Livro Texto - unidade I

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Autora: Profa. Sandra de Aquino e Graça Moretto
Colaboradores: Prof. Juliano Rodrigo Guerreiro
 Profa. Laura Cristina da Cruz Dominciano
Química Analítica
Professora conteudista: Sandra de Aquino e Graça Moretto
Graduada em Química Industrial e Ciências com habilitação em Química pelas Faculdades Osvaldo Cruz (FOC), 
mestre em Tecnologia Bioquímico-farmacêutica pela Faculdade de Ciências Farmacêuticas da Universidade de São 
Paulo (USP), é professora do curso de Farmácia da Universidade Paulista (UNIP) desde 2001 nas disciplinas de Química 
e Bioestatística Aplicada. Tem experiência na área de controle de qualidade físico-químico de produtos farmacêuticos e 
cosméticos, bem como em auditorias da qualidade. Coordenou curso para formação de auditores para a cadeia industrial 
farmacêutica junto ao Instituto Racine. Atuou como colaboradora da Farmacopeia Brasileira, revisando metodologias 
analíticas e monografias de matérias-primas. Atualmente é auditora líder da ISO NBR 17025, que avalia a competência 
dos laboratórios de ensaios e calibração para garantir resultados confiáveis, e consultora para implementação e gestão 
de sistemas da qualidade, baseando-se nas boas práticas de fabricação e gestão da qualidade da ISO 9001.
 
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permissão escrita da Universidade Paulista.
Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP)
M845q Moretto, Sandra de Aquino e Graça.
Química Analítica / Sandra de Aquino e Graça Moretto. – São 
Paulo: Editora Sol, 2020.
180 p., il.
Nota: este volume está publicado nos Cadernos de Estudos e 
Pesquisas da UNIP, Série Didática, ISSN 1517-9230.
1. Química analítica. 2. Funções inorgânicas. 3. Volumetria. 
I. Título.
CDU 543 
U508.26 – 20
Prof. Dr. João Carlos Di Genio
Reitor
Prof. Fábio Romeu de Carvalho
Vice-Reitor de Planejamento, Administração e Finanças
Profa. Melânia Dalla Torre
Vice-Reitora de Unidades Universitárias
Profa. Dra. Marília Ancona-Lopez
Vice-Reitora de Pós-Graduação e Pesquisa
Profa. Dra. Marília Ancona-Lopez
Vice-Reitora de Graduação
Unip Interativa – EaD
Profa. Elisabete Brihy 
Prof. Marcello Vannini
Prof. Dr. Luiz Felipe Scabar
Prof. Ivan Daliberto Frugoli
 Material Didático – EaD
 Comissão editorial: 
 Dra. Angélica L. Carlini (UNIP)
 Dr. Ivan Dias da Motta (CESUMAR)
 Dra. Kátia Mosorov Alonso (UFMT)
 Apoio:
 Profa. Cláudia Regina Baptista – EaD
 Profa. Deise Alcantara Carreiro – Comissão de Qualificação e Avaliação de Cursos
 Projeto gráfico:
 Prof. Alexandre Ponzetto
 Revisão:
 Elaine Pires 
 Bruna Baldez
Sumário
Química Analítica
APRESENTAÇÃO ......................................................................................................................................................7
INTRODUÇÃO ...........................................................................................................................................................7
Unidade I
1 QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA .......................................................................................................... 18
1.1 Reações por via seca .......................................................................................................................... 19
1.2 Reações por via úmida ....................................................................................................................... 28
2 FUNÇÕES INORGÂNICAS (ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS) E PRECIPITADOS ....................... 29
2.1 Ácidos de Arrhenius ............................................................................................................................ 31
2.2 Bases de Arrhenius .............................................................................................................................. 33
2.3 Sais ............................................................................................................................................................. 35
2.4 Óxidos ...................................................................................................................................................... 36
2.5 Precipitados ............................................................................................................................................ 37
2.5.1 Mecanismos de formação de precipitados ................................................................................... 40
2.5.2 Produto de solubilidade (Kps) ........................................................................................................... 41
2.5.3 Cálculo do Kps ou KS ............................................................................................................................ 42
2.5.4 Prevendo a precipitação....................................................................................................................... 46
2.5.5 Precipitação seletiva ............................................................................................................................. 50
2.5.6 Separação do precipitado .................................................................................................................... 51
3 ANÁLISE QUALITATIVA DE CÁTIONS E ÂNIONS .................................................................................. 53
3.1 Análise dos cátions .............................................................................................................................. 53
3.2 Análise dos ânions .............................................................................................................................. 62
4 QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA ....................................................................................................... 67
4.1 Métodos gravimétricos ...................................................................................................................... 68
4.1.1 Balança analítica .................................................................................................................................... 70
4.1.2 Calibração de balanças ......................................................................................................................... 71
4.1.3 Cuidados durante a pesagem ............................................................................................................ 72
4.2 Métodos volumétricos........................................................................................................................ 73
4.3 Métodos eletroanalíticos ................................................................................................................... 73
4.4 Métodos espectroscópicos ............................................................................................................... 74
4.5 Escolha do método analítico ........................................................................................................... 75
Unidade II
5 MATERIAL VOLUMÉTRICO: TIPOS, TÉCNICAS DE EMPREGO E CALIBRAÇÃO ........................... 81
5.1 Pipetas ...................................................................................................................................................... 82
5.2 Balões volumétricos ........................................................................................................................... 85
5.3 Buretas ...................................................................................................................................................... 88
5.4 Classes dos instrumentos: A/AS ou B ........................................................................................... 91
5.4.1 Classe A/AS ................................................................................................................................................91
5.4.2 Classe B ....................................................................................................................................................... 91
5.5 Calibração do material de vidro volumétrico ........................................................................... 92
5.5.1 Metodologia .............................................................................................................................................. 92
5.5.2 Cuidados a serem tomados durante a calibração ..................................................................... 94
5.5.3 Avaliação dos resultados da calibração ......................................................................................... 95
5.6 Limpeza de vidraria ............................................................................................................................ 98
6 VOLUMETRIA .................................................................................................................................................... 99
6.1 Indicadores ............................................................................................................................................102
6.1.1 Indicadores ácidos ................................................................................................................................103
6.1.2 Indicadores básicos .............................................................................................................................103
6.1.3 Indicadores ácido/base comuns ......................................................................................................104
6.1.4 Erros de titulação com indicadores ácido/base ........................................................................105
6.2 Reações químicas úteis em volumetria .....................................................................................106
6.3 Padrão primário ..................................................................................................................................107
6.4 Padrão secundário .............................................................................................................................107
6.5 Padronização de soluções ..............................................................................................................107
6.6 Classificação dos métodos volumétricos ..................................................................................112
6.6.1 Volumetria de neutralização ............................................................................................................ 112
6.6.2 Tipos de titulação ..................................................................................................................................118
6.6.3 Volumetria de precipitação ............................................................................................................... 118
6.6.4 Volumetria de formação de complexos ...................................................................................... 125
6.6.5 Volumetria de oxirredução ............................................................................................................... 128
Unidade III
7 EXPRESSÃO DOS RESULTADOS ANALÍTICOS ......................................................................................139
7.1 Erros de medição ................................................................................................................................140
8 ESTATÍSTICA APLICADA À QUÍMICA ANALÍTICA ................................................................................154
8.1 Intervalos de confiança (IC) ...........................................................................................................154
8.2 Comparação da média com o teste t .........................................................................................157
8.3 Teste F......................................................................................................................................................160
7
APRESENTAÇÃO
Prezado(a) aluno(a),
Será apresentado a você o mundo da química analítica, área dentro do universo das químicas que 
permite identificar e quantificar os componentes de uma amostra, conhecida ou não. Tem aplicação 
em diferentes áreas, tais como farmacêutica, biomédica, cosmética, siderúrgica, alimentar, entre tantas 
outras, pois resultados de análises confiáveis se tornaram exigência tanto regulatória quanto pessoal, uma 
vez que as pessoas buscam consumir produtos que tenham as características e as informações que lhes 
foram oferecidas. Por meio das técnicas analíticas, é possível não apenas determinar a composição de um 
medicamento, mas também quantificar os componentes presentes na formulação de maneira confiável.
A ciência cavalga numa velocidade sem precedentes, com novas técnicas analíticas ultramodernas 
e aparelhos ultrassensíveis, mas, sem o conhecimento dos princípios básicos de uma ciência, nada pode 
ser criado ou evoluído. Por isso, a base em qualquer área sempre será o requisito fundamental para o 
desenvolvimento de um profissional completo. 
Neste livro-texto buscou-se demonstrar a aplicação dentro do cotidiano farmacêutico e, quando 
possível, apresentar o conteúdo com uma abordagem menos detalhada, pois entende-se que nos 
tempos de acesso a conteúdo on-line via internet é fácil encontrar informações, mas informação sem a 
capacidade de interpretação é inútil. O material foi dividido em técnicas analíticas qualitativas e técnicas 
analíticas clássicas quantitativas. Também deu-se ênfase para as questões relacionadas à interpretação 
de resultados e ao emprego das ferramentas estatísticas.
Não deixe de complementar seus estudos lendo e acessando os links que foram sugeridos, pois é 
uma maneira de aperfeiçoar o seu entendimento e complementar as informações recebidas. Espero que 
você se apaixone pelo universo farmacêutico.
Bons estudos!
INTRODUÇÃO
Nesta disciplina será abordado o universo das análises executadas dentro de um laboratório 
físico-químico, e que são, sem dúvida, a base de todo conhecimento científico analítico necessário para 
o desenvolvimento de técnicas não instrumentais e instrumentais de análise. Sem o conhecimento da 
química analítica não seria possível desenvolver os métodos analíticos instrumentais modernos que nos 
permitem obter resultados rápidos e detectar quantidades muito pequenas de um componente em uma 
amostra, o que é fundamental para avaliar a qualidade, a segurança e a eficácia de um medicamento.
É importante salientar que essas técnicas não são utilizadas somente na área farmacêutica, daí a sua 
relevância no mundo científico. O conhecimento da composição química de uma amostra nos revela 
informações fantásticas acerca do processo de evolução, por exemplo, de um planeta, como na dúvida 
sobre se, um dia, o Planeta Vermelho já abrigou vida. Segundo a BBC Brasil (RINCON, 2018), os Estados 
Unidos a e Europa querem trazer rochas de Marte para investigar histórico de vida. Uma missão da 
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Nasa deve abrir caminho para a missão Mars Sample Return, que pretende coletar as amostras a serem 
estudadas na Terra. Essa empreitada espacial poderá colocar os cientistas mais perto de respostas-chave 
sobre o passado de Marte, pois, ao coletar rochas ígneas, será possível entender a evolução geoquímica 
desse planeta.
O conteúdo deste livro-texto será dividido em técnicas qualitativas – empregadas nas etapas iniciais, 
ou seja, na identificação de componentes da amostra –, técnicas de análise quantitativas – com ênfase 
nas técnicas volumétricas, suas peculiaridades, como a importância do uso de materiais volumétricos 
adequados à análise –, erros aos quais esse tipo de análise está sujeita e a importância das boas práticas 
em laboratório para minimizar tais erros. Por fim, veremos a análise estatística na interpretação dos 
resultados, afinal, o que são resultadossem a sua devida interpretação?
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QUÍMICA ANALÍTICA 
Unidade I
A química analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos e das técnicas 
de análise química que nos permitem determinar a composição das substâncias ou das misturas. Ela 
contribui para várias outras áreas da ciência. Atualmente tem formidável aplicação nos laboratórios 
de desenvolvimento e no controle de qualidade das indústrias. Outras áreas da ciência também se 
beneficiam das aplicações da química analítica, tais como mineralogia, geologia, fisiologia, microbiologia 
e também medicina e agronomia.
Figura 1 – Laboratório de química analítica
A química analítica permite-nos determinar a composição qualitativa da substância em estudo, 
ou seja, identificar os elementos ou íons que a constituem, e também a composição quantitativa, 
estabelecendo as proporções entre os elementos ou íons que já tinham sido identificados. 
Nos laboratórios industriais, grande parte do trabalho é de natureza analítica. Pode-se verificar 
então a aplicação da química analítica como instrumento de rotina, pois aplica-se desde o exame de 
matérias-primas adquiridas no mercado, passando pelo controle da produção nas suas várias fases até 
chegar à análise dos produtos intermediários e totalmente acabados.
A química analítica, em particular a análise qualitativa, tem importância científica e prática porque 
apresenta um conjunto de métodos de investigação das substâncias e das suas transformações. Seu 
estudo pode ser dividido em análise qualitativa e análise quantitativa. 
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Unidade I
Análise instrumental
Revela a identidade dos 
elementos na amostra
Marcha analítica de cátions 
e ânions seguida de técnicas 
de identificação
Qualitativa
Volumetria
Gravimetria 
Quantitativa
Determina a quantidade de 
cada elemento presente em 
uma amostra
Análise química
Figura 2 – Estudo da química analítica
Quando uma amostra completamente desconhecida chega ao laboratório, o primeiro passo do 
analista ao recebê-la é fazer a identificação das substâncias que nela estão contidas, ou, se a amostra for 
conhecida, executar a confirmação dos componentes. A solução de um problema como esse enquadra-se 
no contexto da análise qualitativa. Por exemplo: um analista recebe uma amostra de água contaminada 
de um lago. Primeiro ele deve desconfiar da possível contaminação por um determinado contaminante 
químico para então começar a investigar as possibilidades.
Figura 3 – Coleta de amostra
Analista e laboratorista são termos empregados para denominar a pessoa que executa os ensaios 
dentro de um laboratório, independentemente de sua formação acadêmica, que pode ser em farmácia, 
química, biomedicina e assim por diante.
A análise química qualitativa é empregada para determinar a identidade das espécies químicas 
presentes em uma amostra. Não existe interesse na quantidade de cada substância na amostra, apenas 
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QUÍMICA ANALÍTICA 
importa saber se certas substâncias estão presentes ou ausentes. Continuando o exemplo anterior, do 
lago contaminado, ao utilizar técnicas qualitativas é possível determinar se há ou não um determinado 
elemento. Se esse lago estivesse próximo a uma indústria química de baterias, poderia haver a suspeita 
de chumbo como contaminante. Com o auxílio das técnicas analíticas qualitativas seria possível 
verificar apenas a presença ou a ausência de pequenas quantidades de chumbo.
O procedimento para a identificação de uma espécie química consiste em provocar nela uma variação 
em suas propriedades que possa ser facilmente observável, como a formação de um precipitado – que 
é um sólido colorido –, o desprendimento de um gás ou o desprendimento de um odor característico. 
Na figura a seguir é possível observar a formação de um sólido amarelo em um recipiente que contém 
uma amostra em estudo após a adição de um determinado reagente, provavelmente confirmando a 
suspeita de um analista de laboratório. Ou seja, a análise qualitativa se restringe a conter ou não conter 
determinado componente na amostra.
 
Figura 4 – Formação de precipitado
De acordo com Vogel (1981), uma vez identificada a natureza dos constituintes da amostra 
considerada, o analista parte para a determinação da quantificação de cada um dos componentes ou 
de determinados componentes. Essas determinações pertencem ao campo da análise quantitativa, e 
para o fornecimento desses dados existe uma variedade de técnicas. Conhecendo-se a reação química 
envolvida, por meio de uma relação massa e volume, por exemplo, é possível calcular a quantidade de 
um determinando constituinte na amostra recém-identificada.
 As origens dos procedimentos analíticos modernos situam-se no Egito, onde se processaram metais 
preciosos como ouro e prata, desenvolveram a arte da tinturaria, a fabricação de vidro e a tecnologia do 
cobre. Existem também registros de que os primeiros processos de produção de cerveja e vinho tenham 
sido feitos pelos egípcios. 
12
Unidade I
 Saiba mais
Leia o artigo a seguir:
SILVA, L. H.; PINHEIRO, B. C. S. Produções científicas do antigo Egito: um 
diálogo sobre química, cerveja, negritude e outras coisas mais. Redequim – 
Revista Debates em Ensino de Química. 2018. Disponível em: http://www.
journals.ufrpe.br/index.php/REDEQUIM/article/view/2043/482482607. 
Acesso em: 13 abr. 2020.
Na Itália, por volta de 2000 anos atrás, Caio Plínio Segundo (Caius Plinius Secundus (23-79 d.C.)) 
propôs um teste qualitativo para detectar a contaminação de sulfato de cobre, normalmente adulterado 
com sulfato de ferro (BACCAN et al., 1988).
 Saiba mais
Para informações complementares sobre o tema, leia:
PLINY the Elder, natural history. Livius.org. 2019. Disponível em: https://
www.livius.org/articles/person/pliny-the-elder/pliny-the-elder-natural-
history/. Acesso em: 13 abr. 2020.
A química qualitativa se utiliza de procedimentos chamados de marchas analíticas, que se baseiam 
em uma sequência de testes que permitem separar os componentes de uma amostra por meio de 
diferentes metodologias. A identificação de cada componente é feita baseando-se nos aspectos físicos 
e químicos desses componentes. 
De uma maneira simplificada, as marchas analíticas são apresentadas como uma sequência na qual 
as etapas consistem em separar em grupos os elementos de acordo com caraterísticas semelhantes e 
depois identificar cada componente do grupo individualmente. Os componentes seriam precipitados, 
separados e identificados. 
 Saiba mais
A obra a seguir apresenta as bases teóricas e práticas da química analítica 
qualitativa e tem sido de grande valor como livro de referência nessa área: 
VOGEL, A. Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 
13
QUÍMICA ANALÍTICA 
Agora vamos ver como se dá o estudo da química analítica quantitativa. Como mencionado, esta é a 
parte da química analítica que trata dos problemas referentes à determinação das quantidades relativas dos 
constituintes dos materiais em estudo e que indica a quantidade de cada substância presente em uma amostra. 
A quantificação pode ser executada utilizando diferentes técnicas ou métodos. Os métodos analíticos que nos 
dão a quantificação de componentes de uma amostra podem ser convencionais ou instrumentais. 
Quantificação do analito
Necessitam de 
equipamentos
Cromatógrafos, 
espectro-fotômetros etc.
Métodos instrumentais 
Não necessitam de 
equipamentos
Métodos convencionais 
Vidrarias e reagentes, 
balança
Figura 5 – Métodos de quantificação usados em química analítica quantitativa
Não podemos confundir método analítico com técnica analítica. Método é o caminho a ser 
seguido para analisar a amostra, já a técnica analítica é, por exemplo, um método instrumental, como 
espectrofotometria ou uma técnica volumétrica.
A ciência, ao longo dos anos, com o advento do aumento da demanda por tecnologia, possibilitou 
o desenvolvimento de equipamentos cada vez mais sensíveis e seletivos com relação à capacidade dedeterminar a quantidade e a identidade de compostos e elementos presentes em amostras. Isso fez 
com que as técnicas não instrumentais se tornassem menos usadas nas rotinas de laboratório, uma 
vez que o tempo de liberação de resultados passou a ser muito importante no que se refere à escolha 
de um método de análise. Hoje em dia, os laboratórios das indústrias farmacêuticas são dotados de 
equipamentos muito sofisticados, mas o conhecimento dos princípios analíticos ainda é fundamental 
para entender e interpretar os resultados expressos. 
Os métodos convencionais ainda são importantes ferramentas para comparação e adaptação de 
novos métodos analíticos baseados em técnicas instrumentais. A química analítica quantitativa exige 
do analista uma série de etapas e cuidados para garantir resultados confiáveis. Via de regra, existe uma 
sequência que deve ser seguida até atingir o resultado final e expressar os resultados com alto nível de 
confiabilidade. Veja a seguir:
Amostragem
Tratamento da amostra
Análise
Obtenção dos dados 
Expressão do resultado final
Figura 6 – Sequência simplificada de uma análise química quantitativa
14
Unidade I
Exemplo de aplicação 
Agora que você já conheceu os princípios da química analítica e para que ela é usada, analise 
as seguintes propostas. Seria possível utilizar técnicas analíticas para identificar e quantificar os 
contaminantes presentes no rio Paraopeba, próximo à cidade de Brumadinho, após o rompimento da 
barragem da empresa Vale? Que tipo de contaminante você acha que seria possível encontrar nesse rio?
As farmacopeias são livros oficiais autorizados pela Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa) 
que trazem monografias com os ensaios para avaliar a qualidade do insumo farmacêutico e cujas 
análises baseiam-se nos fundamentos da química analítica. O termo “monografia” é utilizado para se 
referir à especificação química completa de uma substância, a fim de garantir a qualidade desta, como 
o aspecto, o pH e o teor em porcentagem que uma substância deve ter. 
Além disso, as farmacopeias indicam como os ensaios devem ser executados, pois, dessa maneira, 
existirá uma padronização. Por serem oficiais, todos os laboratórios farmacêuticos têm acesso a elas e 
podem desenvolver os ensaios da mesma forma. 
Os ensaios farmacopeicos são divididos em quatro partes: 
•	 Ensaios de descrição: têm por objetivo observar as caraterísticas físico-químicas da amostra 
em estudo, que, conjuntamente com os ensaios de identificação, confirmarão a identidade da 
amostra, por exemplo, admitindo que a amostra recebida num laboratório seja um corante 
chamado amarelo crepúsculo laca de alumínio. 
 Exemplo: pó fino; amarelo-alaranjado. É higroscópico.
•	 Ensaios de identificação: são os mais importantes, pois a partir deles confirmamos que a 
matéria-prima que chegou ao laboratório corresponde àquela descrita na nota fiscal. A Anvisa 
recomenda no mínimo dois ensaios de confirmação. 
 Exemplo: transferir 0,15 g da amostra para béquer de 60 mL e dissolver com cerca de 20 mL de 
ácido acético a 30% (p/v) quente até que fique apenas opalescente; esfriar e dividir a solução em 
dois tubos de ensaio; adicionar a um deles 2 mL de solução de morina a 3 mg/mL em álcool etílico, 
recém-preparado; observar a fluorescência verde que se desenvolve sob a luz ultravioleta (254 nm), 
comparando com o tubo sem reativo. A fluorescência confirma que se trata desse corante. 
•	 Ensaios de pureza: são decorrentes de componentes residuais presentes no material, normalmente 
provenientes de suas respectivas sínteses. Isso significa dizer que, ao final da síntese, algumas 
substâncias devem ser quantificadas.
 Exemplo: algumas vezes cloretos, sulfatos, metais pesados, entre outras substâncias podem ser 
considerados impurezas e devem ser quantificados.
15
QUÍMICA ANALÍTICA 
•	 Ensaios de doseamento: são também conhecidos como ensaios de determinação do teor 
em porcentagem.
 Exemplo: executar o doseamento de paracatamol num comprimido.
Os ensaios de descrição, identificação, pureza e doseamento podem ser realizados por técnicas 
convencionais de análise, que discutiremos a seguir, ou por métodos instrumentais de análise, que não 
são o foco desta disciplina.
 Saiba mais
A Farmacopeia brasileira, 6ª edição (FB) está disponível apenas on-line. 
Para saber mais sobre ela, acesse: 
AGÊNCIA NACIONAL DE VIGILÂNCIA SANITÁRIA (ANVISA). Farmacopeia 
brasileira, 6ª edição. 2019a. Disponível em: http://portal.anvisa.gov.br/
farmacopeia-brasileira. Acesso em: 13 abr. 2020.
A Farmacopeia brasileira, 6ª edição é o código oficial farmacêutico do país, que estabelece, dentre 
outras coisas, especificações e requisitos mínimos de qualidade para fármacos, insumos, drogas vegetais, 
medicamentos, produtos para a saúde ou dispositivos médicos, apoiando as ações de regulação 
sanitária e induzindo ao desenvolvimento científico e tecnológico nacional. Sua abrangência impacta, 
principalmente, nas áreas de registro, inspeção e análise laboratorial. 
A principal função de uma farmacopeia é dispor sobre os requisitos mínimos para o controle da 
qualidade de insumos e produtos disponíveis no mercado. Conforme o índice de farmacopeias 
da Organização Mundial da Saúde (OMS), há cerca de sessenta farmacopeias no mundo, como a 
Pharmacopea of United States (USP), a Farmacopeia Portuguesa (FP) etc.
De acordo com a Anvisa, a construção de um compêndio farmacopeico é complexa e envolve muitas 
pessoas, podendo esbarrar em limitações, tais como a dificuldade no estabelecimento de padrões, 
aquisições de matérias-primas, entre outras. Sendo assim, é pouco provável que uma farmacopeia 
possua todas as informações necessárias para garantir a qualidade de todos os produtos, sendo 
necessário permitir que sejam adotados outros compêndios internacionais como referência para o 
estabelecimento dos critérios mínimos de qualidade dos produtos disponíveis no nosso mercado. Assim, 
a Anvisa entende ser importante discutir temas relacionados com a regulamentação nessa área, ou seja, 
uma regulamentação para elencar quais farmacopeias internacionais serão aceitas para fins de controle 
da qualidade e análise fiscal. 
A seguir, a monografia do estearato de zinco, encontrada no volume II da Farmacopeia brasileira, 
6ª edição:
16
Unidade I
ESTEARATO DE ZINCO
Zinci stearas (C17H35CO2)2Zn; 632,34 estearato de zinco; 10665 
[557-05-1] 
Contém, no mínimo, 10,0% e, no máximo, 12,0% de zinco.
DESCRIÇÃO Características físicas. Pó branco, amorfo, leve, isento de partículas 
grumosas. Solubilidade. Praticamente insolúvel em água e em álcool etílico. 
Constantes físico-químicas. Temperatura de solidificação (5.2.29.3): no mínimo, 54 °C. 
Determinar no resíduo obtido no preparo da Solução (1), descrita em Aspecto da preparação. 
IDENTIFICAÇÃO
Satisfaz às reações do íon zinco (5.3.1.1). 
Determinar em 1 mL da Solução (1), obtida em Aspecto da preparação. 
ENSAIOS DE PUREZA 
Aspecto da preparação. Preparar a Solução (1) como descrito a seguir.
A Solução (1) não é mais corada que a Solução-padrão de cor SC F (5.2.12).
Solução (1): dissolver 5 g da amostra em 50 mL de éter etílico e 40 mL de ácido nítrico 
a 7,5% (v/v). Aquecer sob refluxo até completa dissolução e, em seguida, deixar esfriar. 
Separar a fase aquosa, agitar a fase etérea com 4 mL de água e repetir esse procedimento. 
Reunir as fases aquosas, lavar com 15 mL de éter etílico e completar o volume para 50 mL 
com água. Evaporar a fase etérea e levar o resíduo à secura em estufa a 105 °C.
Aspecto da preparação de ácidos graxos. Dissolver 0,5 g do resíduo obtido no preparo 
da Solução (1) em Aspecto da preparação em 10 mL de clorofórmio. A preparação não é mais corada 
que a solução a 12,5% (v/v) de Solução base de cloreto férrico (5.2.12) em 100 mL de HCl 1%. 
Acidez e alcalinidade. Aquecer à ebulição por um minuto, exatamente, 1 g de amostra 
dissolvida em 5 mL de álcool etílico e 20 mL de água. Deixar esfriare filtrar. No máximo, 0,3 mL 
de hidróxido de sódio 0,1 M é gasto para neutralizar 10 mL do filtrado, utilizando vermelho de 
fenol SI como indicador. No máximo, 0,3 mL de ácido clorídrico 0,1 M é gasto para neutralizar 
10 mL do filtrado, utilizando o mesmo indicador. 
Índice de acidez (5.2.29.7). 195 a 210. Determinar em 0,2 g do resíduo obtido no 
preparo da Solução (1) em Aspecto da preparação. 
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QUÍMICA ANALÍTICA 
Cádmio. Proceder conforme descrito em Espectrometria de absorção atômica (5.2.13.1). 
Utilizar o Método II. Utilizar espectrofotômetro provido de chama alimentada com mistura 
de ar-acetileno, lâmpada de cátodo oco de cádmio e selecionar a linha de emissão em 
228,8 nm. No máximo, 0,0005% (5 ppm). Solução amostra: diluir 20 mL da Solução (1), 
obtida em Aspecto da preparação em 50 mL de solução a 3,5% (v/v) de ácido nítrico em 
água. Solução-padrão: preparar as soluções de referência utilizando uma solução estoque 
de 1000 ppm de cádmio. As diluições devem ser feitas em ácido nítrico 3,5% (v/v). 
Chumbo. Proceder conforme descrito em Espectrometria de absorção atômica (5.2.13.1). 
Utilizar o Método II. Utilizar espectrofotômetro provido de chama alimentada com mistura de 
ar-acetileno, lâmpada de cátodo oco de chumbo e selecionar a linha de emissão em 283,3 nm. 
No máximo, 0,0025% (25 ppm). Solução amostra: utilizar a Solução (1), obtida em Aspecto 
da preparação. Solução-padrão: preparar as soluções de referência utilizando uma solução 
estoque de 1000 ppm de chumbo. As diluições devem ser feitas em ácido nítrico 3,5% (v/v). 
Cloretos (5.3.2.1). Com alíquota de 14 mL da Solução (1), obtida em Aspecto da 
preparação, proceder conforme descrito em Ensaio limite para cloretos, utilizando 1 mL de 
ácido clorídrico 0,01 M para a Preparação-padrão. No máximo, 0,025% (250 ppm).
Sulfatos (5.3.2.2). Com alíquota de 2 mL da Solução (1), obtida em Aspecto da 
preparação, proceder conforme descrito em Ensaio limite para sulfatos, utilizando 2,5 mL 
de ácido sulfúrico 0,005 M para a Preparação-padrão. No máximo, 0,6% (6000 ppm). 
Perda por dessecação (5.2.9.1). Determinar em 1 g da amostra após dessecar em 
estufa a temperatura entre 100 °C e 105 °C, até peso constante. No máximo, 6,0%. 
TESTES DE SEGURANÇA BIOLÓGICA 
Contagem do número total de micro-organismos mesofílicos (5.5.3.1.2). Cumpre 
o teste.
Pesquisa de micro-organismos patogênicos (5.5.3.1.3). Cumpre o teste. 
DOSEAMENTO: pesar, com exatidão, cerca de 1 g da amostra e dissolver em 50 mL 
de ácido sulfúrico 0,05 M. Ferver essa solução por 10 minutos ou até ocorrer a 
formação de uma camada límpida de ácidos graxos, adicionando água, se necessário, 
para manter o volume original da solução. Resfriar e filtrar. Lavar cuidadosamente 
o filtro e o frasco com água até que a última lavagem não seja ácida ao papel de 
tornassol. Juntar as águas de lavagem ao filtrado. Proceder conforme Titulações 
complexométricas (5.3.3.4) para Zinco. Cada mL de EDTA dissódico 0,05 M SV equivale 
a 3,268 mg de Zn. 
EMBALAGEM E ARMAZENAMENTO: em recipientes bem fechados. 
18
Unidade I
ROTULAGEM: observar a legislação vigente.
CATEGORIA: adjuvante farmacotécnico.
Fonte: Anvisa (2019b).
Os números que aparecem na frente dos ensaios, p.e, Cloretos (5.3.2.1), são os números que 
referenciam os ensaios e auxiliam o analista a encontrá-los no índice da farmacopeia.
 Saiba mais
A Farmacopeia Brasileira, 6ª edição, v. 2, pode ser baixada no link a 
seguir. Nela o aluno pode navegar pelas diferentes monografias de insumos 
farmacêuticos e especialidades e observar a presença de ensaios de 
identificação, pureza e teor.
AGÊNCIA NACIONAL DE VIGILÂNCIA SANITÁRIA (ANVISA). Farmacopeia 
brasileira, 6ª edição. 2019b. v. 2. Disponível em: http://portal.anvisa.gov.br/
documents/33832/259143/IFA+e+ESP+Pronto.pdf/1d16f9e9-affc-495b-
bb8f-6806c2cef0fe. Acesso em: 13 abr. 2020.
1 QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA
Agora iremos falar de maneira mais detalhada como são executados e quais os tipos de ensaios 
empregados na química analítica qualitativa. Existem os ensaios que são executados tal qual a amostra se 
apresenta, ou seja, sem dissolvê-la. Esses ensaios são denominados ensaios via seca. Mas na maioria das 
vezes as amostras são dissolvidas, e então os ensaios são conduzidos por reações via úmida. Os ensaios 
por via seca são restritos, mas, quando aplicáveis, fornecem evidência da presença de metais na amostra.
As reações por via seca são aplicáveis a substâncias sólidas.
Figura 7 – Sal de flúor (NaF) 
19
QUÍMICA ANALÍTICA 
As reações por via úmida são aplicáveis a substâncias em solução.
Figura 8 – Sulfato de cobre dissolvido 
1.1 Reações por via seca 
Esses ensaios são considerados etapas preliminares para a identificação das amostras em estudo, mas 
não têm sido utilizados com muita frequência em razão de novas técnicas instrumentais mais rápidas 
e mais sensíveis; no entanto, eles fornecem informações úteis num período de tempo comparativamente 
mais curto e a um custo infinitamente mais baixo, por isso podem ser encontrados, quando aplicáveis, 
em ensaios de identificação nas farmacopeias.
 Em uma análise química conseguimos resultados rápidos e seguros se a reação aplicada for específica 
e sensível, ou seja, capaz de identificar um íon específico em quantidades muito pequenas. Alguns 
cátions metálicos, por exemplo, transmitem à chama do bico de Bunsen colorações características, ou 
ainda modificam seu aspecto de uma maneira tão peculiar que nos permitem sua identificação. Nas 
reações por via seca, observamos o comportamento da substância na chama oxidante ou redutora do 
bico de Bunsen. 
Bico de Bunsen
O bico de Bunsen é utilizado no laboratório como fonte de calor para diversas finalidades, como 
aquecimento de soluções, estiramento e preparo de peças de vidro. Possui normalmente como combustível 
o GLP (gás liquefeito de petróleo) – que é uma mistura de butano e propano – e como comburente o oxigênio 
do ar atmosférico, que em proporção adequada permite obter uma chama de alto poder energético. 
20
Unidade I
Figura 9 – Bico de Bunsen
A chama produzida pelo bico de Bunsen varia em cor (amarelo-laranja a azul) e temperatura 
(300 °C a 1600 °C). Quando os orifícios de ar (oxigênio) são totalmente fechados na base do 
aparelho, o gás só irá se misturar com o ar ambiente depois que ele saiu do tubo, na parte superior. 
Essa mistura produz uma chama amarelo brilhante conhecida como chama de segurança, 
pois é mais fácil de ser visualizada e menos quente. Essa chama também é conhecida como 
chama suja, pelo fato de deixar uma camada de carbono (fuligem) sobre o que é aquecido. 
A temperatura atingida é de cerca de 300 °C. Na figura a seguir é possível verificar como se comporta a 
temperatura da chama, dependendo da região.
1540 °C
1560 °C
1540 °C
630 °C
300 °C
Figura 10 – Zonas do bico de Bunsen
21
QUÍMICA ANALÍTICA 
Veja a seguir:
•	 Zona externa: violeta pálida, quase invisível, onde os gases fracamente expostos ao ar sofrem 
combustão completa, resultando em CO2 e H2O. Essa zona é chamada de zona oxidante 
(temperaturas de 1540-1560 ºC). 
•	 Zona intermediária: luminosa, caracterizada por combustão incompleta por deficiência do 
suprimento de O2. O carbono forma CO, o qual se decompõe pelo calor, resultando em diminutas 
partículas de C (carbono), que, incandescentes, dão luminosidade à chama. Essa zona é chamada 
de zona redutora (temperaturas abaixo de 1540 ºC). 
•	 Zona interna: limitada por uma “casca” azulada contendo os gases que ainda não sofreram 
combustão – mistura carburante (temperaturas em torno de 300 ºC).
O tipo de chama mais usado para aquecimento é a chama azul, também chamada de chama 
invisível, dificilmente vista em um quarto bem iluminado, por exemplo. Essa chama atinge 
temperaturas muito altas. Para produzir essa chama azulada deve-se regular a abertura dos orifícios 
de ar na base do bico de Bunsen, para que o oxigênio se misture com o gás,tornando a queima 
deste mais eficiente.
1 2 3 4
Figura 11 – Aspecto da chama em diferentes situações: válvula de ar fechada (1); válvula de ar 
quase fechada (2); válvula de ar semiaberta (3); válvula de ar totalmente aberta (4)
 Observação
É importante que antes de manusear esse tipo de aparelho haja um 
treinamento para evitar possíveis acidentes, visto que muitas tragédias 
de laboratório estão relacionadas com queimaduras ou chamas expostas. 
Devem-se proteger os olhos, os cabelos e as roupas, e manter distância de 
produtos químicos inflamáveis, pois oferecem risco de explosão.
22
Unidade I
Exemplo de aplicação
Considerando o bico de Bunsen, analise por que é possível conseguir chamas amarelas e azuis, sendo 
que o combustível não muda.
Exemplos de reações via seca
Aquecimento
Esses ensaios são conduzidos em recipientes fechados ou não. O material a ser estudado é 
introduzido em um recipiente, normalmente em um tubo de ensaio ou béquer, e o material é submetido 
ao aquecimento no bico de Bunsen. Se o aquecimento for executado em um tubo de ensaio, deve-se 
colocar uma pequena quantidade (ponta de espátula) dentro do tubo de ensaio seco, de modo que 
não fiquem resíduos na parede do tubo, e aquecer com cautela, com o tubo na posição inclinada, 
horizontalmente. Qualquer alteração deve ser registrada.
Nesse tipo de ensaio é possível observar algumas alterações, por exemplo:
• o sólido pode sublimar;
• o sólido pode fundir-se;
• o sólido pode decompor-se; 
• pode ocorrer alteração na cor; 
• pode ocorrer o desprendimento de um gás, que poderá ser reconhecido por certas propriedades 
características, como pelo odor.
Vidro de relógio
Bico de Bunsen
Suporte
Gás
Tela de amianto
Becker
Figura 12 – Sublimação do iodo
23
QUÍMICA ANALÍTICA 
Ensaios do maçarico de sopro 
Nesse ensaio o aquecimento é feito com a chama luminosa do bico de Bunsen, obtida quando 
a entrada de ar está completamente fechada. Forma-se uma chama redutora quando se coloca o 
bico de um tubo de sopro bucal quase fora da chama, e sopra-se suavemente, de modo que o cone 
interno atue sobre a substância que está sendo testada. Os ensaio são conduzidos sobre um pedaço 
de carvão vegetal. 
 
Figura 13 – Carvão vegetal 
O carvão, além de servir como suporte, participa da reação exercendo a ação redutora ao se queimar, 
e o carbonato atua como fundente. A reação inicial consiste na formação de carbonatos dos cátions 
presentes e sais alcalinos dos ânions. O carbonato de sódio converte-se, por aquecimento, num sal 
metálico ou em óxido, pois a redução ocorre mais rapidamente do que a reação apenas com carvão. 
Exemplo: a identificação do chumbo (Pb) presente em uma amostra de acetato de chumbo Pb(Ac)2. 
Quando um sal de chumbo é aquecido na presença de um carbonato alcalino sobre o carvão vegetal, 
temos a seguinte reação:
Pb(Ac)2 + Na2 CO3 + 4O2 PbCO3 + Na2 O + 4CO2 ↑ +3H2O
A água e o gás carbônico formados vaporizam-se pelo aquecimento, o óxido de sódio (Na2O) 
infiltra-se no carvão e o carbonato de chumbo (PbCO3) é transformado em óxido:
PbCO3 +C PbO + 2CO ↑
Uma pequena quantidade do óxido de chumbo II, PbO, fica na superfície do carvão, nas vizinhanças 
do ensaio, e o que sobra é reduzido ao metal (Pb). Daí temos:
2PbO + C 2Pb + CO2 ↑
A presença do chumbo é evidenciada pela formação de uma pérola cinza maleável, que marca 
o papel, circundada por uma incrustação amarela de monóxido de chumbo. Dessa forma, é possível 
24
Unidade I
evidenciar uma técnica analítica que auxiliou na identificação da presença do chumbo em um sal de 
chumbo utilizando a técnica do maçarico de sopro. 
 Observação 
Seta para baixo ao lado da fórmula indica formação de precipitado, e 
seta para cima ao lado da fórmula indica desprendimento de gás.
Ensaios de chama
Vamos conhecer agora o ensaio via seca, conhecido também como teste da chama. Esse é um 
importante método de identificação, principalmente de cátions, utilizado na análise química. A execução 
é simples e rápida. Os estudantes gostam muito de executá-lo porque promove cores muito bonitas 
quando a amostra de certos sais metálicos é submetida à chama não luminosa do bico de Bunsen. Em 
geral, usamos para esse tipo de ensaio os cloretos de metais, por serem compostos mais voláteis. 
Na chama não luminosa do bico de Bunsen, os cátions de sais voláteis transformam-se em átomos 
livres. De acordo com Gracetto, Hioka e Santin Filho (2006), a origem das cores geradas pela presença 
de metais nas chamas está na estrutura eletrônica dos átomos. Com a energia liberada na combustão, 
os elétrons externos dos átomos de metais são promovidos a estados excitados e, ao retornarem ao seu 
estado eletrônico inicial, liberam a energia excedente na forma de luz. A cor (ou os comprimentos de 
onda) da luz emitida depende da estrutura eletrônica do átomo.
 Saiba mais
Para conhecer mais sobre Niels Bohr e as transições eletrônicas, acesse:
MODELO atômico de Rutherford-Bohr. Manual da Química. 2020. 
Disponível em: https://www.manualdaquimica.com/quimica-geral/modelo-
atomico-rutherford-bohr.htm. Acesso em: 14 abr. 2020.
O teste é executado levando-se primeiramente um fio de platina de cerca de 5 cm previamente 
mergulhado no ácido clorídrico concentrado, sem a amostra, à zona de fusão do bico de Bunsen, zona 
mais quente da chama. O fio de platina é mergulhado novamente no ácido clorídrico e depois na 
amostra, de modo que um pouco dela fique aderida ao fio de platina. Este é levado à zona oxidante 
inferior, e então se observa a cor transmitida à chama. 
25
QUÍMICA ANALÍTICA 
Fio de platina
HCI(conc.) HCI(conc.) Amostra
Fio de platina Fio de platina
Observe a coloração 
da chama
Figura 14 – Procedimento experimental de teste da chama
Quadro 1 – Coloração típica das chamas devido à 
presença de alguns cátions em estado excitado
Elemento Cor da chama Elemento Cor da chama
Antimônio Azul-esverdeada Cobre Verde
Arsênio Azul Estrôncio Vermelho-tijolo
Bário Verde-amarelada Lítio Carmim
Cálcio Alaranjada Potássio Violeta
Chumbo Azul Sódio Amarela
Fonte: Gracetto, Hioka e Santin Filho (2006). 
O cloreto de potássio é muito mais volátil que os demais cloretos dos metais alcalino-terrosos. Por 
isso, é possível detectar potássio na chama oxidante inferior, e cálcio, estrôncio e bário na zona de fusão.
A chama de sódio impede a visualização de outros elementos, como o potássio. Um método mais 
simples é observar a chama do sal de potássio através de duas placas de vidro de azul de cobalto, 
onde a coloração amarela devida ao sódio é absorvida; a coloração devida ao potássio aparece, 
então, violeta. É importante lembrar que onde há sal de sódio é possível haver também sal de potássio, 
pois são elementos pertencentes à mesma família.
Algumas considerações a respeito do teste da chama:
1° Quando os fabricantes desejam produzir fogos de artifício coloridos, eles 
misturam à pólvora compostos de certos elementos químicos apropriados. A cor 
que um elemento confere aos fogos de artifício é a mesma que ele possui no 
teste da chama.
2° Se usássemos o sulfato de bário em vez do cloreto de bário, por exemplo, 
o resultado do experimento do teste da chama seria o mesmo, pois no teste 
da chama identificamos cátions, de modo que o ânion se torna irrelevante.
3° Quando se queima palha de aço, verifica-se a presença de fagulhas 
amarelo-alaranjadas e ouvem-se estalidos. O comportamento esperado 
26
Unidade I
na queima de um sal de ferro é, portanto, o de apresentar coloração 
amarela-alaranjada.
4° Os vulcões emitem predominantemente luzes amarelo-alaranjadas e 
vermelho-alaranjadas devido à composição das rochas fundidas, que se 
originam em profundidades abaixo da crosta terrestre, as quais dão origem 
ao magma, sendo sua composição química de ferro e níquel derretidos.
5° O ensaio de chama pode ser utilizado na identificação de minerais. 
Sabe-se que esse simples teste teve importânciahistórica como sendo 
um dos testes empregados na detecção de certos elementos em amostras 
minerais. Atualmente há técnicas bem mais modernas, mas algumas delas 
ainda se baseiam em princípios científicos relacionados ao teste da chama, 
como a alteração na camada de valência dos elétrons em átomos quando 
em estado excitado.
6° Sempre que não há uma boa aproximação entre os resultados obtidos 
nas colorações catiônicas com os teóricos, deve-se buscar uma maior pureza 
dos compostos em análise, estar atento para que o fio utilizado não interfira 
nos resultados e limpar devidamente este fio, para que uma amostra não 
interfira na outra. Recomenda-se ainda deixar o cátion sódio por último, 
pois o mesmo contamina as demais amostras (ATKINS; JONES, 2001).
Ensaios com pérolas de bórax
Nesse tipo de análise usamos “pérolas”. As pérolas comumente usadas nos ensaios por via seca são 
as de bórax ou de sal de fósforo.
Um fio de platina semelhante àquele referido nos ensaios de chama é usado para os ensaios com 
pérolas de bórax. A extremidade livre do fio de platina é enrolada com uma pequena alça, por meio da 
qual um palito de fósforo comum pode passar. A alça é aquecida ao rubro na chama do bico de Bunsen 
e então rapidamente mergulhada em bórax quente pulverizado Na4B2O7.10H2O. 
O sólido aderente é mantido na parte mais quente da chama. O sal incha-se ao perder sua água 
de cristalização e contrai-se na alça, formando uma pérola incolor transparente, composta por uma 
mistura de metaborato de sódio e anidrido bórico. 
Na2B4O7 2NaBO2 + B2O3
 Bórax Metaborato de sódio Anidrido bórico
A pérola é então umedecida e mergulhada na substância finamente pulverizada de modo que 
uma diminuta quantidade fica aderida à pérola. É importante empregar uma pequena quantidade de 
substância, pois, caso contrário, á pérola ficará escura e opaca pelo aquecimento subsequente.
27
QUÍMICA ANALÍTICA 
Primeiro, a pérola e a substância aderente são aquecidas na chama redutora mais baixa; deixa-se 
esfriar e observa-se a cor. Depois, então, são aquecidas na chama oxidante mais baixa; deixa-se esfriar 
e observa-se a cor outra vez.
Fio de platina
Bórax pulverizado Amostra
Pérola de bórax
Pérola de bórax 
com amostra
Figura 15 – Ensaio com pérola de bórax
O aquecimento seguido pelo esfriamento gera uma massa vítrea (bórax fundido), que tem o 
aspecto de uma pérola transparente. Aquecendo, até a fusão, a pérola transparente de bórax com 
os óxidos metálicos (ou compostos susceptíveis de dar óxidos metálicos) nas regiões de oxidação e 
de redução de uma chama, obtêm-se boratos coloridos ou incolores, utilizados na caracterização dos 
respectivos metais.
As pérolas produzidas que originam os boratos dos metais apresentam coloração característica, 
conforme o quadro a seguir, com os sais de Cu, Fe, Cr, Mn, Co e Ni. O modelo teórico deve ser testado 
experimentalmente, uma vez que uma série de fatores estão envolvidos nas colorações apresentadas, 
destacando-se o grau de pureza dos reagentes empregados.
Quadro 2 – Comportamento dos metais em aquecimento 
na chama oxidante e redutora do bico de Bunsen
Metal
Chama redutora Chama oxidante
A quente A frio A quente A frio
Cobre Incolor Vermelha opaca Verde Azul
Ferro Amarela Incolor a verde Marrom amarelada ou vermelha Amarela
Cromo Verde Verde Verde Verde
Manganês Incolor Incolor Violeta Violeta
Cobalto Azul Azul Azul Azul
Níquel Cinza ou preta Cinza ou preta Marrom avermelhada Marrom avermelhada
28
Unidade I
1.2 Reações por via úmida
Veremos agora como se processam as reações mais comuns, uma vez que os ensaios via seca são 
restritos a alguns metais. Nesses ensaios há a necessidade, se for o caso, de dissolver a amostra. Nem 
sempre a amostra será solúvel em água; por isso, será necessário escolher um outro solvente que não 
comprometa a análise. Se a amostra não se dissolver, não é possível executar a análise. 
Os solventes podem ser: água, aplicada na maior parte das vezes; ácidos, concentrados ou diluídos; álcoois; 
hidrocarbonetos etc. Por exemplo: o óxido de cobre é insolúvel em água, mas é solúvel em ácido sulfúrico: 
CuO(s) + H2O(l) → insolúvel 
CuO(s) + H2SO4(l) → Cu
2+(aq) + SO4
2-(aq) + H2O(l) 
O hidróxido de ferro III é insolúvel em água, e solúvel em ácido clorídrico: 
Fe(OH)3(s) + H2O(l) → insolúvel 
Fe(OH)3(s) + 6 HCl(aq) → Fe
3+(aq) + 3 Cl-(aq) + 3 H2O(l) 
As reações utilizadas na análise por via úmida são aquelas nas quais há formação de precipitado, 
mudança de coloração ou desprendimento de gases, ou seja, que se processam acompanhadas de 
variação das suas propriedades físicas ou químicas facilmente detectáveis. Por exemplo, na mistura 
de soluções para identificação de um dado íon, deve ocorrer:
•	 Mudança de coloração: formação de complexos.
•	 Formação de substância sólida: formação de precipitados.
•	 Desprendimento gasoso: formação de gases facilmente identificáveis pela cor e pelo odor.
Obtemos um precipitado quando pela reação de dois ou mais compostos solúveis se formam 
compostos insolúveis. O aparecimento de um precipitado, pela adição de determinadas substâncias 
(reagentes), em geral, identifica os elementos ou pelo menos um grupo de elementos cujos componentes 
podem ser reconhecidos, posteriormente, com os reagentes adequados.
Os precipitados podem ser, de modo geral, brancos, coloridos, cristalinos ou amorfos, floculosos 
ou gelatinosos.
Quando a quantidade de um elemento em uma solução é muito pequena, ao adicionarmos 
os reagentes adequados, obtemos apenas uma coloração mais ou menos intensa (no caso de 
precipitados coloridos), ou apenas turvação da solução (no caso de precipitados brancos). 
Esse fato nos indica que há um limite de quantidade de substância que podemos determinar por 
reações de precipitação. A esse limite damos o nome de sensibilidade da reação.
29
QUÍMICA ANALÍTICA 
Exemplo de aplicação
A seguir tem-se um exemplo de insumo carbonato de lítio e os ensaios via úmida e via seca presentes 
na Farmacopeia Brasileira, 6ª edição, durante a etapa de identificação. Entre no site da Anvisa e procure 
no volume 1 da FB os procedimentos que permitem identificar a presença do íon carbonato, conforme 
item C da monografia a seguir (ANVISA, 2019a):
Identificação 
A. Quando umedecido com ácido clorídrico, confere coloração vermelha à chama não luminosa. 
B. Dissolver 0,2 g em 1 mL de ácido clorídrico. Evaporar até secura em banho-maria. O resíduo se 
dissolve em 3 mL de álcool etílico. 
C. Satisfaz às reações do íon carbonato (5.3.1.1).
2 FUNÇÕES INORGÂNICAS (ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS) E PRECIPITADOS
Em química analítica usamos muitos conceitos ligados à química inorgânica. Por esse motivo vamos 
fazer uma revisão de identificação, características e nomenclatura de compostos inorgânicos, como 
ácidos, bases, sais e óxidos. Para esse fim precisaremos de uma tabela de cátions e ânions. Se você 
tiver uma tabela periódica completa, ela será muito útil, e você não precisará voltar toda hora ao texto 
para localizar cátions e ânions, mesmo porque a tabela que apresentaremos não está completa, possui 
apenas os íons mais comumente utilizados.
Tabela 1 – Principais cátions
Li+ Lítio Be +2 Berílio
Na+ Sódio Mg +2 Magnésio
K + Potássio Ca +2 Cálcio
Rb+ Rubídio Sr +2 Estrôncio
Cs + Césio Ba +2 Bário
Ag + Prata Ra +2 Rádio
NH4
+ Amônio Zn +2 Zinco
H3O
+ Hidroxônio (Hidrônio)
Al +3 Alumínio
Cu+/Cu+2 Cobre Fe+2/ Fe+3 Ferro
Hg+/ Hg+2 Mercúrio Co+2/ Co+3 Cobalto
Ni+2/ Ni+3 Níquel
Au+/Au+3 Ouro
Sn+2/Sn+4 Estanho
Pb+2/Pb+4 Chumbo
Pt+2/Pt+4 Platina
30
Unidade I
Tabela 2 – Principais ânions 
Monovalentes (-1) Bivalentes (-2)
Cl- Cloreto S-2 Sulfeto
Br - Brometo SO3
-2 Sulfito
I - Iodeto SO4 
-2 Sulfato
F- Fluoreto S2O7 
-2 Pirossulfato
ClO- Hipoclorito HPO3
-2 Fosfito
ClO2
- Clorito SiO3
-2 Metassilicato
ClO3 
- Clorato CrO4
-2 Cromato
ClO4 
- Perclorato Cr2O7
-2Dicromato
BrO - Hipobromito O-2 Óxido
BrO2
- Bromito O2
-2 Peróxido
BrO3 
- Bromato [Zn(OH)4]
 -2 Tetraidroxizincato
IO- Hipoiodito [PtCl6]
 -2 Hexacloroplatinato
IO3
- Iodato HPO4
-2 Hidrogenofosfato ou fosfato ácido
IO4 
- Periodato C2O4
-2 Oxalato
NO2
- Nitrito S-2 Sulfeto
NO3 
- Nitrato SO3
-2 Sulfito
N3 
- Azoteto SO4 
-2 Sulfato
NH2
- Amideto S2O7 
-2 Pirossulfato
CN- Cianeto HPO3
-2 Fosfito
OCN- Cianato SiO3
-2 Metassilicato
NCO- Isocianato CrO4
-2 Cromato
SCN- Tiocianato Cr2O7
-2 Dicromato
PO3
- Metafosfato O-2 Óxido
H2PO2
- Hipofosfito O2
-2 Peróxido
MnO4
- Permanganato
CH3COO
- Etanoato (acetato) Trivalentes ( -3)
OH- Hidróxido N-3 Nitreto
[Al(OH)4]
 - Tetraidroxialuminato PO4
-3 Ortofosfato (fosfato)
H- Hidreto AsO4
-3 Arsenato
O2
- Superóxido [Fe(CN)6]
-3 Ferricianeto
HS- Hidrogenossulfeto N-3
HSO3
- Hidrogenossulfito ou sulfito ácido ou 
bissulfito Tetravalentes (-4)
HSO4
- Hidrogenossulfato ou sulfato ácido 
ou bissulfato SiO4
-4 Ortosilicato
HCO3
- Hidrogenocarbonato ou bicarbonato 
ou carbonato ácido [Fe(CN)6]
 -4 Ferrocianeto
H2PO4
- Diidrogenofosfato ou fosfato diácido P2O7
-4 Pirofosfato
31
QUÍMICA ANALÍTICA 
2.1 Ácidos de Arrhenius
Consideram-se ácidos de Arrhenius compostos moleculares que em solução aquosa sofrem ionização, 
liberando H+.
Exemplos de ionização dos ácidos:
a) HCl → H+ + Cl- 
b) H2SO4 → 2H
+ + SO4
-2 
O que caracteriza o ácido é sua propriedade de ceder H+. A identificação de um ácido de 
Arrhenius com base em sua fórmula química se dá pela presença do H como o primeiro elemento 
(à esquerda na fórmula). 
Exemplos:
HCl = ácido clorídrico
H2SO4 = ácido sulfúrico
H3PO4 = ácido fosfórico
HNO3 = ácido nítrico
Na fórmula do ácido não há íons, pois suas moléculas apresentam somente ligações covalentes. 
Porém, quando os dissolvemos em água, há ionização, isto é, há formação de íons. 
Todos os ácidos de Arrhenius produzem o íon que caracteriza a solução ácida, o H+.
HxA x H(aq)
+ + A (aq)
x-água
Onde:
A= ânion
x= carga do ânion
Por uma questão de simplificação, a representação pode ser feita apenas pelo H+. Onde estiver 
escrito H+, deve-se entender H3O
+.
 H+ + H2O H3O
+
íon instável íon estável
32
Unidade I
O H+ liberado pelos ácidos em solução aquosa é um íon instável. Por isso, ele se une a uma molécula 
de água, formando um outro íon, o H3O
+ (denominado hidrônio ou hidroxônio). A forma correta de se 
caracterizar uma solução ácida é pela presença de H3O
+.
Nomenclatura: ácido + prefixo do ânion + sufixo modificado ácido
Quadro 3 – Regra de troca do sufixo do ânion para sufixo do ácido
Sufixo do ânion Sufixo do ácido
Eto Ídrico
Ato Ico
Ito Oso
Exemplos:
1) Ânion: S-2 = sulfeto
Fórmula e nome do ácido: H2S = ácido sulfídrico
2) Ânion: CO3
-2 = carbonato
Fórmula e nome do ácido: ácido carbônico
3) Ânion: NO2
- = nitrito
Fórmula e nome do ácido: HNO2 = ácido nitroso
4) Ânion Cl -1 = cloreto 
Fórmula e nome do ácido: HCl = ácido clorídrico
 Observação
Os ácidos sulfúrico, H2SO4, e fosfórico, H3PO4, não seguem essa regra. 
Se fôssemos segui-la, eles ficariam: ácido sulfico e fosfico, respectivamente.
Veja a seguir as aplicações do ácido sulfúrico: 
O ácido sulfúrico encontra inúmeras aplicações industriais, como 
matéria-prima e como coadjuvante em processos industriais, apenas 
perdendo para a água como substância utilizada na indústria. Em 1998, a 
produção de ácido sulfúrico nos EUA foi a segunda, somente inferior à de 
33
QUÍMICA ANALÍTICA 
rocha fosfática entre os produtos químicos inorgânicos e minerais. Assim 
sendo, é considerado uma commodity de grande importância, e a produção 
de ácido sulfúrico do parque industrial de um país é relacionada diretamente 
com sua escala econômica e desenvolvimento industrial (ÁCIDO…, s.d.).
Tabela 3 – Aplicações do ácido sulfúrico no Brasil (%)
Aplicações do ácido sulfúrico no Brasil (%)
Aplicação %
Fertilizantes 78
Fabricação de outros produtos químicos 7
Metalúrgicas 5
Papel e celulose 3
Tratamento de água 1
Indústria do açúcar e álcool 1
Detergentes 1
Outros 4
Fonte: Ácido… (s.d.).
 Saiba mais
Para outras informações sobre a nomenclatura de ácidos, acesse:
NOMENCLATURA dos ácidos. Manual da Química. 2020. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/nomenclatura-
dos-acidos.htm. Acesso em: 17 abr. 2020.
2.2 Bases de Arrhenius
São compostos iônicos formados por cátions, na maioria das vezes metais, que se dissociam em água 
liberando o ânion hidróxido (OH-). 
C(OH)x C (aq)
x+ + x OH (aq)
-água
C = cátion
x = carga do cátion
A seguir, equações de dissociação de bases:
NaOH → Na1+ + OH- 
34
Unidade I
Ca(OH)2 → Ca
2+ + 2 OH- 
NH4OH → NH4
1+ + OH-
Nomenclatura: hidróxido + nome do metal
Hidróxido de sódio = NaOH
Hidróxido de cálcio = Ca(OH)2
Hidróxido de magnésio = Mg(OH)2
Hidróxido de amônio = NH4OH 
 Observação
 O hidróxido de amônio NH4OH é a única base formada pelo íon 
composto amônio, NH4 
+1, que não é um metal.
Alguns elementos apresentam mais de um tipo de cátion, isto é, mais de um número de oxidação 
(variável). Por exemplo, o ferro apresenta dois números de oxidação: Fe2+ e Fe3+.
Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II
Fe(OH)3 = hidróxido de ferro III
Nesse caso, acrescenta-se um algarismo romano aos nomes das bases, sais e óxidos, indicando o 
número de oxidação do cátion.
Para o cobre:
CuOH = hidróxido de cobre I (cuproso)
Cu(OH)2 = hidróxido de cobre II (cúprico)
 Saiba mais
Para saber mais sobre a nomenclatura das bases, acesse:
NOMENCLATURA das bases. Manual da Química. 2020. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/nomenclatura-
das-bases.htm. Acesso em: 17 abr. 2020.
35
QUÍMICA ANALÍTICA 
2.3 Sais
São compostos iônicos que apresentam, no mínimo, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente 
de OH-. Um sal pode ser obtido em uma reação de neutralização, que é a reação entre um ácido e uma 
base. A reação do ácido clorídrico com hidróxido de sódio produz cloreto de sódio e água.
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)
 Ácido Base Sal Água
Reagentes Produtos
O sal formado é composto pelo ânion do ácido (Cl-) e pelo cátion da base (Na+).
Outros exemplos com reações balanceadas:
2 HNO3(aq) + Mg(OH)2(aq) → Mg(NO3)2(aq) +2 H2O (l) 
KOH(aq) + H2CO3(aq) → K2CO3(aq) + H2O(l) 
Ca(OH)2(aq) + 2 HF(aq) → CaF2(aq) + 2 H2O(l) 
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) 
A ordem de reagentes e produtos não interfere no resultado final. 
Exemplos:
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l) 
 Ácido Base Sal Água
NaOH(aq) + HCl(aq) → H2O(l) + NaCl(aq)
 Base Ácido Água Sal 
Os sais sofrem dissociação em água: reação de dissociação do sal. 
Exemplos:
NaCl água Na+ + Cl- 
CaSO4 
água Ca+2 + SO4 
-2 
 Observação
Na formação dos íons não se esqueça de colocar as cargas. Para isso, 
consulte a tabela de cátions e ânions.
36
Unidade I
Nomenclatura: nome do ânion + nome do cátion
Tabela 4 – Exemplos de nomenclatura de sais
Nome do ânion Nome do cátion Nome do sal
Cl1- = cloreto Fe+3 = ferro III FeCl3 = cloreto de ferro III
SO4
2 - = sulfato Na+ = sódio Na2SO4 = sulfato de sódio
NO2
- = nitrito K+ = potássio KNO2 = nitrito de potássio
Br1- = brometo Ca+2 = cálcio CaBr2 = brometo de cálcio
As equações de neutralização podem ser parciais ou totais.
 Saiba mais
Para saber mais sobre o tema, leia:
NOMENCLATURA dos sais. Manual da Química. 2020. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/nomenclatura-
dos-sais.htm. Acesso em: 20 abr. 2020.
2.4 Óxidos 
São compostos binários que têm dois elementos (iônicos ou moleculares). Possuem oxigênio na sua 
composição, sendo ele o seu elemento mais eletronegativo. Dependendo do tipo de ligação, podem ser 
iônicos ou covalentes. A nomenclatura dependese são iônicos ou moleculares. De maneira geral temos:
óxido + nome do elemento
Óxidos iônicos
Exemplos de óxidos com carga fixa:
Ca2O = óxido de cálcio
Al2O3 = óxido de alumínio
Exemplos de óxidos com carga variável:
FeO = óxido de ferro II
Fe2O3 = óxido de ferro III
37
QUÍMICA ANALÍTICA 
Óxidos moleculares
Exemplos:
CO = monóxido de carbono
N2O5 = pentóxido de dinitrogênio
CO2 = dióxido de carbono
 Saiba mais
Para informações complementares sobre o tema, acesse: 
NOMENCLATURA dos óxidos. Manual da Química. 2020. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/nomenclatura-
dos-oxidos.htm. Acesso em: 20 abr. 2020.
2.5 Precipitados
Muitas reações utilizadas em análise qualitativa inorgânica envolvem a formação de 
precipitados. Um precipitado pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por 
filtração ou centrifugação. Forma-se um precipitado quando a solução se torna supersaturada com 
uma substância em particular.
Uma reação de precipitação ocorre quando dois compostos iônicos aquosos formam um novo 
composto iônico que não é solúvel em água. A solubilidade de um precipitado é, por definição, 
a concentração molar da solução saturada. A solubilidade depende de várias circunstâncias, tais como 
temperatura, pressão, concentração de outros materiais na solução e composição do solvente.
Se a uma solução aquosa de sulfato de sódio (Na2SO4) juntarmos uma solução aquosa de 
cloreto de bário (BaCl2), obtemos uma substância branca insolúvel, que é o sulfato de bário (BaSO4), 
chamado precipitado.
Veja a equação a seguir. As soluções de sulfato de sódio e cloreto de bário são chamadas de reagentes.
Na2SO4(aq) + BaCl2(aq) → BaSO4(s ) + 2NaCl(aq)
Reagentes Produtos
38
Unidade I
O precipitado é um composto insolúvel formado por reação química, o corpo de fundo é diferente de 
precipitado, e o excesso de substância que deposita por estar acima de sua solubilidade não é a mesma 
coisa que precipitado.
Por exemplo, numa solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl(aq)) existem os íons Na
+
(aq) e Cl
-
(aq). 
Na solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3(aq)) há os íons Ag
+
(aq) e NO3
-
(aq). Se misturarmos essas duas 
soluções, os íons Ag+(aq) do nitrato de prata irão reagir com os íons Cl
-
(aq) do cloreto de sódio, formando o 
precipitado cloreto de prata (AgCl(s)):
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → AgCl(s) + NaNO3(aq)
A equação iônica completa é dada por:
Na+(aq) + Cl
-
(aq) + Ag
+
(aq) + NO3
-
(aq) → AgCl(s) + Na
+
(aq) + NO3
-
(aq)
Simplificando, temos:
Ag+(aq) + Cl
-
(aq) → AgCl(s)
Nesse exemplo, se observarmos o quadro adiante, veremos que na coluna que se refere aos cloretos 
(Cl-) a regra informa que são sempre solúveis em solução aquosa. Mas entre as principais exceções está 
a prata, que é insolúvel. Isso significa que haverá formação de um precipitado se o cloreto estiver junto 
com a prata. 
Um exemplo é a reação entre nitrato de chumbo (II) e iodeto de potássio. Ambos os compostos são 
sólidos brancos que podem ser dissolvidos em água para criar soluções claras e incolores. Quando você 
combina as duas soluções claras, obtém a seguinte reação:
Pb(NO3)2(aq) + 2KI(aq) → 2KNO3(aq) + PbI2(s)
Tem-se um belo sólido dourado de PbI2 a partir de duas soluções incolores. Se observarmos a tabela 
a seguir, será possível verificar que a maioria dos iodetos são solúveis, e que chumbo II é uma exceção; 
logo, haverá formação de precipitado.
 Lembrete
Precipitado é um composto insolúvel formado por reação química. Corpo 
de fundo é um composto diferente, ainda que também apresente um excesso de 
substância acima de sua solubilidade.
39
QUÍMICA ANALÍTICA 
Figura 16 – Combinação entre a solução aquosa de nitrato de chumbo II e iodeto 
de potássio, originando um precipitado amarelo-ouro de iodeto de chumbo II 
O solvente e os componentes solúveis da reação são chamados de sobrenadantes. Podemos usar 
regras de solubilidade para prever se uma reação de precipitação ocorrerá. A formação de um precipitado 
sólido é a força motriz que faz a reação prosseguir na direção direta. Um quadro de solubilidade é 
usado para verificar se ocorrerá ou não uma precipitação, porque ele permite prever quais íons que, em 
solução aquosa, irão se combinar para formar um precipitado.
Quadro 4 – Solubilidade de alguns sais em água
Ânions Regra Exceções
Permanganatos, nitritos e nitratos, 
e cloratos Solúveis Não há
Sais de alcalinos e amônio Solúveis Carbonato de lítio
Percloratos Solúveis Potássio e mercúrio I 
Acetatos Solúveis Prata
Tiocianatos e tiossulfatos Solúveis Prata, chumbo e mercúrio 
Fluoretos Solúveis Magnésio, cálcio e estrôncio 
Cloretos, brometos e iodetos Solúveis Prata, chumbo e mercúrio I 
Sulfatos Solúveis Prata, chumbo, bário e estrôncio
Óxido metálico e hidróxidos Insolúveis Alcalinos, amônio, cálcio, bário e estrôncio
Boratos, cianetos, oxalatos, 
carbonatos, ferrocianetos, 
ferricianetos, silicatos, arsenitos, 
arseniatos, fosfitos, fosfatos, 
sulfitos e sulfetos 
Insolúveis Alcalinos e amônio 
Para interpretar o quadro de solubilidade, deve-se procurar o ânion do composto a ser analisado. 
Observe a regra: 
Se a regra for solúvel, a exceção será insolúvel.
40
Unidade I
Exemplo:
Cloretos = Cl- com o Na+ NaCl = solúvel (regra)
 com o Ag+ AgCl = insolúvel (exceção)
Se a regra for insolúvel, a exceção será solúvel.
Exemplo:
Hidróxidos = OH- com o Cu+2 Cu(OH)2 = insolúvel (regra)
 com o Na+ NaOH = solúvel (exceção)
As reações de precipitação e de neutralização são dois tipos comuns de reações de dupla troca. As 
reações de precipitação produzem um produto insolúvel a partir de dois reagentes aquosos, e você pode 
identificar uma reação de precipitação usando regras de solubilidade.
2.5.1 Mecanismos de formação de precipitados
Quando efetuamos uma precipitação, misturamos duas soluções: uma contendo o cátion e a outra 
o ânion de um composto de baixa solubilidade. Devido à grande mobilidade dos íons, haverá colisões 
frequentes e serão formadas rapidamente moléculas. As moléculas são partículas muito pequenas 
para serem precipitadas. Haverá então formação de solução supersaturada. As moléculas na solução 
supersaturada são altamente hidratadas. 
Uma precipitação provocada faz com que as moléculas arrastem as moléculas de água, e formam-se 
as chamadas partículas primárias. Essas partículas não têm tempo de formar partículas de forma 
definida e se agrupam simplesmente formando agregados secundários, dando origem a substâncias 
gelatinosas. Por outro lado, se as moléculas formadas são pouco solúveis, o grau de supersaturação 
da solução será baixo. As moléculas poderão perder as águas de cristalização e se agruparão segundo 
forma geométrica definida, dando origem a microcristais.
Durante o repouso da solução, os cristais aumentam seu tamanho, e assim obtemos precipitados cristalinos. 
Cátion
Microcristais
Precipitado cristalino
Ânion
Partículas primárias
Agregados secundários
(coloidais)
Molécula
Figura 17 – Formação de um precipitado
41
QUÍMICA ANALÍTICA 
A cristalização é uma operação bastante antiga, pois a cristalização do cloreto de sódio a partir da 
água do mar é conhecida há muitos anos. 
2.5.2 Produto de solubilidade (Kps) 
A constante do produto de solubilidade (Kps) é a constante de equilíbrio para a reação na qual um sólido se 
dissolve, dando origem a seus íons constituintes em solução.
Seja a reação:
aA(s) bB(aq) + cC(aq)
O produto de solubilidade Kps é dado pela seguinte expressão:
Kps = [ B ]b [C]c
Observando a expressão do produto de solubilidade (Kps), verifica-se que essa grandeza é diretamente 
proporcional à concentração dos íons em solução.
Exemplos de expressão do Kps:
Ag2S
Deve-se fazer a dissociação, separando o cátion do ânion e depois balanceando a equação:
Ag2S(s)----> 2Ag
+ (aq) + S²-(aq)
A expressão será: Kps = [Ag¹+]².[S²-] 
Observe que o número do coeficiente que está à frente do Ag+,ou seja, o 2, é o número que deve ser 
elevado à concentração do Ag+. No caso do S-2, o coeficiente é 1 e não precisa ser colocado.
Veja os demais exemplos:
Fe(OH)3 
Fe(OH)3(s) ---> Fe³
+(aq) + 3OH-1(aq)
Kps = [Fe³+].[OH-1]³ 
BaCO3
BaCO3(s) ----> Ba²
+(aq) + CO3
2-(aq)
Kps = [Ba²+].[CO3
2-]
42
Unidade I
 Observação
Você deve fazer o produto, e não a soma, dos íons em solução. Veja:
BaCO3(s) ----> Ba²
+(aq) + CO3
2-(aq)
Kps = [Ba²+] + [CO3
2-]
O produto de solubilidade é de grande valor na análise qualitativa, visto que, com seu auxílio, é 
possível não só explicar, como também prejulgar as reações de precipitação. O produto de solubilidade 
é, na realidade, um valor derradeiro que é alcançado pelo produto iônico quando se estabelece o 
equilíbrio entre a fase sólida do sal ligeiramente solúvel e a solução. É a constante de equilíbrio entre 
a fase sólida e a fase dissolvida. Em outras palavras, é o produto entre as concentrações dos íons para 
o qual a solução está saturada (com ou sem corpo de fundo). 
2.5.3 Cálculo do Kps ou KS
A partir do momento que se tem a expressão do Kps, ou seja, o conhecimento de quais íons participam 
do equilíbrio, é possível calcular o valor do Kps. O cálculo do Kps é realizado a partir do produto (multiplicação) 
das molaridades dos cátions e ânions liberados por um eletrólito dissolvido. Como exemplo, leia a texto 
a seguir: 
A presença de cristais na urina normalmente é uma situação normal e que pode 
acontecer devido aos hábitos alimentares, pouca ingestão de água e mudança 
na temperatura corporal, por exemplo. No entanto, quando os cristais estão 
presentes em concentrações mais elevadas na urina, pode ser indicativo de 
alguma doença, como cálculo renal, gota e infecções urinárias, por exemplo.
Os cristais correspondem à precipitação de substâncias que podem estar 
presentes no organismo, como medicamentos e compostos orgânicos, como 
fosfato, cálcio e magnésio, por exemplo. Essa precipitação pode ocorrer 
devido a diversas situações, sendo principalmente devido à mudança na 
temperatura corporal, infecções urinárias, alteração do pH da urina e grande 
concentração das substâncias (LEMOS, 2020).
Exemplo de aplicação
Exemplo 1
Admitindo-se que a solubilidade do Ca3(PO4)2, a 25 ºC, vale 10
-6 mol.L-1, calcule o valor do produto de 
solubilidade (Kps) para esse composto.
43
QUÍMICA ANALÍTICA 
Resolução
a) Escrever a equação que representa a dissociação iônica do sal e balancear:
Ca3(PO4)2(s) ↔ 3 Ca
2+
(aq) + 2 PO4
3-
(aq) 
 Por meio dos coeficientes, verificar que a proporção estequiométrica é igual a 1 : 3 : 2. 
Uma vez conhecida a solubilidade do sal, deve-se multiplicar o coeficiente estequiométrico pela 
solubilidade fornecida.
Assim, temos:
Ca3(PO4)2(s) ↔ 3Ca
2+
(aq) + 2 PO4
3-
(aq)
 ↓ ↓ ↓
 1 mol 3 mols 2 mols 
 ↓ ↓ ↓
 10-6 mol.L-1 3. (10-6 mol.L-1) 2. (10-6 mol.L-1) 
b) Escrever a expressão do Kps:
Kps = [Ca2+]3. [PO4
3-]2
c) Substituir os valores das concentrações em mol/L dos íons na expressão de Kps:
Kps = [Ca2+]3. [PO4
3-]2
Kps = [3 . 10-6]3 . [2 . 10-6]2
Kps = [27 . 10-18 ]. [4 . 10-12]
Kps = 108 . 10-30 
Kps = 1,08 . 10-28
É possível expressar o resultado em duas casas decimais. No exemplo, 108 . 10-30 passou a 1,08 . 10-28. 
Para isso, você deve ajustar a calculadora. 
Exemplo 2. (Fuvest) Em uma determinada temperatura, a solubilidade do sulfato de prata em água 
é 2,0.10-2 mol.L-1. Qual o valor do produto de solubilidade (Kps) desse sal à mesma temperatura?
Resolução
a) Escrever e balancear a equação que representa a dissociação iônica do sal:
Ag2SO4 ↔ 2 Ag
+ + SO4
-2
b) Por meio dos coeficientes, verificar que a proporção estequiométrica é igual a 1 : 2: 1. 
44
Unidade I
Assim, temos:
 Ag2SO4 ↔ 2 Ag
+ + 1 SO4
-2
 ↓ ↓ ↓
 1 mol 2 mols 1 mol
 ↓ ↓ ↓
 (2,0.10-2 mol.L-1) 2.(2,0.10-2 mol.L-1) (2,0.10-2 mol.L-1)
c) Escrever a expressão do Kps:
Kps = [Ag+]2 . [SO4
-2]
d) Substituir os valores das concentrações em mol.L-1 dos íons na expressão de Kps:
Kps = [Ag+]2 . [SO4
-2]
Kps = [4 x 10-2]2 . [2 x 10-2]
Kps = [16 x 10-4]. [2 x 10-2]
Kps = 32 x 10-6, ou seja,
Kps = 3,2.10-5
O valor de Kps nos indica se um composto será mais ou menos solúvel em água. Quanto mais íons 
em solução, mais solúvel é a substância e maior é o Kps e vice-versa.
Em compostos com a mesma estequiometria entre cátion e ânion, quanto menor o Kps, menor a 
solubilidade. Mas essa afirmativa é verdadeira para sais ou bases que são similares, ou seja, que, ao se 
dissociarem em solução aquosa, liberam para o meio a mesma quantidade de íons. Observe na tabela a 
seguir que, quanto maior o Kps, mais solúvel.
Tabela 5 – Comparação de sais 1:1 
Composto Kps
AgI 8,5 x 10-17
AgBr 5,4 x 10-13
AgCl 1,8 x 10-10
Observe os dois compostos a seguir:
Kps (BaSO4) = 1,1 . 10
-10
Kps (CaSO4 ) = 7,1 . 10
-5
É possível observar que esses dois sais são de mesma natureza, ou seja, ambos liberam em 
solução aquosa um cátion e um ânion. Proporção 1:1.
45
QUÍMICA ANALÍTICA 
BaSO4 Ba
+2 + SO4
-2
 1 mol 1 mol
CaSO4 Ca
+2 + SO4
-2
 1 mol 1 mol
Assim, podemos definir qual dos dois é mais solúvel observando apenas o valor do Kps. Veja que, 
observando somente a potência de 10, chegamos à conclusão de que o Kps do CaSO4 é maior, portanto, 
ele é mais solúvel que o BaSO4.
 Observação
10-10 (0,0000000001) é menor que 10-5 (0,00001).
No caso em que os compostos liberam quantidades diferentes de íons no meio, é preciso calcular a 
solubilidade de cada um a partir do Kps, como será feito no exemplo a seguir, e comparar os resultados.
Exemplo de aplicação
Exemplo 1. (Uerj) O hidróxido de magnésio, Mg(OH)2, é uma base fraca pouco solúvel em água, 
apresentando constante de produto de solubilidade, Kps, igual a 4 . 1012. Uma suspensão dessa base em 
água é conhecida comercialmente como “leite de magnésia”, sendo comumente usada no tratamento 
de acidez no estômago. Calcule, em mol.L-1, a solubilidade do Mg(OH)2 numa solução dessa base.
Resolução
a) Equacionar a dissociação do Mg(OH)2
Mg(OH)2 ↔ Mg
2+ +2OH- 
b) Por meio dos coeficientes, verificar que a proporção estequiométrica é igual a 1: 1: 2. 
Nesse caso, deseja-se obter a solubilidade, então admite-se a solubilidade como sendo “x” para o 
Mg(OH)2, uma vez que foi fornecido o Kps, e não a solubilidade. 
Assim, temos:
Mg(OH)2 (s) ↔ Mg
2+
(aq) + 2 OH
-
(aq)
 ↓ ↓ ↓
 1 1 2 
 ↓ ↓ ↓
 x x 2(x)
46
Unidade I
c) Escrever a expressão do Kps: 
Kps = [Mg2+]. [OH-]2
Substituir os valores das concentrações em mol/L dos íons na expressão de Kps:
Kps = [Mg2+]. [OH-]2
Substituindo-se os valores:
Invertendo os lados:
4 10 212 2. .( )= x x
x x
x
x
x
x
. . .
.
.
4 4 10
4 4 10
4 10
4
10
10
2 2
3 2
3
12
3 12
123
1
1
=
=
=
=
=
x=10-4mol.L-1 é a solubilidade do Mg(OH)2
Usar a calculadora para calcular a raiz cúbica de 1012.
2.5.4 Prevendo a precipitação
 A precipitação começa quando o produto das concentrações dos íons for igual ao Kps, ou 
seja, quando Q = Kps, sendo Q o produto da concentração dos íons em qualquer instante fora 
do equilíbrio. 
Solubilidade molar é a quantidade máxima de mols de soluto que podem ser dissolvidos 
no solvente em uma dada temperatura (é dada em mol.L-1). É esse valor que deve ser 
adicionado de sólido para que se atinja o Kps, ou seja, se a solubilidade molar é 10 mol.L-1 
em um litro de solução