aula 08 quim analitica

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Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 08: Equilíbrio aquoso de solubilidade
Apresentação
Até agora, todos os equilíbrios aquosos que estudamos foram referentes a equilíbrios homogêneos. Nesta aula,
abordaremos equilíbrios heterogêneos envolvidos na dissolução e precipitação de compostos iônicos, principalmente,
sais.
Os fenômenos de precipitação e dissolução de compostos iônicos estão presentes no nosso dia a dia, como, por exemplo,
a dissolução do sal de cozinha no preparo dos alimentos e o desgaste do esmalte dentário provocado pela ingestão de
alimentos com soluções ácidas, como refrigerantes e café.
Por outro lado, dúvidas ainda surgem em relação às armas de contenção menos letais no Brasil. Apesar da regulação
desse tipo de arma, muitos questionamentos ainda surgem, como: Pode matar?
Objetivos
De�nir equilíbrio de solubilidade;
Examinar conceitos e aplicações da constante de equilíbrio de solubilidade;
Analisar qualitativamente íons metálicos.
Solubilidade
Antes de falar sobre o equilíbrio de solubilidade, vamos relembrar alguns conceitos importantes diretamente relacionados a
esse tópico.
Solubilidade
É a quantidade limite de determinada substância que consegue ser dissolvida em determinado volume de
solvente. A solubilidade é representada por S.
Na Tabela 1, vemos a solubilidade de alguns compostos iônicos:
Tabela 1: Solubilidade de diferentes substâncias em 100 gramas a 20 °C:
Substância Massa de substância dissolvida (g)
NaCl 36,0
Açúcar 33,0
KCl 7,4
Clique nos botões para ver as informações.
Número máximo de moles de soluto dissolvidos em 1 L de uma solução saturada.
Solubilidade molar (mol/L) 
Número de gramas de soluto dissolvidos em 1 L de uma solução saturada.
Solubilidade (g/L) 
Soluções homogêneas com quantidade máxima de soluto dissolvido em um determinado volume de solvente, a certa
temperatura.
Solução saturada 
Soluções homogêneas com quantidade de soluto inferior à solubilidade máxima possível, à determinada temperatura.
Solução insaturada 
Soluções homogêneas instáveis que contém uma quantidade de soluto superior à capacidade máxima e que tende a
precipitar, formando uma mistura heterogênea entre a solução saturada e o precipitado.
Supersaturada 
Substância insolúvel que se separa da solução e forma uma fase sólida. O precipitado não necessariamente é cristalino
ou deposita-se espontaneamente no fundo da mistura. Ele pode ser coloidal e, dependendo da natureza da partícula, os
métodos mais utilizados são a �ltração ou centrifugação.
Precipitado (ppt) 
Atenção
É importante destacar que a solubilidade (S) de um precipitado é igual à concentração de sua solução saturada.
Fonte: Shutterstock
Constante de equilíbrio de
solubilidade ou constante do
produto de solubilidade (Kps).
Vamos considerar uma solução saturada de determinado
sal. A adição de maiores quantidades desse sal leva à
formação de precipitado, passando a ser uma solução
heterogênea (fase líquida – solução saturada e fase sólida –
precipitado).
Como o composto iônico é um eletrólito forte, pequenas
quantidades são dissolvidas e seus íons são liberados na
solução.
No momento em que a velocidade de dissolução do soluto que está em contato com a solução saturada iguala-se à velocidade
de precipitação, o equilíbrio químico é estabelecido. Esse equilíbrio é denominado Equilíbrio de solubilidade ou de
precipitação. Veja como exemplo a dissolução do AgCl, do equilíbrio de solubilidade do AgCl:
𝑨𝒈𝑪𝒍 ( 𝑺 ) ⇌ 𝑨𝒈
+
( 𝒂 𝒒 ) + 𝑪𝒍
-
( 𝒂 𝒒 )
Para todo equilíbrio, a extensão do equilíbrio de solubilidade é prevista a partir da expressão da constante de equilíbrio de
solubilidade ou, ainda, da constante do produto de solubilidade molar (ou somente produto de solubilidade).
O constante do produto de solubilidade é representado por K , em que o “ps” subscrito signi�ca produto de solubilidade. Para o
equilíbrio de solubilidade do AgCl, a expressão do produto de solubilidade molar é dada por:
ps
𝑲 𝒑 𝒔 = 𝑨𝒈
+ . 𝑪𝒍 - [ ] [ ]
Você lembra porque o AgCl sólido não entra na expressão do produto
de solubilidade?
As espécies sólidas e líquidos puros não entram na expressão da constante de equilíbrio pois suas concentrações são
constantes.
De forma geral, o produto de solubilidade de um composto é calculado a
partir da multiplicação entre as concentrações dos seus íons presentes no
equilíbrio, em que cada um deles é elevado às potências que são iguais aos
respectivos expoentes (esses números também correspondem aos índices
desses íons na fórmula química).
Os produtos de solubilidade das substâncias são determinados experimentalmente, à uma temperatura especí�ca, que
normalmente é de 25° C. Na Tabela 2, listamos alguns exemplos de K .ps
Tabela 2: Exemplos de compostos iônicos pouco solúveis e seus respectivos K :ps
Substância K
AgOH 1,0 x 10
Ag SO 3,2 x 10
BaSO 1,5 x 10
ZnS 1,2 x 10
Al(OH) 5,0 x 10
Fonte: BROWN, 2015; HAGE, 2012; SKOOG, 2015.
ps
-8
2 4
-5
4
-9
-23
3
-33
 Relação entre solubilidade molar e produto de solubilidade
 Clique no botão acima.
Relação entre solubilidade molar e produto de solubilidade
Apesar de se relacionarem diretamente, as de�nições de solubilidade e produto de solubilidade são completamente
diferentes e não podem ser confundidas.
Como já vimos no início da aula, a solubilidade é a quantidade necessária de soluto dissolvido para formar uma
solução saturada. A solubilidade de um composto pode ser alterada quando in�uenciada por diversos fatores, sobre os
quais falaremos mais adiante.
Já o produto de solubilidade (K ) é a constante de equilíbrio que se dá quando a dissolução de um sólido iônico, em
contato com uma solução saturada de seus íons, alcança o equilíbrio químico. Como é uma constante, a uma
temperatura especí�ca, o valor de K não pode ser alterado.
O conhecimento sobre os aspectos qualitativos e quantitativos do equilíbrio de solubilidade é particularmente útil no
estudo dos compostos iônicos pouco solúveis em meio aquoso, uma vez que nos permite estimar a solubilidade
desses compostos e prever a formação ou não de precipitado em soluções em que seus íons estão dissolvidos.
A solubilidade molar e o K são os dois parâmetros principais envolvidos nos cálculos do equilíbrio químico de
solubilidade.
Determinação de K e solubilidade
Utilizaremos como exemplo o equilíbrio de solubilidade do AgCl que vimos anteriormente:
Perceba que, neste equilíbrio, a cada molécula de AgCl dissolvida, uma molécula de Ag e uma molécula de Cl são
formadas. A concentração de AgCl que se dissocia até atingir o equilíbrio químico é igual à sua solubilidade (S), pois é
a quantidade necessária para que a solução saturada seja formada. Podemos dizer, então, que:
Logo,
ps
ps
ps
ps
𝐴𝑔𝐶𝑙 ( 𝑆 ) ⇌ 𝐴𝑔
+
( 𝑎 𝑞 ) + 𝐶𝑙
-
( 𝑎 𝑞 )
+ -
𝐴𝑔 +( 𝑎 𝑞 ) = 𝐶𝑙 
-
( 𝑎 𝑞 ) = 𝑺[ ] [ ]
𝑲 𝒑 𝒔 = 𝑨𝒈
+ . 𝑪𝒍 - = 𝑺 . 𝑺 = 𝑺2 [ ] [ ] ( ) ( )
Mas qual informação sobre a solubilidade do composto iônico o K é capaz de fornecer?
Em regra geral, quanto menor for o K menos solúvel é a substância, o que indica que as quantidades de seus íons
em uma solução saturada são pequenas.
Porém, é preciso atenção se quisermos comparar as solubilidades de dois ou mais compostos por meio do K . Se a
proporção estequiométrica for a mesma, somente o valor de Kps é su�ciente para determinar a ordem de
solubilidade. Porém, se a proporção estequiométrica não for a mesma, a comparação só deve ser feita pelo valor da
solubilidade. Observe as Tabelas 3 e 4 abaixo:
Tabela 3: Compostos iônicos com proporção de 1 cátion:1 ânion
Veremos, agora, exemplos de equilíbrios de solubilidade, bem como o passo a passo para determinação da
solubilidade a partir de K :
Exemplo 1: Determinação da solubilidade do PbI2 (K = 9,8 . 10 ):
Solução:
Neste caso, se soubermos a solubilidade do composto iônico, podemos calcular K elevando este valor ao quadrado. Agora,
se o K é conhecido e nos interessa conhecer a solubilidade,o cálculo é feito por:
ps
ps
𝑺 𝟐 = 𝑲 𝒑 𝒔𝑺 = 𝑲 𝒑 𝒔√
É possível generalizar a expressão de K para compostos iônicos A B da seguinte forma:ps x y
𝐴 𝑥 𝐵 𝑦 ( 𝑠 ) ⇌ 𝑥 𝐴
𝑦 +
( 𝑎 𝑞 ) + 𝑦 𝐵
− 𝑥
( 𝑎 𝑞 )𝐾 𝑝 𝑠 = [𝐴  ]𝑥. [𝐵 ]𝑦𝑦+ 𝑥+
ps
ps
ps
 Fonte: BROWN, 2015; HAGE, 2012; SKOOG, 2015.
Tabela 4: Compostos iônicos com proporção de 1 cátion: 2 ânion
 Fonte: BROWN, 2015; HAGE, 2012; SKOOG, 2015.
ps
ps
-9
1. Estabelecer a equação de ionização para o equilíbrio de solubilidade:
2. Escrever a expressão de K :
3. Analisar a estequiometria do equilíbrio de solubilidade: Observe que, para cada mol de PbI solubilizado, 1 mol de
Pb e 2 mol de I são formados. Portanto,
4. Substituir na expressão da constante e calcular S:
Exemplo 2: Determinação da solubilidade do Sb S (Kps = 5,0 . 10 ):
Solução:
1. Estabelecer a equação de ionização para o equilíbrio de solubilidade:
𝑃𝑏𝐼2 ( 𝑠 ) ⇌ 𝑃𝑏
2 +
( 𝑎 𝑞 ) + 2 𝐼
-
( 𝑎 𝑞 )
ps
𝐾 𝑝 𝑠 = 𝑃𝑏2 + . [𝐼  ]2[ ] -
2
+2 -
𝑷𝒃 𝟐 + = 𝑺 𝑰 − = 𝟐 𝑺[ ] [ ]
𝐾 𝑝 𝑠 = 𝑺 . [𝟐 𝑺]
2 𝐾 𝑝 𝑠 = 4 𝑺
3 𝑺 = 
3 𝑲 𝒑 𝒔
4 𝑺 = 
3 𝟗 , 𝟖 . 𝟏 𝟎 − 𝟗
4 𝑺 = 
3√ 𝟐, 𝟑𝟓 . 𝟏𝟎 − 𝟗 = 𝟏, 𝟒 . 𝟏𝟎 − 𝟑 𝑚𝑜𝑙 /𝐿[ ] √ √
( ) ( )
2 3
-51
2. Escrever a expressão de K :
3. Analisar a estequiometria do equilíbrio de solubilidade: Observe que, para cada mol de Sb S solubilizado, 2 mol de
Sb e 3 mol de S são formados. Portanto,
4. Substituir na expressão da constante e calcular S:
Vamos aprender como calcular o K ?
Exemplo 3: Sabendo que a solubilidade do AgCl é 1,33 . 10 , calcule o K :
Solução: Neste caso, a resolução é bastante parecida:
1. Estabelecer a equação de ionização para o equilíbrio de solubilidade:
𝑆𝑏2 𝑆3 ( 𝑠 ) ⇌ 2 𝑆𝑏
3 +
( 𝑎 𝑞 ) + 3 𝑆
2 -
( 𝑎 𝑞 )
ps
𝐾 𝑝 𝑠 = [𝑆𝑏 ]2. [𝑆  ]33+ 2−
2 3
3+ 2-
𝑺𝒃 𝟑 + = 𝟐𝑺 𝑺 𝟐 − = 𝟑𝑺[ ] [ ]
𝐾 𝑝 𝑠 = [2𝑆]
2. [3𝑆]3 𝐾 𝑝 𝑠 = 𝟏𝟎𝟖𝑺
5 𝑺 = 
5 𝑲 𝒑 𝒔
𝟏 𝟎 𝟖 𝑺 = 
5 𝟓 , 𝟎 . 𝟏 𝟎 − 𝟓 𝟏
𝟏 𝟎 𝟖 𝑺 = 
5√ 𝟒, 𝟔𝟐 . 𝟏𝟎 − 𝟓 𝟑 = 𝟑, 𝟒 . 𝟏𝟎 − 𝟏 𝟏𝑚𝑜𝑙 /𝐿√ √
( ) ( )
ps
-5
ps
𝐴𝑔𝐶𝑙 ( 𝑆 ) ⇌ 𝐴𝑔
+
( 𝑎 𝑞 ) + 𝐶𝑙
-
( 𝑎 𝑞 )
2. Escrever a expressão de K :
3. Analisar a estequiometria do equilíbrio de solubilidade:
4. Substituir na expressão da constante e calcular K :
Determinação de Q e formação de precipitação
ps
𝑲 𝒑 𝒔 = 𝑨𝒈
+ . 𝑪𝒍 - [ ] [ ]
𝐴𝑔 +( 𝑎 𝑞 ) = 𝐶𝑙 
-
( 𝑎 𝑞 ) = 𝑺[ ] [ ]
ps
𝑲 𝒑 𝒔 = 𝑺 . 𝑺 𝑲 𝒑 𝒔 = 𝑺
𝟐 = (𝟏, 𝟑𝟑. 𝟏𝟎  )𝟐=𝟏,𝟖 . 𝟏𝟎−𝟏𝟎[ ] [ ] −𝟓
ps
Como já mencionamos anteriormente, o equilíbrio de solubilidade nos possibilita prever se haverá ou não precipitação
se misturarmos soluções contendo os íons que constituem um determinado composto iônico. É possível estimar,
também, em que concentração a precipitação deve começar a acontecer. Com isso, podemos promover a separação
de um determinado íon por precipitação.
Para isso, utilizamos a comparação entre os valores do quociente de reação Q e o K da seguinte forma: 
Se Q < Kps - solução não saturada, não há precipitação; 
Se Q = K - solução saturada, não há precipitação; 
Se Q > K – há formação de precipitado.
É importante lembrar que a diferença entre a constante (K) e o quociente (Q) é que este último pode ser calculado em
qualquer momento da reação, enquanto a constante só pode ser determinada quando conhecemos as quantidades de
todos os reagentes e produtos no equilíbrio químico.
Veremos, a seguir, como esta previsão pode ser feita.
Exemplo 4: O K para o BaSO é 1,0 x 10 . Se em 1L de solução existem 0,0010 mol de Ba e 0,00010 mol de SO
haverá precipitação de BaSO ?
Solução: Primeiramente, precisamos escrever o equilíbrio de solubilidade e o produto de solubilidade:
A partir do produto de solubilidade (K ) podemos determinar a expressão de Q :
ps ps
ps
ps ps
ps ps
ps 4
-10 2+
4
2-
4
𝐵𝑎𝑆𝑂4 ( 𝑆 ) ⇌ 𝐵𝑎
2 +
( 𝑎 𝑞 ) + 𝑆𝑂
-
4 ( 𝑎 𝑞 ) 𝐾 𝑝 𝑠 = 𝐵𝑎
2 + . 𝑆𝑂2 −4 [ ] [ ]
ps ps
Como Q (1,0 . 10 ) > K (1,0 . 10 ), podemos dizer que haverá precipitação.
Atenção: Ao fazer este tipo de cálculo, em que muitas vezes são misturados volumes diferentes das soluções
contendo os íons, observe sempre com cuidado qual será o volume �nal da solução para que a concentração dos íons
seja determinada corretamente.
𝑄 𝑝 𝑠 = 𝐵𝑎
2 + . 𝑆𝑂2 −4 𝑄 𝑝 𝑠 = 0, 0010 . 0, 0001 = 1, 0 . 10
− 7[ ] [ ] ( ) ( )
ps
−7
ps
−7
Fatores que alteram a solubilidade
Além da temperatura, a solubilidade dos compostos pode ser afetada por outros fatores. Para que você consiga compreender
melhor como essa interferência acontece, revise dois conceitos já estudados nesta disciplina: O efeito do íon comum e o
princípio de Le Châtelier.
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Normalmente, a solubilidade de um composto iônico pouco solúvel é maior em água pura do que na presença de um íon
comum.
Considere o equilíbrio de solubilidade para o CaF :
Se adicionarmos Ca2+a este equilíbrio, ele se desloca na direção dos reagentes e, consequentemente, a solubilidade é
reduzida pela formação de mais sólido. A outra consequência é que a concentração de F também irá diminuir, uma vez
que reage com o Ca para que o CaF seja formado.
Podemos constatar o efeito comum quantitativamente. Observe no exemplo a seguir:
Exemplo 5: Qual a concentração de Ag em solução quando o AgCl é dissolvido em NaCl 0,10 M? Dado: K AgCl = 1,8 .
10
Solução: Para calcular a concentração de Ag+, vamos usar a expressão de K :
Agora, vamos determinar a concentração de Cl , no equilíbrio, que é o somatório da quantidade de Cl proveniente da
dissociação do AgCl e a quantidade referente à solução de NaCl:
Considerando que a solubilidade do AgCl é muito pequena, podemos considerar que
Logo:
Efeito do íon comum 
2
𝐶𝑎𝐹2 ( 𝑆 ) ⇌ 𝐶𝑎
2 +
( 𝑎 𝑞 ) + 2 𝐹
-
( 𝑎 𝑞 )
-
+
2
+
ps
-10
ps
𝐴𝑔𝐶𝑙 ( 𝑆 ) ⇌ 𝐴𝑔
+
( 𝑎 𝑞 ) 𝐶𝑙
-
( 𝑎 𝑞 ) 𝑲 𝒑 𝒔 = 𝑨𝒈 
+ . 𝑪𝒍 - [ ] [ ]
- -
[𝐶𝑙 ]= 𝑺 +0,10−
[𝐶𝑙 ]= 𝑺 +0,10 ≈ 0,10−
𝐾 𝑝 𝑠 = 𝐴𝑔
+ . 𝐶𝑙 - 𝐴𝑔 + = 
𝐾 𝑝 𝑠
𝐶 𝑙 - 
= 
 1 , 8 . 10 − 9
0 , 10 = 1, 8. 10
− 9 𝑚𝑜𝑙 /𝐿[ ] [ ] [ ] [ ] ( )
Sempre que o ânion apresentar caráter básico, a solubilidade do composto iônico será alterada pelo pH.
Por exemplo, o equilíbrio de solubilidade para Mg(OH) é:
Para uma solução saturada de hidróxido de magnésio, a solubilidade é de 1,7.10 e o pH é 10,52. Porém, se este
composto é colocado em uma solução tampão com pH 9,0, a concentração de OH diminui e, consequentemente, o
equilíbrio de solubilidade se desloca no sentido dos produtos, a �m de que o equilíbrio seja reestabelecido, aumentando a
solubilidade.
Então, a concentração de Mg nesta solução é determinada da seguinte forma:
A partir do pH, [OH ] é calculada por:
Logo,
Podemos perceber que a solubilidade de um composto iônico, cujo ânion é básico, aumenta em pH mais ácido. Quanto
maior for o caráter básico apresentado pelo ânion, maior a in�uência do pH sobre a solubilidade do composto.
Efeito do pH 
2
𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 ( 𝑆 ) ⇌ 𝑀𝑔
2 +
( 𝑎 𝑞 ) + 2 𝑂𝐻
-
( 𝑎 𝑞 )
-4
-
2+
𝐾 𝑝 𝑠 = 𝑀𝑔
2 + . [𝑂𝐻  ]2  [𝑀𝑔2+ ]=  𝐾𝑝𝑠 [𝑂𝐻− ]2[ ] −
-
𝑝𝑂𝐻=14−𝑝𝐻=14−9=5 
[𝑂𝐻 ]= 10 = 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿− −𝑝𝐻 −5
𝑀𝑔2 + = 
 1 , 8 . 10 − 11
( 10 )2= 0,18 𝑚𝑜𝑙/𝐿[ ] ( ) −5
É importante ressaltar os compostos iônicos cujos ânions não têm capacidade de aceitar H e, por isso, não sofrem
in�uência da variação de pH.
+
Formação de compostos de coordenação (complexos)
Os íons metálicos, principalmente os metais de transição, têm por características formar compostos de coordenação com
moléculas de água (estudaremos mais sobre este assunto na aula 9) e com outras que também apresentam pares de elétrons
não ligados.
A presença de substâncias desse tipo pode interferir na solubilidade de um composto iônico metálico. O íon prata (Ag ), por
exemplo, forma um complexo solúvel com aamônia (NH ) e, por isso, a adição de amônia aumenta a solubilidade do AgCl. Os
dois equilíbrios podem ser representados por uma reação global:
+
3
𝑨𝒈𝑪𝒍 ( 𝑺 ) ⇌ 𝑨𝒈
+
( 𝒂 𝒒 ) + 𝑪𝒍
-
( 𝒂 𝒒 )𝑨𝒈
+
( 𝒂 𝒒 ) + 𝟐 𝑵𝑯 𝟑 ( 𝒂 𝒒 ) ⇌ 𝑨𝒈 𝑵𝑯3 )
+
𝟐 ( 𝒂 𝒒 )(
Reação global: 𝐴𝑔𝐶𝑙 ( 𝑆 ) + 2 𝑁𝐻3 ( 𝑎 𝑞 ) ⇌ 𝐴𝑔 𝑁𝐻3 
+
2 ( 𝑎 𝑞 )
 + 𝐶𝑙 -( 𝑎 𝑞 )
A reação de formação complexo 𝐴𝑔 𝑁𝐻 3
+
2
 retira íon Ag do meio; com isso, o equilíbrio de solubilidade do AgCl é deslocado
no sentido dos produtos a �m de reestabelecer o equilíbrio. O resultado é o aumento da solubilidade do AgCl, pois a quantidade
do reagente na fase sólida diminui.
( )
( ) +
Mas qualquer substância que tenha par de elétrons isolados pode
aumentar a solubilidade do AgCl? E a NH é capaz de aumentar a
solubilidade de qualquer composto iônico pouco solúvel que tenha íon
metálico como cátion?
3
Para que uma substância doadora de par de elétrons aumente a solubilidade de um composto iônico metálico, ela deve ter
mais a�nidade com o metal do que a água, para que possa deslocar as moléculas de água envolvidas na solvatação do cátion
metálico.
Em geral, a solubilidade de compostos iônicos metálicos aumenta na
presença de substâncias que tenham par de elétrons isolados e que formem
complexos com os seus cátions.
Precipitação seletiva
Até agora vimos diferentes exemplos de equilíbrios de solubilidades. Cada um tem um valor de produto de solubilidade
diferente, ou seja, possuem solubilidades também distintas.
Essa diferença pode ser útil para separarmos cátions de elementos diferentes presentes na mesma solução. Para isso,
adiciona-se a este meio um ânion com o qual eles formem compostos iônicos pouco solúveis. O ponto principal para que esta
separação seja e�ciente é a diferença de solubilidades dos precipitados, que precisa ser su�cientemente grande para que cada
íon precipite separadamente.
Se em uma mistura contendo Ag e Cu , por exemplo, for adicionado HCl, apenas a prata precipita na forma de AgCl. O Cu
permanece em solução, pois o CuCl é muito solúvel.
+ 2+ 2+
2
 Veja um exemplo de como separar uma mistura de Ca e Mg .
 Clique no botão acima.
2+ 2+
Veja um exemplo de como separar uma mistura de Ca e Mg
Exemplo 6: Determine a ordem de precipitação dos íons na forma de hidróxido em uma solução contendo Ca2+ (0,010
mol/L) e Mg2+ (0, 050 mol/L). Informe, também, a concentração de OH- que deve ser adicionada para iniciar a
precipitação de cada um.
Dados: 
K do Ca(OH) = 5,5 . 10 
K do Mg(OH) = 1,8 . 10
Solução: A precipitação começa a acontecer quando os produtos das concentrações dos íons que formam o
composto iônico, elevado à potência igual a seus respectivos coe�cientes estequiométricos, é superior ao valor de K .
Ou seja, quando Q > K .
- Cálculo da concentração de OH 
Para a precipitação do Ca(OH)
Para Mg(OH)
Ou seja,
O Mg começa a precipitar primeiro quando [OH ] > 1,9 . 10 mol/L. Já o Ca começa a precipitar quando [OH ] >
0,023 mol/L. Logo, o Ca(OH) é mais solúvel do que Mg(OH) .
A ordem de precipitação também pode ser prevista se analisarmos os valores de K e das solubilidades dos
precipitados a serem formados. Veja que neste exemplo o K do Mg(OH) é menor do que o K do Ca(OH) , o que
pode ser con�rmado na resolução deste problema.
2+ 2+
ps 2
-6
ps 2
-11
ps
ps ps
-
2
𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 ( 𝑠 ) + ⇌ 𝐶𝑎
2 +
( 𝑎 𝑞 ) + 2 𝑂𝐻
-
( 𝑎 𝑞 )𝐾 𝑝 𝑠 = 𝐶𝑎
2 + . 𝑂𝐻 - ]2 𝑂𝐻 - ]2 = 
𝐾 𝑝 𝑠 
𝐶 𝑎2 + 
𝑂𝐻 − =
 𝐾 _𝑝 𝑠
𝐶 𝑎2 + 
= 
5 , 5 . 10 - 6
0 , 010 = 0[ ] [ [ [ ] [ ] √ [ ] √ ( )
2
𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 ( 𝑠 ) + ⇌ 𝑀𝑔
2 +
( 𝑎 𝑞 ) + 2 𝑂𝐻
-
( 𝑎 𝑞 )𝐾 𝑝 𝑠 = 〖 𝑀𝑔
2 + . [𝑂𝐻  ]2 [𝑂𝐻
 ]2=  𝐾 [𝑀𝑔  ]  [𝑂𝐻− ]= 𝐾𝑝𝑠[𝑀𝑔2+] = (1,8 .10−11)0,050=1,9 . 10−5 𝑚𝑜𝑙/𝐿
[ ] −
−
𝑝𝑠
2+
2+ - -5 2+ -
2 2
ps
ps 2 ps 2
Análise qualitativa de cátions
A análise química qualitativa é a parte da química que estuda a presença ou ausência de determinada substância. Apesar do
desenvolvimento de técnicas instrumentais mais modernas, com maior precisão e exatidão, as reações de precipitação até
hoje são empregadas para apresentar e exempli�car de forma perceptível os princípios de solubilidade e equilíbrio químico.
A análise de uma mistura de íons precisa ser sistemática e segue, de forma geral, três etapas:
1
Separação dos íons por grupos, por precipitação;
2
Dissolução de cada íon por dissolução seletiva;
3
Teste especí�co de determinação.
Nesta aula falaremos apenas da identi�cação qualitativa de cátion pela sua maior aplicabilidade.
Os cátions comuns são divididos em grupos, de acordo com o ânion com o qual eles formam compostos insolúveis. Na análise
de uma mistura de cátions metálicos, é importante que a sequência de adição dos reagentes precipitantes seja feita na ordem
adequada. As separações que envolvem a precipitação de menor quantidade de cátion são realizadas primeiro.
Saiba mais
Um outro ponto importante é que a adição do precipitante seja su�ciente para precipitar praticamente todo cátion, a �m de que
qualquer concentração de cátion que �car em solução não inter�ra na etapa subsequente.
Vamos conhecer cada grupo de cátion e suas principais características:
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É o grupo dos cloretos insolúveis e inclui os íons metálicos que precipitam na presença do íon cloreto. Os cátions
metálicos deste grupo são: 𝐴𝑔 ; 𝐻𝑔 ( ) 𝑒 𝑃𝑏 , que vão precipitar na forma de 𝐴𝑔𝐶𝑙;𝐻𝑔𝐶𝑙 𝑒 𝑃𝑏𝐶𝑙 . Para a precipitação
dos íons deste grupo é adicionado HCl (geralmente 6M) à solução.
Caso não haja precipitação nesta etapa, podemos presumir que não há metais do grupo I na amostra e a solução segue
para a etapa subsequente. Se houver precipitação, o sólido é separado do sobrenadante (solução contendo os íons que
não precipitaram) por centrifugação. A solução, então, segue para análise de cátions do grupo II.
Grupo I 
+
2
2+ 2+
2 2
É o grupo dos sulfetos ácidos e inclui os íons que precipitam na presença de S2- em pH ácido. Nesta etapa, é adicionado
ao meio, que já está ácido devido à adição de HCl da etapa anterior, H2S. O ácido sulfídrico é gerado pela hidrólise da
tioacetamida (TAA), conforme a reação abaixo:
𝐶𝐻 (𝐶𝑆)𝑁𝐻 (𝑡𝑖𝑜𝑎𝑐𝑒𝑡𝑎𝑚𝑖𝑑𝑎)+ 𝐻 𝑂+𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⇌ 𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑁𝐻 + 𝐻 𝑂
Em meio ácido, a ionização do H S diminui e apenas pequenas quantidades de sulfeto são liberados. Por isso, nessa
etapa, quem irá precipitar serão aqueles metais que formam sulfetos mais insolúveis, como 𝐶𝑢 ; 𝐵𝑖 ; 𝐶𝑑 ; 𝑃𝑏 ; 𝐻𝑔 );
𝐴𝑠 ; 𝑆𝑏 𝑒 𝑆𝑛 . Na presença de sulfetos, eles formam os seguintes sais: 𝐶𝑢𝑆; 𝐵𝑖 𝑆_ ;𝐶𝑑𝑆;𝑃𝑏𝑆;𝐻𝑔𝑆; 𝐴𝑠 𝑆 ; 𝑆𝑏 𝑆 ; 𝑆𝑛𝑆 .
É importante o pH do meio estar ácido para manter os cátions que formam sulfetos mais solúveis em solução. Caso não
haja precipitação nesta etapa, podemos presumir que não há metais do grupo II na amostra e a solução segue para a
etapa subsequente.
Se houver precipitação, o sólido é separado do sobrenadante (solução contendo os íons que não precipitaram) por
centrifugação. A solução, então, segue para análise de cátions do grupo III.
Grupo II 
3 2 2 3 2 2 (𝑔)
2
2+ 3+ 2+ 2+ 2+
3+ 3+ 4+
2 3 2 3 2 3 2
É o grupo dos hidróxidos e sulfetos insolúveis em meio básico. Para a análise dos metais deste grupo, o meio precisa ser
levemente alcalinizado e tamponado com NH OH e NH Cl. O agente precipitante é H S, que é gerado pela hidrólise da
TAA. Outras fontes de sulfeto, como o (NH ) S, também podem ser usados.
Nessas condições, a concentração de S fornecida é maior, fazendo com que o produto das concentrações dos íons seja
maior do que K , ou seja, ocorre precipitação. São representantes deste grupo os metais 𝐴𝑙 ; 𝐶𝑟 que precipitam como
hidróxidos (𝐴𝑙(𝑂𝐻) ; 𝐶𝑟(𝑂𝐻) ) e 𝐹𝑒 ); 𝑍𝑛 ; 𝑁𝑖 ); 𝐶𝑜 ; 𝑀𝑛 que precipitam como sulfetos ( 𝐹𝑒𝑆; 𝑍𝑛𝑆; 𝑁𝑖𝑆; 𝐶𝑜𝑆; 𝑀𝑛𝑆).
Caso não haja precipitação nesta etapa, podemos presumir que não há metais do grupoIII na amostra e a solução segue
para a etapa subsequente. Se houver precipitação, o sólido é separado do sobrenadante. A solução, então, segue para
análise de cátions do grupo IV.
Grupo III 
4 4 2
4 2
2-
ps
3+ 3+
3 3
2+ 2+ 2+ 2+ 2+
É o grupos dos metais que precipitam na forma de fosfatos insolúveis. Se todos os cátions dos grupos anteriores foram
quantitativamente precipitados, a solução neste ponto conterá apenas cátions que são metais alcalinos (grupo 1 da tabela
periódica) e metais alcalinos terrosos (grupo 2 da tabela periódica).
Os metais alcalinos terrosos ( 𝑀𝑔 𝐶𝑎 ; 𝑆𝑟 𝑒 𝐵𝑎 ) formam sulfetos solúveis e fosfatos insolúveis em meio básico
(𝑀𝑔𝑁𝐻 𝑃𝑂 ; 𝐵𝑎 (𝑃𝑂 ) ; 𝐶𝑎 (𝑃𝑂 ) ; 𝑆𝑟 (𝑃𝑂 ) ). A precipitação é promovida pela adição (NH ) HPO em meio
amoniacal (NH OH e NH Cl).
Os cátions deste grupo, com exceção do Mg , são insolúveis como carbonatos. Por isso, alguns autores vão classi�car
os componentes do grupo IV como aqueles que formam carbonatos insolúveis com a adição de (NH ) CO em meio
tamponado. Nesta perspectiva de classi�cação, o Mg passa a integrar o grupo V.
Grupo IV 
2+ 2+ 2+ 2+
4 4 3 4 2 3 4 2 3 4 2 4 2 4
4 4
2+
4 2 3
2+
Não existe nenhum reagente que precipite todos os cátions desta classe. Geralmente, os compostos iônicos deste grupo
são muito solúveis. A identi�cação para os metais deste grupo é feita observando as características individuais de cada
um de seus componentes, que são: 𝑁𝑎 ; 𝐾 𝑒 𝑁𝐻 .
Grupo V 
+ +
4
+
A Figura 1 e o Quadro 1 mostram, respectivamente, um esquema geral de separação de cátions e regras gerais de solubilidade.
 Figura 1: Fluxograma geral da análise sistemática de cátions | Fonte: BROWN, 2015; HAGE, 2012; SKOOG, 2015.
Quadro 1: Regras gerais de solubilidade
 Fonte: BROWN, 2015; HAGE, 2012; SKOOG, 2015.
Atividades
1. Sobre o equilíbrio químico de solubilidade, é correto a�rmar que:
a) Envolve uma reação homogênea.
b) A precipitação acontece mais rápido com compostos iônicos muito solúveis.
c) A solubilidade molar pode ser definida pela quantidade máxima do composto dissolvido em 1L de solução.
d) O produto de solubilidade é calculado pelo produto das concentrações íons elevadas pelas suas respectivas cargas.
e) A grandeza de K de um composto iônico é inversamente proporcional à sua solubilidade.ps
2. Sabendo que a solubilidade do Ag CrO é 6,7.10 mol/L, o K para este composto é, aproximadamente:2 4 -5 ps
a) 1,2 . 10-12
b) 3,3 . 10-13
c) 1,09 . 10-6
d) 2,7 . 10-7
e) 1,8 . 10-5
3. Analise as a�rmativas a seguir:
I – Os cátions metálicos de transição, geralmente, formam sais muito solúveis. 
II – Os cátions do Grupo I são insolúveis na presença de cloreto. 
III – Os cátions do grupo IV precipitam na presença de H S em meio ácido.
A alternativa correta é:
2
a) I, apenas.
b) II, apenas.
c) III, apenas.
d) I e II.
e) II e III.
Notas
Título modal 1
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Referências
BROWN, T.L. et al. Química: A Ciência Central. 13.ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D.S.; CARR, J.D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012.
KOTZ, J.C. et al. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Cengage Learning, 2016.
SKOOG D A t l F d t d Q í i A líti 9 d Sã P l C L i 2015
SKOOG, D.A. et al. Fundamentos de Química Analítica, 9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
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