violeta intenso Incolor 
2MnO ( ) + 10I( ) + 16H( ) ⇌ 2Mn( ) + 5I ( ) + 8H O( ) 
UNIDADE 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
92 
 
 
 
Íons oxidantes – A reação acontece com o iodeto de potássio (KI). 
 
Cr O ( ) + 6I( ) + 14H( ) ⇌ 3I ( ) + 2Cr( ) + 7H O( ) 
Alaranjado Incolor Castanho-Amarelado 
NO ( ) + 3H( ) + 2I( ) ⇌ HNO ( ) + I ( ) + 7H O( ) 
Incolor Castanho amarelado 
 
Além desses testes, existem outros que podemos denomina-los de testes 
preliminares que são utilizados para determinação dos ânions que são precipitados 
com os cátions 𝐴𝑔 e 𝐵𝑎 . Vejamos alguns exemplos: 
 
Íons que na presença de Ag são precipitados por formarem sais com baixo valor 
de K com a prata. 
 
SiO ( ) + 2Ag( ) ⇌ Ag SiO ( ) 
 precipitado de cor amarela PO ( ) + 3Ag( ) ⇌ Ag PO ( ) 
I( ) + Ag( ) ⇌ AgI( ) 
 
Ions que na presença de Ba são precipitados por formarem sais de baixo valor de 
K com o Bário. 
 
2PO ( ) + 3Ba( ) ⇌ Ba (PO ) ( ) 
precipitado de cor branca CO ( ) + Ba( ) ⇌ BaCO ( ) 
Cr O ( ) + Ba( ) ⇌ BaC O ( ) 
 
A função dos testes preliminares é classificar a amostra a ser analisada pra 
que seja possível realizar a escolha de um reagente específico, e assim tornando 
mais assertivo a identificação do ânion. Rubinger (2008) traz um quadro que 
classifica os principais ânions e seus reagentes de determinação. Aqui vamos ver o 
quadro semelhante ao citado em Quadro 2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
93 
 
 
 
Quadro 2: Lista de ânions classificados como oxidantes e redutores e ânions que precipitam 
com 𝐁𝐚𝟐 ou 𝐀𝐠 . 
Regentes 
KI/H+ KMnO4/H+ BaCl2 AgNO3 
CrO42-; 
Cr2O72-; 
NO3-. 
I-; Br-; 
C2O42-; 
SO32-. 
CO32-;SO42-; 
CrO42-; PO43-; 
C2O42-; SO32-. 
Cl-; Br-; I-; S2-; PO43-; 
CrO42-; Cr2O72-; SiO32-; 
C2O4-2; SO42-; CH3CO2-. 
Fonte: Rubinger (2008) 
 
 
 
6.2 PROCEDIMENTO DE IDENTIFICAÇÃO DOS PRINCIPAIS ÂNIONS 
Identificação de sulfato ((𝐒𝐎𝟒)𝟐 ): Realiza-se a identificação do ânion sulfato com 
adição do cátion Ba . A reação do ânion (SO ) com o cátion Ba forma o 
sulfato de bário que é um sal insolúvel em água (K = 1,08 ∙ 10 a 25°C) e com 
o qual forma um precipitado branco. A reação se procede da seguinte maneira: 
 
Ba( ) + (SO )( ) ⇌ Ba(SO) ( ) 
 
A forma mais comum de adicionar o Ba a solução é empregar um sal 
solúvel de bário como nitrato de bário ou cloreto de bário. Os interferentes do 
(SO ) são ânions que formam com o Ba precipitados brancos também. Os 
interferentes mais comuns são carbonato (CO ) , cromato (CrO ) , fosfato (PO ) , 
oxalato (Cr O ) e sulfite (SO ) . A solução para eliminar os interferentes é 
acidificar a solução problema com HCl antes de adicionar o sal solúvel contendo 
Ba . Sendo A o ânion interferente, veja a reação abaixo que demonstra sua 
eliminação: 
 
A( ) + 2H( ) ⇌ H A( ) 
 
Identificação de Carbonato ((𝐂𝐎𝟑)𝟐 ): Uma das facilidades na identificação de 
carbonatos é que praticamente todos são insolúveis, a exceção são os carbonatos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
94 
 
 
 
de metais alcalinos e o carbonato de amônio. A identificação do ânion (CO ) -se 
dá por da adição de HCl ou outro ácido forte. Com o meio ácido ocorre reação 
do íon (CO ) com H , e assim forma-se ácido carbônico (H CO ). O H CO é um 
ácido fraco e instável e decompõe-se em CO e H O. Para identificar a formação 
do gás é necessário que a reação se processe um recipiente que possa através de 
uma mangueira de silicone coletar o gás produzido e conduzir o gás a borbulhar 
em uma solução saturada de Ba(OH) ou Ca(OH) e assim através do precipitado 
branco que se forma confirmar a presença do ânion carbonato. Veja abaixo a 
reação de formação do ácido carbônico e sua decomposição: 
 
2H( ) + (CO )( ) ⇌ H CO ( ) 
H CO ( ) ⇌ CO ( ) + H O( ) 
 
Veja agora abaixo a reação de formação do precipitado para 
identificação (lembre-se que no lugar do hidróxido de bário pode ser o hidróxido 
de cálcio, os precipitados possuem características semelhantes): 
 
CO ( ) + Ba(OH) ( ) → BaCO ( ) + H O( ) 
Precipitado 
branco 
 
 
O interferente desse processo é o ânion sulfito (SO ) , pois também reage 
com o ácido forte e produz o gás SO , assim forma o precipitado com hidróxido de 
bário ou cálcio. A eliminação dessa interferência se dá por meio da adição de 
peróxido de hidrogênio antes da adição HCl, assim o sulfito é oxidado a sulfato e 
então não reage mais com HCl impedindo assim a formação do SO . 
 
Identificação do fosfato ((𝐏𝐎𝟒)𝟑 ): Assim como nos carbonatos, quase todos os 
fosfatos são insolúveis em água, tendo também com exceção os fosfatos de 
metais alcalinos e o fosfato de amônio. A identificação do fosfato se dá com a 
adição do molibdato de amônio [(NH ) MoO ], também é adicionado ácido nítrico 
(HNO ) para acidificar o meio, o uso do ácido nítrico se deve ao ânion nitrato que 
não interfere em outras identificações que se faz necessário com a solução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
95 
 
 
 
problema evitando maior número de interferentes. Ocorre a formação do sal duplo 
fosfomolibdato de amônio de fórmula (NH ) PO ∙ 12MoO que possui baixo valor de 
K e forma um precipitado. Uma das vantagens é que dentre os principais ânions 
abordados nessa obra não interfere na identificação do fosfato. 
 
Identificação de Cloreto (𝐂𝐥 ), Brometo (𝐁𝐫 ) e Iodeto (𝐈 ): Os ânions halogênios 
referidos na sua maioria formam sais com K de maiores valores levando a sua 
solubilidade. As exceções são cloretos de chumbo, mercúrio e prata, que possuem 
o comportamento de baixa solubilidade em menores temperaturas e também dos 
brometos ou iodetos de cobre, mercúrio, chumbo e prata que também possuem 
baixa solubilidade em temperaturas mais frias. Agora vale lembrar que todos esses 
halogenetos (sais de halogênios) quando em água quente são solúveis. 
A identificação ideal se dá por meio da separação de cada ânion devido 
as interferências mútuas pelas propriedades químicas semelhantes. Portanto se 
somente um deles estiver presente na solução problema, podemos identificar por 
meio da coloração do precipitado, por exemplo: O cloreto de prata é branco, o 
brometo de prata é amarelado e o iodeto de prata é amarelo. 
 
Identificação de Oxalato ((𝐂𝟐𝐎𝟒)𝟐 ): Os oxalatos são insolúveis na sua maioria em 
água, tendo como exceções os oxalatos de metais alcalinos e o oxalato ferroso, 
agora quando a solução se encontra acidificada com ácido de elevado K (ácido 
forte) os oxalatos são solúveis. A identificação do oxalato se dá por meio da 
reação de precipitação com Ca em meio de ácido acético. O Ca forma 
oxalato de cálcio (CaC O ) que é oxalato menos solúvel mas não é dissolvido com 
o ácido acético, assim a função do ácido acético é evitar que outros oxalatos se 
precipitem. Agora, no meio não pode haver a presença de ácidos fortes, já que 
todos os oxalatos se solubilizam com a formação de alto teor de ácido oxálico 
(H C O4 ). 
O ânion interferente é o sulfato, pois o sulfato de cálcio (CaSO ) se precipita 
mesmo em meio ácido, não adiantando apenas adicionar ácido acético. A forma 
de eliminar a interferência ocasionada pelo sulfato é empregando uma solução de 
cloreto de bário (BaCl ) em meio de HCl. Ao adicionar a mistura à solução 
problema, o bário precipita o sulfato que pode ser removido por meio de uma 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
96 
 
 
 
filtração. O filtrado é a solução problema, mas está com presença de ácido forte o 
que deixa os oxalatos solúveis, portanto o filtrado precisa ser neutralizado com uma 
solução de NaOH e posteriormente adicionado mais uma vez o ácido acético. Em 
seguida adiciona-se o cloreto de cálcio (CaCl ) para precipitação do oxalato e 
finalmente sua identificação. 
 
Identificação do Cromato ((𝐂𝐫𝐎𝟒)𝟐 ): Os cromatos na sua maioria são insolúveis em 
água, tendo com exceções os cromatos de metais alcalinos, o cromato de cálcio 
e o cromato de magnésio. Na identificação do cromato, uma solução aquosa 
cuja o pH é neutro e que contenha íons cromatos apresenta coloração amarela, 
no entanto por equilíbrio químico quando se reduz o pH por adição de H , o 
cromato é convertido em dicromato [(Cr O ) ] e a coloração apresentada é 
alaranjada. Veja o equilíbrio descrito na reação abaixo: 
 
 
2CrO4 ( ) + 2H( ) ⇌ HCrO( ) ⇌ Cr2 O ( ) + H O(l) 
Amarelo Alaranjado 
 
Os íons (Cr O ) e (CrO ) quando em meio ácido reagem com H O 
produzindo o CrO . O CrO apresenta coloração azul e também apresenta boa 
solubilidade em éter dietílico. No entanto pode produzir um sistema de bipartição 
com éter, e então o sistema é bastante agitado objetivando ao éter extrair o CrO5. 
Portanto é somente observar, já que o CrO devido a sua instabilidade acaba se 
decompondo e formando o crômo(III), que apresenta cor verde. 
 
 
 
Identificação de Nitrato (𝐍𝐎𝟑 ): A identificação do nitrato precisa ser por outra 
forma que não seja a precipitação, já que todos os nitratos são muito solúveis em 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
97 
 
 
 
água. Assim sua identificação se dá por meio de uma reação comumente 
conhecida com teste do anel marrom. A identificação do nitrato se dá pela 
adição de sulfato ferroso (FeSO ) à solução problema e então adicionar 
vagarosamente pelas paredes do tubo de ensaio ácido sulfúrico concentrado de 
forma que ele escorra pelas paredes do tubo. Devido a densidade do ácido 
sulfúrico concentrado este vai para o fundo do recipiente, estabelecendo assim 
uma diferença de pH. Ocorre então a reação do ânion nitrato, com o FeSO4 e 
forma-se o complexo Fe(NO)SO de cor marrom, que é comprovadocom o 
surgimento do anel marrom em uma posição superior no tubo determinando assim 
a presença de NO . 
Os interferentes dessa identificação são os ânions brometos e iodetos, já que 
reagem com o ácido sulfúrico concentrado e assim produzindo Br e/ou I , que, 
por apresentarem coloração amarelada pode mascarar o anel interferindo a 
identificação do ânion nitrato. A eliminação da interferência se dá por meio da 
adição de Ag SO à solução problema. Dessa forma os haletos formam sais de 
prata que devido ao baixo K se precipitam eliminando a interferência. 
 
Identificação de Sulfeto (𝐒𝟐 ): Os sulfetos de uma forma geral são insolúveis em 
águas, sendo solúveis apenas os metais alcalinos. Na identificação do S , usa-se 
íons Pb por formar um precipitado escuro. Existe nesse caso um grande problema, 
caso adicionarmos sais solúveis contendo íons Pb + à solução problema, diversos 
outros precipitados se formarão com os ânions carbonato, sulfito, sulfato, silicato, 
oxalato e cromato. Assim para evitar essa interferência o melhor é adicionar HCl à 
solução problema, já que o HCl é um ácido forte e reage com o ânion sulfeto 
formando o H S que é um ácido fraco, volátil e com odor muito forte (cheiro de 
ovo podre), sua identificação pelo cheiro pode ser prejudica devido à presença 
de outras substâncias de mal cheiro ou baixa concentração de sulfeto. 
No entanto a identificação mais eficiente do sulfeto é quando adicionamos 
um papel de filtro embebido de solução contendo íons Pb na boca do tubo de 
ensaio. Assim ao adicionar HCl, forma o H S que ao se volatilizar reage com os íons 
Pb no papel de filtro formando uma mancha escura e assim demonstrando a 
formação do precipitado. Quando usamos essa forma de identificação não 
precisamos preocupar com as interferências, já que, a volatilização do H S elimina 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
98 
 
 
 
a interferências de ânions que não se volatilizam com sulfato, fosfato, cromato, 
oxalato e silicato. Apenas os ânions carbonato, sulfito e acetato formam 
compostos voláteis, assim, se formar ácido acético não interfere já que todos os 
acetatos possuem alta solubilidade. Já o CO formado devido à presença de 
carbonato e o SO formado devido a presença de sulfito não interfere por formar 
precipitados de cor branca com o íon Pb , assim o sulfeto de chumbo é de cor 
escura, diferenciando bem no papel de filtro contido na boca do tubo de ensaio. 
 
Identificação de Silicato ((𝐒𝐢𝐎𝟑)𝟐 ): Quase todos os silicatos são insolúveis em água, 
com exceção dos silicatos de metais alcalinos. A identificação do ânion (SiO ) é 
baseada na adição à solução problema de um ácido forte, sendo mais comum 
usar o HCl. O mecanismo se dá por meio da formação do ácido silícico (H SiO ). 
Forma-se com a adição do HCl e formação do ácido silícico um precipitado 
d característica incolor, coloidal (gelatinoso) que dificulta sua percepção. Para 
melhor a amostra é fervida objetivando desidratar o ácido silícico e ocorrer a 
formação de SiO (areia branca) que pode ser facilmente visualizado. Dentre os 
principais ânions estudados nessa obra nenhum interfere nessa identificação. 
 
Identificação do acetato ((𝐂𝐇𝟑𝐂𝐎𝐎)𝟐 ): Os acetatos possuem comportamento 
contrário aos de muitos ânions, pois na sua grande maioria são solúveis em água, 
tendo como exceções os acetatos formados com os cátions Ag e Hg . 
Sua identificação se baseia no odor já que o mesmo irá formar ácido 
acético. O ácido acético é volátil e possui odor característico (cheiro de vinagre) 
na presença de um ácido forte. Assim, adiciona-se ácido à solução problema 
sendo mais comum o HCl, observa o desprendimento de gás e inala para verificar 
se o odor é de vinagre possibilitando sua identificação. Atenção, deve evitar a 
adição de ácido sulfúrico concentrado, já que pode ocorrer a formação de SO 
que mascara o cheiro do vinagre. 
O interferente para essa identificação é o sulfeto, já que em meio de ácido 
forte forma o H S que é volátil e tem cheiro forte. Podemos eliminar a interferência 
do sulfeto adicionando um sal de cobre, assim formará o CuS que é insolúvel em 
HCl diluído, e assim evita a liberação de H S 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
99 
 
 
 
Identificação do sulfito ((𝐒𝐎𝟑)𝟐 ): Os sulfitos são insolúveis ou pouco solúveis em 
água quase na sua totalidade, tendo como exceções o sulfito de amônio e sulfitos 
de metais alcalinos. 
Sua identificação se dá por meio da adição de um ácido forte à amostra, 
desde que o ácido não seja oxidante. No entanto adiciona-se um papel de filtro 
embebido de solução contendo ânion iodato (IO ) e amido à boca do tubo de 
ensaio, assim, ocorrendo a formação de SO , e por ser um gás, o SO entra em 
contato com a solução contida no papel de filtro na boca do tubo de ensaio. 
Ocorrendo o surgimento de uma mancha azul é então confirmada a presença de 
sulfito. A mancha azul é devido a formação de um complexo entre I produzido na 
reação e o amido. Entre os principais ânions estudados nessa obra nenhum é 
interferente para essa identificação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
100 
 
 
 
FIXANDO O CONTEÚDO 
1. Leia o trecho abaixo: 
Os métodos mais comuns de identificação de ânions se baseiam na 
_______________de sais e ácidos formados pela reação dos ânions a serem 
identificados, e também tendência do ânion a ser identificado em participar de 
reações de ____________ específicas, sendo maior ou menor essa __________, já 
em casos particulares na produção de substâncias voláteis ou até mesmo 
gasosas. 
De acordo com o que foi estudado na unidade VI, Marque a opção que melhor 
completa as lacunas acima: 
a) Tendência, solubilidade e oxirredução 
b) Solubilidade, oxirredução e tendência 
c) Oxirredução, solubilidade e tendência 
d) Solubilidade, tendência e oxirredução 
e) Oxirredução, tendência e solubilidade 
 
2. Leia as afirmativas abaixo: 
I. Íons redutores – A reação acontece em meio ácido reagindo com KMnO4. 
II. Íons oxidantes – A reação acontece com o iodeto de potássio (KI). 
III. Existem outros testes, podemos denomina-los de testes preliminares, são 
utilizados para determinação dos ânions que são precipitados com os 
cátions Ag e Ba . 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na unidade VI, 
Marque a opção que melhor representa: 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
101 
 
 
 
3. De acordo com o estudado na Unidade VI, associe a primeira coluna com a 
segunda coluna: 
 
1. Cr O ( ) + Ba( ) ⇌ BaC O ( ) ( ) Incolor em solução aquosa 
2. SiO ( ) + 2Ag( ) ⇌ Ag SiO ( ) ( ) Precipitado de cor amarela 
3. 2Mn( ) ( ) Precipitado de cor branca 
 
A correta associação respectivamente é: 
a) 1, 2 e 3 
b) 2, 1 e 3 
c) 2, 3 e 1 
d) 3, 2 e 1 
e) 2, 1 e 3 
 
4. A forma mais comum de adicionar o Ba a solução para identificar o ânion 
sulfato é empregar um sal solúvel de bário, podendo ser o: 
a) BaSO 
b) BaCO 
c) BaCl 
d) BaC O 
e) BaSO 
 
5. A identificação do ânion CO se dá por da adição de HCl ou outro ácido forte. 
Com o meio ácido ocorre reação do íon CO - com H+, e assim forma-se ácido 
carbônico (H CO ). O H CO é um ácido fraco e instável e decompõe-se em CO 
e H O. Para identificar a formação do gás é necessário que a reação se 
processe um recipiente que possa através de uma mangueira de silicone coletar 
o gás produzido e conduzir o gás a borbulhar em uma solução saturada de: 
a) NaOH ou KOH 
b) Fe(OH) ou Al(OH) 
c) HI ou HCl 
d) Ba(OH) ou Ca(OH) 
e) Cr(OH) ou Fe(OH) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
102 
 
 
 
6. Leia as afirmativas abaixo: 
I - Os oxalatos são insolúveis na sua maioria em água, tendo como exceções os 
oxalatos de metais alcalinos e o oxalato ferroso, agora quandoa solução se 
encontra acidificada com ácido de elevado K (ácido forte) os oxalatos são 
solúveis. 
II - A identificação do oxalato se dá por meio da reação de precipitação com Ca 
em meio de ácido acético. O Ca forma oxalato de cálcio que é oxalato 
menos solúvel (CaC O ) mas não é dissolvido com o ácido acético, assim a 
função do ácido acético é evitar que outros oxalatos se precipitem. 
III – Na precipitação dos oxalatos, pode haver a presença de ácidos fortes na 
solução, já que todos os oxalatos não solubilizam com a formação de alto teor 
de ácido oxálico (H C O ). 
Julgue as afirmativas acima e acordo com o que foi estudado na unidade VI, 
Marque a opção que melhor representa: 
a) Apenas I e II são corretas 
b) Somente II é correta 
c) Somente I é correta 
d) Apenas II e III são corretas 
e) I, II e III são corretas 
 
7. Na identificação do cromato, uma solução aquosa cuja o pH é neutro e que 
contenha íons cromatos ((CrO ) ) apresenta coloração amarela, no entanto 
por equilíbrio químico quando abaixa o pH por adição de H+, o cromato é 
convertido em dicromato ((Cr O ) ) e a coloração apresentada é: 
a) Avermelhada 
b) Azulada 
c) Alaranjada 
d) Amarelada 
e) Nenhuma das alternativas 
 
8. A identificação do nitrato precisa ser por outra forma que não seja a 
precipitação, já que todos os nitratos são muito solúveis em água. Assim sua 
identificação se dá por meio de uma reação comumente conhecida com teste 
do anel marrom. Nessa identificação o surgimento do anel marrom é devido: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
103 
 
 
 
a) A decomposição do ácido sulfúrico concentrado no meio 
b) A reação do ânion nitrato, NO com o FeSO e forma-se o complexo [Fe(NO)SO ] 
c) A evaporação do FeSO 
d) A precipitação do Fe2+ na forma de nitrato 
e) A formação de N ( ) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
104 
 
 
 
RESPOSTAS DO FIXANDO O CONTEÚDO 
 
UNIDADE 01 
 
 
 
UNIDADE 02 
 
QUESTÃO 1 A QUESTÃO 1 A 
QUESTÃO 2 E QUESTÃO 2 E 
QUESTÃO 3 C QUESTÃO 3 C 
QUESTÃO 4 B QUESTÃO 4 B 
QUESTÃO 5 D QUESTÃO 5 D 
QUESTÃO 6 C QUESTÃO 6 D 
QUESTÃO 7 A QUESTÃO 7 A 
QUESTÃO 7 E QUESTÃO 8 E 
 
 
UNIDADE 03 
 
 
 
 
UNIDADE 04 
 
QUESTÃO 1 A QUESTÃO 1 A 
QUESTÃO 2 B QUESTÃO 2 E 
QUESTÃO 3 B QUESTÃO 3 D 
QUESTÃO 4 E QUESTÃO 4 B 
QUESTÃO 5 C QUESTÃO 5 D 
QUESTÃO 6 E QUESTÃO 6 D 
QUESTÃO 7 D QUESTÃO 7 A 
QUESTÃO 8 B QUESTÃO 8 E 
 
 
UNIDADE 05 
 
 
 
UNIDADE 06 
 
QUESTÃO 1 C QUESTÃO 1 B 
QUESTÃO 2 E QUESTÃO 2 E 
QUESTÃO 3 E QUESTÃO 3 D 
QUESTÃO 4 C QUESTÃO 4 C 
QUESTÃO 5 A QUESTÃO 5 D 
QUESTÃO 6 D QUESTÃO 6 A 
QUESTÃO 7 C QUESTÃO 7 C 
QUESTÃO 8 E QUESTÃO 8 B 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
105 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
BALL, D. W. Físico-Química. São Paulo: Cengage Learning, v. I, 2011. 
FELTRE, R. Química. 6. ed. São Paulo: Moderna, v. II (Físico Química), 2004a. 
FELTRE, R. Química. 6. ed. São Paulo: Moderna, v. I (Química Geral), 2004b. 
FOGAÇA, J. R. V. Eletrólise. Manual da Química, 2014. Disponível em: 
https://bit.ly/35LWVgu. Acesso em: 29 ago. 2020. 
FOGAÇA, J. R. V. Momento Dipolar Resultante. Brasil Escola, 2020. Disponível em: 
https://bit.ly/3mmULK6. Acesso em: 29 ago. 2020. 
FREITAS, C. D. S. Composição gravimétrica dos resíduos de construção civil do 
município de Caçapava do Sul – RS. 2016. 39 f. Trabalho de Conclusão de Curso 
(Graduação em Engenharia Ambiental e Sanitária) - Universidade Federal do 
Pampa, Caçapava do Sul, 2016. Disponível em: https://bit.ly/35EBaiJ. Acesso em: 28 
ago. 2020. 
HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. Tradução de Júlio Carlos Afonso, 
Oswaldo Esteves Barcia. 9. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2017. 
PASSOS, E. A. Métodos instrumentais de análise. São Cristóvão: Universidade Federal 
de Sergipe, CESAD, 2011. 
ROSA, G.; GAUTO, M.; GONÇALVES, F. Química Analítica: Práticas de Laboratório. 1. 
ed. Porto Alegre: Bookman, 2013. 128 p. (Série Tekne). 
RUBINGER, M. M. M. Tutoria em Química Analítica Aplicada. 1. ed. Viçosa: Editora 
UFV, 2008. 
SANTOS, C. V. P. D.; SOUZA, J. S. D. Química Analítica. O Mundo da Química, [entre 
2015 e 2020]. Disponível em: https://bit.ly/2H9ULNr. Acesso em: 29 ago. 2020. 
SKOOG, D. A. et al. Fundamentos de Química Analítica. Tradução de Robson 
Mendes Matos. 9. ed. atual. São Paulo: Cengage Learning, 2014. 
SOUSA, R. A. D. et al. Preparação de Amostras para Análise Elementar: Contexto 
Geral, Métodos Usuais e Aspectos Práticos. Universidade Federal de Juiz de Fora, Juiz 
de Fora, 2017. Disponível em: https://bit.ly/3hxYjFH. Acesso em: 29 ago. 2020. 
VOET, D.; VOET, J. G.; PRATT, C. W. Biochemistry. 3rd. ed. Hoboken: John Wiley and 
Sons, v. I, 2004. 
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. Tradução de Antônio Gimeno. 5. ed. rev. 
São Paulo: Mestre Jou, 1981.