APOSTILA_QUIMICA_ANALITICA_2_20.10
116
-
Upload
eduardo-neto -
Category
Documents
-
view
173 -
download
0
Transcript of APOSTILA_QUIMICA_ANALITICA_2_20.10
1
2
PRESIDENTE DA REPÚBLICA Luiz Inácio Lula da Si lva MINISTRO DA EDUCAÇÃO Fernando Haddad GOVERNADOR DO ESTADO José Well ington de Araújo Dias REITOR DA UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ Luiz de Sousa Santos Júnior SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA DO MEC Carlos Eduardo Bielschowisky COORDENADOR GERAL DA UNIVERSIDADE ABERTA DO BRASIL Celso José da Costa DIRETOR DO CENTRO DE EDUCAÇÃO ABERTA A DISTÂNCIA DA UFPI Gildásio Guedes Fernandes DIRETOR DO CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA Helder Nunes da Cunha COORDENADORA DO CURSO DE QUÍMICA NA MODALIDADE EaD Rosa Lina Gomes Perei ra do Nascimento da Si lva COORDENADORA DA PRODUÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO - UAPI Cleidinalva Maria Barbosa Ol iveira COORDENADOR DA REVISÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Naziozênio Antônio Lacerda REVISÃO Leda Mara Barreto Cavalcante DIAGRAMAÇÃO Gisel le da Si lva Castro
3
O presente material didático, voltado essencialmente para o
estudo e aplicação das aulas práticas da disciplina de Química
Analítica Qualitativa, é destinado ao corpo discente do curso de
Química, na modalidade EaD, da Universidade Federal do Piauí
(UFPI), consorciada da Universidade Aberta do Piauí (UAPI),
integrante da Universidade Aberta do Brasil (UAB).
A apostila é constituída de sete unidades contendo
informações e metodologias de desempenho experimental, assim
organizadas:
Unidade 1 – Instruções para trabalho em Laboratório de
Química e conceitos básicos da área de Química Analítica.
Unidade 2 - Demonstração das reações de identificação dos
cátions do Grupo I (Na+, K+ e NH4+) e do Grupo II (Mg2+, Ba2+ , Ca2+e
Sr2) e suas principais características.
Unidade 3 - Ilustração das reações de separação e
identificação dos Cátions do Grupo III (Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+,
Fe2+, Co2+ e Ni2+).
Unidade 4 - Apresentação das reações de separação e
identificação dos Cátions do Grupo IV, divididos em duas partes: I)
As3+, As5+, Sb3+, Sn2+ e Sn4+ e II) Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+.
Unidade 5 – Exemplificação das reações de separação,
ilustração de solubilidade e identificação para os Cátions do Grupo V
(Ag+, Pb2+ e Hg22+).
Na Unidade 6 – apresentação das reações de identificação,
classificação (em Grupos Analíticos) e testes prévios dos ânions.
Na Unidade 7 - Explanação sobre as reações características
(e fundamentais) dos ânions: carbonatos, bicarbonato, sulfito,
tiossulfato, sulfeto, nitrito, cloreto, brometo, iodeto, fluoreto, nitrato,
acetato, oxalato, sulfato e fosfato.
4
UNIDADE 1 - Segurança em Laboratório de Química
1.1 Instruções para Trabalho em Laboratório ........................................... 09
1.2 Conceitos Básicos em Química Analítica............................................ 13
1.3 Tipos de Reações Analíticas .............................................................. 14
1.3.1 Via Seca .......................................................................................... 14
1.3.2 Via Úmida........................................................................................ 14
UNIDADE 2 - Análise de Cátions do Grupo I e do Grupo II
2.1 Análises dos Cátions do Grupo I – Na+, K+ e NH4+.............................. 26
2.1.1 Reações de Identificação para Sódio (Na+) ..................................... 28
2.1.2 Reações de Identificação para Potássio (K+) ................................... 29
2.1.3 Reações de Identificação para Amônio (NH4+)................................. 29
2.2 Análises dos Cátions do Grupo II – Mg2+, Ba2+ , Ca2+e Sr2+ ................ 30
2.2.1 Reações de Identificação para Magnésio (Mg) ................................ 34
2.2.2 Reações de Identificação para Bário, Cálcio (Ca) e
Estrôncio (Sr) ........................................................................................... 37
2.3 Exercícios Resolvidos......................................................................... 39
2.4 Exercícios Propostos.......................................................................... 41
UNIDADE 3 - Análise de Cátions do Grupo III
3.1 Análise dos Cátions do Grupo III – Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+,
Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+ .............................................................................. 44
3.2 Reação de Separação ........................................................................ 54
3.3 Reações de Identificação para Ferro II e Ferro III............................... 55
3.4 Reações de Identificação para Alumínio III......................................... 57
3.5 Reações de Identificação para Crômio III ........................................... 57
3.6 Reações de Identificação para Zinco II ............................................... 58
3.7 Reações de Identificação para Manganês II ....................................... 53
3.8 Reações de Identificação para Cobalto II ........................................... 59
3.9 Reações de Identificação para Níquel II ............................................. 60
3.10 Exercícios Propostos ........................................................................ 61
5
UNIDADE 4 - Análise de Cátions do Grupo IV
4.1 Análise de Cátions do Grupo IV: Parte I) As3+, As5+, Sb3+,
Sn2+ e Sn4+; Parte II) Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+.....................................64
4.2 Subgrupo do arsênio ..........................................................................73
4.2.1 Reações do íon arsênio (III) .............................................................73
4.2.2 Reações do íon arsênio (V)..............................................................75
4.2.3 Reação do íon antimônio (III) ..........................................................75
4.2.4 Reação do íon antimônio (V) ...........................................................76
4.2.5 Reação do íon estanho (II)...............................................................77
4.2.6 Reação do íon estanho (IV) .............................................................78
4.3 Subgrupo do Cobre.............................................................................79
4.3.1 Mercúrio, Hg. Chumbo, PB. Bismuto, Bi. Cobre Cu.
Cádmio, Cd...............................................................................................79
4.3.2 Reações de Identificação do Mercúrio II ..........................................80
4.3.3 Reações de Identificação do Chumbo II...........................................81
4.3.4 Reações de Identificação do Bismuto III ..........................................81
4.3.5 Reações de Identificação do Cobre II...............................................82
4.3.6 Reações de identificação do Cádmio II ............................................82
UNIDADE 5 - Análise de Cátions do Grupo V
5.1 Análise de Cátions do Grupo V: Ag+, Pb2+ e Hg22+ ..............................85
5.2 Reação de Separação ........................................................................88
5.3 Reação de Solubilidade ......................................................................88
5.4 Reação de Identificação da Prata, Ag+................................................89
5.5 Reação de Identificação do Chumbo, Pb2+..........................................89
5.6 Reação de Identificação do Mercúrio, Hg22+........................................90
UNIDADE 6 - Análise dos Ânions
6.1 Reações com Ânions ..........................................................................93
6.2 Classificação dos Ânions em Grupo Analíticos ...................................93
6.3 Testes Prévios para Ânions ................................................................93
UNIDADE 7 - Testes Específicos para Identificação de Ânions
7.1 Análise de Ânions via Extrato com Soda.............................................99
7.2 Reação para Carbonatos, CO32-........................................................102
7.3 Reação para Hidrogenocarbonatos (bicarbonato), HCO3- .................103
7.4 Reação para Sulfito, SO32- ................................................................103
6
7.5 Reação para Tiossulfato, S2O32- ....................................................... 104
7.6 Reação para Sulfeto, S2-................................................................... 105
7.7 Reação para Nitrito, NO2- ................................................................. 106
7.8 Reação Para Cloreto, Cl- .................................................................. 107
7.9 Reação para Brometo, Br- ................................................................ 108
7.10 Reação para Iodeto, I- .................................................................... 108
7.11 Reação para Fluoreto, F- ............................................................... 110
7.12 Reação para Nitrato, NO3- .............................................................. 110
7.13 Reação para Acetato, CH3COO- ..................................................... 111
7.14 Reação para Oxalato, (COO)22- ...................................................... 112
7.15 Reação para Sulfato, SO42-............................................................. 112
7.16 Reação para Fosfato, PO43- ............................................................ 113
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ...................................................... 115
7
8
UNIDADE 1 - Segurança em Laboratório de Química
1.1 Instruções para Trabalho em Laboratório ........................................... 09
1.2 Conceitos Básicos em Química Analítica............................................ 13
1.3 Tipos de Reações Analíticas .............................................................. 14
1.3.1 Via Seca .......................................................................................... 14
1.3.2 Via Úmida........................................................................................ 14
9
UNIDADE 1 - Segurança em Laboratório
1.1 Instruções para trabalho em laboratório
Mesmo que outras disciplinas de laboratório do curso de
Química tenham apresentado e discutido as normas e fornecido
esclarecimentos sobre o trabalho prático, convém relembrar alguns
itens importantes, assim como mencionar aqueles de caráter
especifico.
Vejamos então, as principais orientações e instruções para
práticas em Laboratório de Química:
1. Não usar lentes de contato, ainda que os olhos estejam
protegidos por óculos de segurança.
2. É indispensável o uso de avental de algodão, o qual não
deve ser de tecido sintético facilmente inflamável.
3. O aluno deve trajar calças compridas e sapatos fechados.
Não é permitido o uso de bermudas, shorts e chinelos.
4. Importante: O aluno que não estiver de avental, trajando
roupas apropriadas, será impedido de permanecer no
laboratório. Não haverá reposição de aulas perdidas.
5. Acomodar (reter) os cabelos, evitando que estes caiam no
rosto, sobre frascos contendo reagentes químicos, ou que
fiquem próximos ao fogo.
6. O laboratório é um lugar de trabalho sério, por isso deve-se
evitar qualquer tipo de brincadeira.
O estudo da disciplina de Quí-mica Analítica Qualitativa da Universidade Aberta do Piauí (UAPI) é dividido em 7 Unidades.
1 0
7. O trabalho de laboratório é em equipe, composta de dois a
quatro alunos. Antes do início e após o término dos
experimentos, é importante manter sempre limpa a
aparelhagem e a bancada de trabalho.
8. Estudar com bastante atenção os experimentos antes de
executá-los, registrando no caderno de laboratório todas as
observações e conclusões realizadas.
9. A lavagem dos recipientes de vidro é realizada inicialmente
com água corrente, e posteriormente com pequenos volumes
de água destilada. Em alguns casos, é necessário o emprego
de sabão ou detergente, mas sempre em quantidades
pequenas.
10. Quando forem usadas soluções de limpeza tais como: ácido
muriático (HCl comercial, solução de sulfocrômica, água régia -
mistura de HNO3 e HCl concentrados, solução potassa alcólica
- NaOH ou KOH em etanol), deve-se proceder com cuidado a
fim de evitar contato com a pele ou roupa. Jamais pipetar
essas soluções aspirando com a boca, as quais devem ser
reaproveitadas, retornando-as ao frasco de estoque após uso.
Mantê-las na capela. Enxaguar a vidraria com água da torneira,
e por último com água destilada (Veja item limpeza de material
de vidro). Cuidado com material corrosivo.
11. Cuidado ao trabalhar com substâncias inflamáveis. Mantenha-
as longe do fogo.
12. Sempre verificar se não há vazamento de gás combustível ao
abrir a torneira de gás. Certificar-se de que as mangueiras de
borracha ou plástico estão em boas condições (sem furos) e
adaptadas corretamente ao bico de bunsen e a saída de gás.
1 1
13. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de
gases tóxicos (como por exemplo: evaporações de soluções
ácidas, amoniacais etc.) devem ser executadas na capela.
14. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o
rosto diretamente sobre o frasco que a contém.
15. Na preparação ou diluição de uma solução, use água
destilada.
16. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um
dado reagente, antes de tirar dele qualquer porção de seu
conteúdo. Leia o rótulo duas vezes para se certificar de que
tem o frasco certo. Lembrar: o rótulo está para um reagente,
assim como o registro geral (RG) está para a identificação de
uma pessoa.
17. Estar atento ao trabalhar com ácido concentrado. Adicionar
sempre o ácido à água (acidificar a água). No caso de
queimadura com ácido sulfúrico concentrado – H2SO4, secar
muito bem a parte afetada, lavar com água fria.
18. Ácidos e bases concentradas atacam a pele e roupa, por
esta razão, devem ser utilizadas com o máximo de cuidado,
principalmente na neutralização de um com o outro, pois a
reação é violenta. Caindo sobre a pele: deve-se lavar
abundantemente com água.
19. Deve-se evitar o desperdício de soluções, reagentes líquidos
e sólidos, gás e água destilada.
20. Em análise semi-micro, trabalhar sempre com pequenas
quantidades de substâncias. Quando as provas forem
realizadas em tubos de ensaios, o volume da solução
1 2
problema, bem como os volumes de cada um dos reagentes
adicionados, devem ser aproximadamente 5 gotas
(aproximadamente 0,25 mL).
21. No estudo das reações de cátions, utilizar, preferencialmente,
soluções de seus nitratos ou cloretos. Para o estudo de ânions,
utilizar soluções de seus sais de sódio ou potássio.
22. Deve-se tomar o máximo cuidado para não contaminar os
reagentes sólidos e as soluções com outras substâncias, ou
íons, respectivamente. As substâncias que não chegaram a
serem usadas nunca devem voltar ao frasco de origem. Jamais
introduzir qualquer objeto em frascos de reagentes, exceção
feita para espátulas limpas ou conta-gotas, com o qual estes
possam estar equipados.
23. Ao se aquecer um tubo de ensaio, deve-se fazê-lo de maneira
adequada; caso contrário, o seu conteúdo poderá ser projetado
para fora, atingindo o operador ou outras pessoas que
estiverem do seu lado.
24. Dar tempo suficiente para que um vidro quente resfrie. Lembrar
que o vidro quente apresenta o mesmo aspecto de um vidro
frio. Não o abandonar sobre a mesa, mas sim, sobre tela de
amianto.
25. Não é permitido o uso de telefone celular, rádio ou walkman
durante as aulas.
26. Informar ao professor sobre qualquer acidente que ocorra,
mesmo que resulte em um dano de pequena importância.
1 3
27. Só é permitida a permanência no laboratório aos alunos
matriculados na disciplina. Fora do horário de aula o aluno não
poderá realizar experimentos no laboratório.
28. Entregar as tarefas sempre nas datas pré-estabelecidas.
1.2 Conceitos básicos em Química Analítica
QUÍMICA ANALITICA - É a parte da química que estuda os
princípios teóricos e práticos das análises químicas, cujo objetivo é a
determinação da composição química de substâncias puras ou de
suas misturas.
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - Trata da
determinação dos constituintes (elementos, grupos de elementos ou
íons) que formam uma dada substância ou mistura.
QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA - Trata da
determinação das quantidades ou proporções dos constituintes
previamente identificados, numa dada substância ou mistura.
Em Química Analítica Qualitativa, o elemento ou íon a ser
determinado é tratado de maneira a se transformar num composto
que possua certas propriedades que lhes são características.
A transformação que processa é denominada reação
analítica.
A substância que provoca a transformação é denominada
reagente.
A substância a ser analisada é denominada substância
problema (SP).
1 4
1.3 Tipos de reações analíticas
1.3.1 Via seca
A solução problema e o reagente estão, geralmente, no estado
sólido. A reação pode ser realizada através de aquecimento
empregando:
a) Reação de coloração de chama.
b) Reação de formação de pérolas coloridas (de bórax ou de sal
de fósforo).
c) Fusão alcalina, ácida ou oxidante.
d) Método da trituração.
e) Reação sobre carvão.
1.3.2 Via úmida
São as reações mais usuais e aquelas onde o reagente e a
solução problema estão no estado líquido ou em solução aquosa.
No caso de amostras sólidas, o primeiro passo é dissolvê-las. O
solvente usual é a água ou um ácido, se ela for insolúvel em água.
Veja o exemplo:
BaCl2(s) → Ba2+
(aq) + 2Cl-(aq)
O óxido de cobre e o hidróxido de ferro (III) são insolúveis em
água, mas solúveis em meio ácido:
CuO(s) + H2SO4(aq) → Cu2+
(aq) + SO42-
(aq) + H2O(l)
Fe(OH)3(s) + 3HCl(aq) → Fe3+(aq) + 3Cl-(aq) + 3H2O(l)
Lembre-se: sólido para líquido: dissolução. Líquido para líquido: diluição.
1 5
Para os testes de análise qualitativa, somente empregamos as
reações 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:
a) Mudança de coloração (formação de complexos) ou;
b) Formação de substância sólida (formação de precipitados) ou;
c) Desprendimento de gás (formação de gases facilmente
identificáveis através da cor, cheiro etc.).
Nas análises químicas de substâncias inorgânicas, em geral,
empregam-se soluções aquosas de sais, ácidos e bases. Estas
substâncias são eletrólitos fortes ou fracos, dependendo do seu grau
de ionização ou dissociação. Por exemplo:
Sal: BaCl2(s) → Ba2+
(aq) + 2Cl-(aq) (eletrólito forte)
Ácido: H3CCOOH(aq) → H+(aq) + H3CCOO-
(aq) (eletrólito fraco)
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) (eletrólito forte)
Base: NH4OH(aq) → NH4+
(aq) + OH-(aq) (eletrólito fraco)
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-
(aq) (eletrólito forte)
Como nas reações analíticas por via úmida não detectamos o
sal, mas sim o(s) íon(s) deste sal, devemos representá-las de uma
forma simplificada, denominada equação de reação.
Neste caso, anotamos apenas as fórmulas daquelas espécies
que, efetivamente, participam da reação, ou seja, estão envolvidas
no processo. Por exemplo: Cl- é detectado em HCl(aq) ou soluções de
cloretos metálicos por ação de solução de Ag+NO3-.
1 6
Observe:
H+Cl- + Ag+NO3- → AgCl(s) + H+NO3
-
Ca2+(Cl-)2 + 2Ag+NO3- → 2AgCl(s) + Ca2+(NO3
-)2
Em ambos os casos, ocorre a formação do precipitado branco de
AgCl. Pelas equações observa-se que apenas ele não está na forma
de íons; logo, conclui-se que os íons H+ e NO3-, no primeiro caso, e
Ca2+ e NO3-, no segundo, não participam da reação. Então, ambos
os processos podem simplesmente serem representados pela
equação iônica líquida, de acordo com a equação abaixo:
Cl- (aq)+ Ag+(aq) AgCl(s)
A equação iônica mostra que a reação ocorre,
essencialmente, entre os íons Ag+ e Cl- na formação do precipitado
branco de AgCl, e que haja um equilíbrio dos íons com o sal pouco
solúvel (Kps AgCl)
DICAS IMPORTANTES:
1) Nos íons ClO3- e ClO4
-, ou nas moléculas de CHCl3 e CCl4 existe o
elemento cloro, mas não na forma de Cl-, logo:
Ag+ + ClO3- → não ocorre reação ou
Ag+ + CH3Cl → não ocorre reação
2) Se um elemento forma íons de diferentes valências, cada um
deles terá as reações que lhes são características.
Por exemplo:
Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 : vermelho-castanho
1 7
Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 : verde musgo
Fe3+ + 6SCN- → [Fe(SCN-)]63- : vermelho-sangue
Fe2+ + SCN- → não ocorre reação
Para entender os métodos de análise qualitativa e os princípios
nos quais se fundamentam, serão estudados apenas os íons e
elementos mais comuns e representativos.
Didaticamente, estas espécies são estudadas em grupos.
Pertencem ao mesmo grupo aqueles elementos ou íons que
possuem propriedades ou características químicas semelhantes.
Sendo assim, a maneira mais eficiente de se analisar uma
amostra é separar os íons que a constituem em vários grupos, e em
seguida analisar cada grupo separadamente.
Considerando um sal com fórmula geral: MxAy, tem se que: My+
é o cátion, e Ax- é o ânion.
Desta forma:
1) Os ânions (Ax-) podem ser agrupados, por exemplo, quanto ao
seu caráter oxidante, redutor e indiferente.
Oxidantes ���� NO2-, NO3
-, MnO4-, Cr2O7
2-.
Redutores ���� Cl-, Br-, I-, S2-, SO32-, S2O3
2-, C2O42-, NO2
-.
Indiferentes ���� SO42-, CO3
2-, BO33-, CH3COO-, F-, SiO4
3-, PO43-.
2) Os cátions (My+) podem ser separados em 5 grupos. Quatro
destes possuem um reagente precipitante de grupo, e um último
grupo contém os cátions que formam produtos solúveis com a
1 8
maioria dos reagentes, desse modo não existindo um reagente
de grupo.
Observe na tabela 1 os cátions mais comuns, com seus
nomes e características de grupo.
TABELA 1. Grupos dos cátions mais comuns com seus nomes e características.
GRUPO CÁTIONS MAIS COMUNS NOME E/OU CARACTERÍSTICA DO GRUPO
I Na+, K+ , NH4+ Os grupos dos metais alcalinos e amônio não apresentam
reagentes específicos.
II Ca2+, Sr2+, Ba2+, Mg2+ Grupo do (NH4)2CO3. Esses cátions precipitam como carbonato na
presença de sal de amônio, com exceção do Mg2+.
III a) Al3+, Cr3+, Fe3+,
b) Fe2+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Zn2+
Grupo do (NH4)2S. Os cátions bivalentes precipitam como sulfeto e
os trivalentes como hidróxidos. Grupo do H2S / NH4OH.
IV As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+
Cu2+, Hg2+, Bi3+, Cd2+, Pb2+
a) Grupo do arsênio e b) Grupo do cobre. Esses cátions precipitam
como sulfeto em meio ácido. Grupo do H2S / H+.
V Ag+, Hg22+, Pb2+ Grupo do HCl ou Grupo dos cloretos insolúveis.
2 0
OBSERVAÇÃO:
Numa solução hipotética, contendo cátions de todos os 5
grupos são adicionados os reagentes específicos de cada grupo (de
acordo com a ordem da tabela 1 ou esquema 1), cujo procedimento
resultará na precipitação dos respectivos cátions, deixando os
demais em solução.
Por exemplo: adicionando HCl à uma solução dos cátions dos
5 grupos, só precipitarão Ag+, Hg22+ e Pb2+, como os sais pouco
solúveis AgCl, Hg2Cl2 e PbCl2, e nova solução, separada após
filtração, conterá os cátions dos Grupos I e IV, uma vez que seus
cloretos são solúveis.
Entretanto, os reagentes de grupo devem ser adicionados na
sequência dada no esquema 1, pois, tratando-se de uma amostra
contendo os cátions dos Grupos IV e V, com solução de sulfeto de
amônio, (NH4)2S, todas precipitarão na forma de sulfeto metálicos,
porém, sem separar o Grupo IV do Grupo V.
.
Nas tabelas 2 e 3 constam valores de Kps e Ka,
respectivamente, as quais você poderá utilizar para
compreender as reações de precipitação e identificação de
alguns cátions e ânions estudados neste material de estudo.
2 1
ESQUEMA 1 - Fluxograma da análise qualitativa para a separação
dos cátions.
.
Precipitado
Ag+, Pb 2+ , Hg 22+
Cu2+ , Bi 3+, Cd 2+ , Hg 2+, AsO 4 3-, Sb 2+ , Sn 2+, Sn 4+
Al 3+, Fe 2+, Fe 3+ , Co 2+, Ni 2+ , Cr 3+, Zn 2+ , Mn 2+ Ba2+, Ca 2+, Mg 2+ , Sr 2+
Na + , K + , NH 4 +
Adiciona-se HCl 6,0 mol/L
Grupo 5 - Clroretos insolúveis: AgCl, Hg 2 Cl 2 , PbCl 2
Cátions
remanecescentes
Grupo 4 - Sulfetos insolúveis em
ácido: CuS, Bi 2 S 3 , CdS, PbS, HgS, As 2 S 3 , Sb 2 S 3 , SnS 2
Precipitado
Precipitado Juntar H 2 S, 0,2 mol/L HCl
Cátions
remanecescentes
Adiciona-se (NH 4 )2 CO 3 ou (NH 4 ) 2 HPO 4
Adiciona-se (NH 4 ) 2 S, em pH 8,0
Cátions
remanecescentes Grupo 3 - Sulfetos e bases insolúveis: Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 , ZnS, NiS, CoS, MnS
Precipitado
Grupo 2 - Carbonatos insolúveis:
BaCO 3 , CaCO 3 , MgCO 3, SrCO 3
Grupo 1 - Íons dos metias
alcalinos (Na + e K + ) e NH 4 +
2 2
TABELA 2. Valores de constante do produto de solubilidade (Kps)
para alguns sais pouco solúveis.
Sal Pouco Solúvel Kps (25 oC)
CaCO3 3,8 x 10-9
CdCO3 2,5 x 10-14
SrCO3 9,4 x 10-10
BaCO3 8,1 x 10-9
BaSO4 1,1 x 10-10
Ca(OH)2 7,9 x 10-6
CaF2 3,9 x 10-11
CdS 1,0 x 10-27
PbS 3,2 x 10-28
CuS 7,9 x 10-37
HgS 2,0 x 10-53
AgCl 1,8 x 10-10
AgBr 3,3 x 10-13
AgI 1,5 x 10-16
Ag2CrO4 9,0 x 10-12
Ag2SO3 1,5 x 10-14
Ag2SO4 1,7 x 10-5
PbCl2 1,7 x 10-5
PbCrO4 1,8 x 10-14
Hg2Cl2 1,1 x 10-18
Cu2S 1,6 x 10-48
Cu(OH)2 1,6 x 10-19
NiCO3 6,6 x 10-9
2 3
TABELA 3. Valores de constante de acidez (Ka) para alguns
ácidos.
Ácido Ka (25 oC)
Ka1 - 7,5 x 10-3
H3PO4 Ka2 - 6,2 x10-8
Ka3 - 3,6 x 10-13
HF 7,2 x 10-4
HNO2 4,5 x 10-4
CH3CO2H 1,8 x 10-5
H2CO3 Ka1 - 4,2 x 10-7
Ka2 -4,8 x 10-11
H2S Ka1 - 1,0 x 10-7
Ka2 -1,0 x 10-19
HCN 4,0 x 10-10
Ka1 - 2,5 x 10-4
H3AsO4 Ka2 - 2,6 x 10-8
Ka2 - 3,0 x 10-15
H2C2O4 Ka1 - 5,9 x 10-2
Ka2 - 6,4 x 10-5
H2SO4 Ka1 - muito grande
Ka2 -1,2 x 10-2
H2CO2 1,8 x 10-4
CH2ClCOOH 1,4 x 10-4
HNO3 muito grande
2 4
2 5
UNIDADE 2 - Análise dos Cátions do Grupo I e do Grupo II
2.1 Análises dos Cátions do Grupo I – Na+, K+ e NH4+ ..............................26
2.1.1 Reações de Identificação para Sódio (Na+)......................................28
2.1.2 Reações de Identificação para Potássio (K+) ...................................29
2.1.3 Reações de Identificação para Amônio (NH4+) .................................29
2.2 Análises dos Cátions do Grupo II – Mg2+, Ba2+ , Ca2+e Sr2+.................30
2.2.1 Reações de Identificação para Magnésio (Mg) ................................34
2.2.2 Reações de Identificação para Bário, Cálcio (Ca) e
Estrôncio (Sr)............................................................................................37
2.3 Exercícios Resolvidos .........................................................................39
2.4 Exercícios Propostos ..........................................................................41
2 6
UNIDADE 2 - Análise dos Cátions do Grupo I e do Grupo II
2.1 Análises dos cátions do grupo I – Na+, K+ e Nh4+
Os cátions dos metais alcalinos são os maiores do Grupo I da
tabela periódica dos elementos, possuindo carga pequena e
estrutura eletrônica de gás nobre. Por esses motivos, tem uma fraca
atração por ânions e moléculas. A Maioria de seus sais é solúvel em
água e seus íons raramente formam complexos. O íon amônio está
neste grupo porque apresenta propriedades químicas semelhantes
aos demais.
DESCRIÇÃO
Sódio, Na, é um metal branco prateado, mole, e funde a
97,5oC. Oxida rapidamente em ar úmido, devendo ser em solvente
orgânico como xileno ou glicerol. Este metal reage violentamente
com a água, formado hidróxido de sódio e hidrogênio:
Na(s) + H2O → NaOH(aq) + H2(g)
O sódio em seus sais aparece como cátion monovalente Na+.
Seus sais formam soluções incolores, a menos que o ânion produza
coloração às suas soluções. Quase todos os sais de sódio são
solúveis em água.
Potássio, K, é também um metal branco prateado e mole, e
funde a 63,5oC. Permanece inalterado no ar seco, mas é
rapidamente oxidado em ar úmido, cobrindo-se com uma película
azul. O metal reage violentamente em água, liberando hidrogênio e
hidróxido de potássio e queimando com uma chama violeta.
K+(S) + H2O → KOH(aq) + H2(g)
2 7
Comumente, o potássio é guardado em nafta. Seus sais são
geralmente solúveis em água e formam soluções incolores, a menos
que o ânion seja colorido.
Os íons amônio, NH4+, são derivados do amoníaco NH3 e do
íon hidronio H+. As características destes íons são semelhantes às
dos outros dois íons que compõem este grupo. Por eletrólise com
um catodo de mercúrio, pode ser preparada amálgama de amônio
que possui propriedades análogas ao amalgama de sódio e
potássio.
Os sais de amônio são bastante solúveis em água, dão
soluções incolores. Por aquecimento, todos os sais de amônio
decompõem-se em amoníaco e no ácido correspondente:
NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g)
A menos que o ácido não seja volátil, os sais podem ser
quantitativamente removidos de misturas secas por aquecimento. As
reações dos íons amônio são semelhantes às do potássio, isto
devido aos seus tamanhos que são aproximadamente iguais.
Reagente do grupo: Não existe um reagente especifico para
os cátions deste grupo.
Reação do grupo: Reações especiais e ensaios do teste de
chama para os íons sódio e potássio podem ser usados para suas
identificações. As reações dos íons amônios são bastante
semelhantes à dos íons potássio, pois o raio iônico destes é quase
idêntico.
2 8
Ensaios por via seca (Teste de Chama)
O teste de chama baseia-se na quantidade de energia
fornecida a um determinado elemento químico, onde os elétrons da
última camada de valência absorvem esta energia passando para
um nível mais elevado – excitado.
Ao retornarem ao estado de origem – fundamental, emitem
energia radiante, cujo comprimento é característico de cada
elemento. Assim, a cor da luz emitida identifica o referido elemento.
Para este ensaio usa-se o bico de Bunsen ajustado
para produzir uma chama azul, e um fio de platina ou
níquel-cromo preso a um bastão de vidro. O fio deve ser
limpo, aquecendo-o ao rubro na chama, e em seguida
mergulhando-o em uma solução de ácido clorídrico,
repetidas vezes, até não mais emitir coloração à chama.
Coloque pequena porção de cada sal (sódio, potássio e
amônio) em tubos de ensaio. Com uma alça de
níquel/cromo limpa e levemente úmida, leve o sal à chama
oxidante do bico de Bunsen – região não luminosa - observe
a coloração e faça suas anotações em forma de tabela.
A figura 1 ilustra o bico de Bunsen com as zonas de
aquecimento características da chama (oxidante, redutora e
neutra).
2.1.1 Reações de identificação para Sódio (Na)
Reação com acetato de Zinco e Uranila
Coloque 10 gotas de NaCl 0,2 mol L-1 num tubo de ensaio,
acrescente 5 gotas de álcool etílico e 5 gotas de acetato de zinco e
uranila, gota a gota, com agitação, e deixe em repouso por 5 a 10
FIGURA 1. Bico de Bunsen com as zonas de aquecimento.
2 9
minutos. Observe e anote a reação (figura 2). O meio reacional
deve estar neutro ou levemente acidificado com ácido acético.
2.1.2 Reações de identificação para Potássio (K)
a) Reação com Cobaltonitrito de Sódio
Junte 10 gotas de solução 0,2 mol L-1 de KCl, 3 gotas de ácido
acético 3 mol L-1 num tubo de ensaio. Adicione 6 gotas de solução
de cobaltonitrito de sódio 0,2 mol L-1, recém preparada (ou sólido,
uma ponta de espátula). Aqueça a solução em banho-maria e deixe
em repouso por alguns minutos, observe e anote.
b) Reação com Ácido Perclórico
Junte 10 gotas de solução 0,20 mol L-1 de KCl, 5 gotas de ácido
perclórico 20 % e 5 gotas de álcool etílico. Um precipitado branco
cristalino indica a presença de potássio. O mesmo resultado pode
ser obtido usando-se uma solução de perclorato de sódio.
2.1.3 Reações de identificação para Amônio (NH4+)
a) Reação com Hexanitritocobalto (III) de Sódio
Junte 10 gotas de solução 0,2 mol L-1 de NH4Cl e 3 gotas de
ácido acético 3 mol L-1 num tubo de ensaio. Depois adicione 6 gotas
de solução de hexanitritocobalto (III) de sódio 0,2 mol L-1, recém
preparada (ou sólido, uma ponta de espátula – figura 3). Deixe em
repouso por alguns minutos, observe e anote.
FIGURA 3. Espátula utilizada em procedimento analítico.
FIGURA 2. Reação realizada em tudo de ensaio.
3 0
b) Reação com base forte
Adicione num tubo de ensaio 10 gotas de NH4Cl 0,2 mol L-1 e
5 gotas de NaOH 4 mol L-1. Aqueça cuidadosamente em banho-
maria, e teste a amônia desprendida de duas maneiras:
(1) Colocando papel de tornassol vermelho na boca do tubo, sem
tocá-la. A mudança da coloração para azul indica a presença de
amônia; ou
(2) Umedecendo um bastão de vidro com HCl concentrado,
colocando-o em contato com o vapor desprendido. Haverá formação
de fumos brancos indicando a presença de NH4Cl.
c) Preparo da solução de Acetato de Zinco e Uranila
Solução A: Dissolve-se 30 g de acetato de uranila em
solução mista de 6 mL de ácido acético a 30 %, e 50 mL de água.
Solução B: Dissolve-se 30 g de acetato de zinco em uma
solução mista de 3 mL de ácido acético a 30 %, e 50 mL de água.
Mistura-se as duas soluções em temperatura de
aproximadamente 70º C, e adiciona-se um pouco de cloreto de
sódio. Deixa-se precipitar completamente o sódio contido como
impureza no reagente, por decantação durante 24 horas, filtrando-se
em seguida. Posteriormente estoca-se em frasco escuro e conserva-
se em lugar escuro e fresco.
2.2 Análise dos cátions do grupo II – Mg2+, Ba2+, Ca2+e Sr2+
Os elementos magnésio (Mg), bário (Ba), cálcio (Ca) e
estrôncio (Sr) pertencem ao Grupo II A da tabela periódica,
3 1
apresentando configurações eletrônicas similares, conferindo-lhes
semelhanças de suas propriedades.
Dos cátions deste grupo, o magnésio apresenta reações
análogas aos cátions do Grupo I. Entretanto, na presença de sais de
amônio o carbonato de magnésio é solúvel, e as propriedades mais
distintas do resto do Grupo II, ocorrem devido ao seu pequeno
tamanho, e por essa razão, ás vezes não faz parte deste grupo no
procedimento de análise química qualitativa.
Todas as soluções dos íons desse grupo são incolores e seus
sais apresentam caráter iônico. São brancos ou incolores, a menos
que esteja presente um íon colorido. Embora solúveis em água, os
nitratos de estrôncio e bário podem ser precipitados pela adição de
ácido nítrico concentrado.
DESCRIÇÃO
Magnésio, Mg, é um metal branco, maleável e dúctil. Funde a
650oC e queima facilmente no ar ou em oxigênio com uma luz
branca brilhante, formando óxido de magnésio, MgO e nitreto de
magnésio, Mg3N2. O metal reage lentamente com a água à
temperatura ambiente. Contudo, numa temperatura de 100oC a
reação acontece rapidamente produzindo hidróxido de magnésio e
hidrogênio:
Mg(s) + H2O(l) → Mg(OH)2 + H2(g)
Na ausência de sais de amônio, o hidróxido de magnésio é
praticamente insolúvel. O magnésio dissolve-se facilmente em meio
acido:
Mg(s) + H+(aq) → Mg2+
(aq) + H2(g)
3 2
O magnésio forma cátion divalente Mg2+. Seu óxido,
hidróxido, carbonato e fosfato são insolúveis; os outros, por sua vez,
são sais solúveis. Eles têm sabor amargo e alguns são higroscópios.
Bário, Ba, também é um metal branco prateado, maleável e
dúctil, e estável em ar seco. Funde a 700oC, e reage com a água
formando hidróxido de bário e gás hidrogênio:
Ba(s) + H2O(l) → Ba2+2OH- (aq) + H2(g)
Ácidos diluídos dissolvem o bário facilmente, com
desprendimento de hidrogênio:
Ba(s) + H+(aq) → Ba2+
(aq) + H2(g)
O bário é divalente em seus compostos, formando o cátion
Ba2+. Seus cloretos e nitratos são solúveis, mas em meio ácido
(clorídrico ou nítrico concentrados).
Cálcio, Ca, metal branco prateado, relativamente mole, e
fundea 845oC. É atacado pelo o oxigênio atmosférico, cuja umidade
forma óxido ou hidróxido de cálcio. Ele decompõe a água formando
hidróxido de cálcio e hidrogênio:
Ca(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 + H2(g)
O cálcio forma o cátion Ca2+, em soluções aquosas. Seus sais
são normalmente sólidos brancos e formam soluções incolores, a
menos que o ânion seja colorido. O cloreto de cálcio é higroscópio e
é frequentemente usado como agente secante. O cloreto de cálcio e
o nitrato de cálcio dissolvem-se facilmente em etanol ou em mistura
1/1 de etanol e éter dietílico.
3 3
Estrôncio, Sr, O estrôncio é um metal branco prateado,
maleável e dúctil, e funde a 771oC. Suas propriedades são análogas
às do bário.
Reagente do grupo: Carbonato de amônio, solução 1,0 mol
L-1. Este reagente é incolor e apresenta uma reação alcalina, devido
à hidrólise:
CO32-
(aq) + H2O(l) HCO3-(aq) + OH
-(aq)
O reagente é decomposto por ácidos, formando dióxido de
carbono e água:
CO32-
(aq) + H+(aq) CO2(g) + H2O(l)
O reagente deve ser usado em meio neutro ou alcalino.
Reação do grupo: Os cátions deste grupo reagem com
carbonato de amônio, em quantidades moderadas de amônia ou
íons amônio, formando precipitados brancos. O ensaio deve ser
efetuado em soluções neutras ou alcalinas.
TABELA 4. Solubilidade em água a 25o C.
M * OH- CO32- C2O4
2- SO42- CrO4
2-
Mg2+ 5,9 x 10-12 1,0 x 10-5 8,6 x 10-5 - -
Ba2+ - 4,9 x 10-9 2,3 x 10-8 1,0 x 10-10 1,2 x 10-10
Ca2+ - 4,8 x 10-9 2,3 x 10-9 6,1 x 10-5 7,1 x 10-4
Sr2+ - 7,0 x 10-10 5,6 x 10-8 2,8 x 10-7 3,6 x 10-6
M = metal
3 4
Na tabela 4, acima, são apresentados os produtos de
solubilidade do hidróxido de magnésio e de alguns sais dos metais
alcalinos terrosos. Uma análise desta tabela ajuda a entender e
escolher reagentes para a separação dos cátions deste grupo.
Bário, cálcio e estrôncio formam carbonatos insolúveis em
solução alcalina. O magnésio não precipita como hidróxido em
presença de excesso de íons amônio, os quais reduzem a
concentração dos íons hidroxilas a um valor tal, que o produto de
solubilidade do hidróxido magnésio não é atingido.
Por razões semelhantes, o carbonato de magnésio não
precipita na presença de excesso de íons amônio. Esta propriedade
permite separar os íons magnésio, bário, cálcio e estrôncio.
Ensaios por via seca (Teste de Chama)
Coloque uma pequena quantidade de cada sal (magnésio,
bário, cálcio e estrôncio) em tubos de ensaio, e proceda como
descrito para os cátions do Grupo I.
2.2.1 Reações de identificação para Magnésio (Mg)
Para o estudo das reações deste cátion, pode ser usada uma
solução (SP) 0,50 mol L-1 de Nitrato de magnésio, Mg(NO3)2, ou
sulfato de magnésio, MgSO4.7H2O.
a) Reação com Hidróxido de Sódio
Em um tubo de ensaio adiciona-se 10 gotas de SP e 5 gotas de
NaOH 4 mol L-1. Observa-se a formação de um precipitado branco
gelatinoso. Este precipitado dissolve-se na presença de sais de
amônio. Teste a solubilidade com algumas gotas de NH4Cl 4 mol L-1.
3 5
b) Reação com Hidróxido de Amônio
Etapa 1:
Em um tubo de ensaio, coloque 10 gotas de SP e 5 gotas de
NH4OH 4 mol L-1. Observe a formação de um precipitado gelatinoso
branco.
Etapa 2:
Adicione a um tubo de ensaio 10 gotas SP, 5 gotas de NH4Cl
4 mol L-1 e 5 gotas de NH4OH 4,0 mol L-1. Não deverá haver
formação de precipitado.
Etapa 3:
Repita a etapa 2, usando HCl 6 mol L-1, ao invés de NH4Cl 4
mol L-1. Não haverá formação de precipitado. A razão é a mesma do
item anterior.
c) Reação com Carbonato de Amônio
Os íons magnésio reagem com solução de carbonato de
amônio, dando origem a um sal básico de coloração branca,
gelatinosa, e de composição variável quando se deixa a solução em
repouso, ou quando se aquece:
5 Mg2+ + 5 CO32- + 6 H2O 4 MgCO3.Mg(OH)2.5H2O(S) + CO2
Coloque em dois tubos de ensaio 10 gotas de SP e 5 gotas de
carbonato de amônio 1,5 mol L-1. Aqueça ambos os tubos em
banho-maria, centrifugue e despreze o sobrenadante. Em seguida,
trate um dos precipitados com ácido acético 6 mol L-1, e o outro com
NH4Cl 4 mol L-1. Escreva as possíveis reações observadas.
3 6
d) Reação com Monohidrogeno-fosfato de Sódio
Quando se adiciona uma solução de monohidrogeno-fosfato de
sódio a uma solução contendo íons magnésio tamponada, com
hidróxido de amônio/cloreto de amônio, ocorre a formação de um
precipitado branco cristalino como mostra as equações:
HPO42- + OH- H2O + PO4
3-
Mg2+ + NH4+ + PO4
3- + 6 H2O MgPO4 .6H2O(s)
Na precipitação dos íons magnésio por esse método, a solução
deve ser alcalinizada com hidróxido de amônio para que a
precipitação seja completa. Isto é facilmente entendido, observando-
se os equilíbrios das reações acima.
Por outro lado, é necessária a adição de cloreto de amônio,
pois a presença do NH4+, além de ajudar a precipitação através do
efeito do íon comum, impede a formação de um precipitado branco,
de fosfato ácido de magnésio. A adição deste cloreto impede a
formação de hidróxido de magnésio.
Faça o experimento:
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de SP, 5 gotas de
água, 2 gotas de HCl 6 mol L-1, 4 gotas de Monohidrogeno-Fosfato
de Sódio 3 mol L-1, e lentamente, gotas de NH4OH 6 mol L-1, até o
meio tornar-se alcalino. Formar-se-á um precipitado branco que
cristaliza sob a forma de estrelas, o qual pode ser observado ao
microscópio ou lupa.
3 7
2.2.2 Reações de identificação para Bário, Cálcio (Ca) e
Estrôncio (Sr)
Para o estudo destas reações, emprega-se soluções (SP’s)
0,50 mol L-1 de nitrato de bário, cálcio e estrôncio.
Reação para o Bário:
a) Reação com carbonato de amônio
Soluções contendo os íons de Ba2+, Ca2+ e Sr2+, quando
tratados com solução de carbonato de amônio, dão origem à
formação de um precipitado branco de BaCO3, CaCO3 e SrCO3,
respectivamente, que, quando aquecidos em banho-maria se tornam
gradativamente cristalinos.
Coloque em dois tubos de ensaio 10 gotas de SP, 3 gotas de
(NH4)2CO3 1,5 mol L-1. Aqueça em banho-maria, agitando.
Centrifugue e despreze o sobrenadante. Trate um dos precipitados
com gotas de CH3COOH 6 mol L-1, e o outro com gotas de NH4Cl 6
mol L-1. Anote as observações e escreva as reações.
Repita o mesmo procedimento acima (2.2.2.a) com as SP’s de
cálcio e estrôncio.
b) Reação com oxalato de amônio
Em dois tubos de ensaio adicione 10 gotas de SP, 3 gotas de
CH3COOH 6 mol L-1 e 6 gotas de (NH4)2C2O4 0,25 mol L
-1. Aqueça
em banho-maria. Observe as ocorrências.
3 8
Observação:
Soluções neutras de oxalato de amônio ou de sódio formam
precipitados com os cátions deste grupo. O precipitado formado a
frio é finamente granulado e difícil de centrifugar e decantar.
Entretanto, à quente formam-se cristais grandes.
Repita o procedimento acima (2.2.;2.b) com as SP’s de cálcio e
estrôncio.
c) Reação com dicromato de potássio
Adicione a dois tubos de ensaio, 10 gotas de SP, 3 gotas
de CH3COOH 6 mol L -1, 3 gotas de CH3COONa 6 mol L
-1 e 5
gotas de K2Cr2O7 0,5 mol L-1. Observe e anote as ocorrências das
reações.
Repita o procedimento acima (2.2.2.c) com as SP’s de
cálcio e estrôncio. Observe onde há formação de precipitados.
Detalhe: Lembre-se dos sais pouco solúveis e consequentemente
dos Kps.
d) Reação com sulfato de amônio
Adicione a dois tubos de ensaio, 10 gotas de SP, 3 gotas de
CH3COOH 6 mol L-1, e gotas de (NH4)2SO4 2,5 mol L
-1. Aqueça em
banho-maria e observe se há formação de precipitado.
Em um tubo de ensaio adicione 10 gotas de Ba(NO3)2, gotas
de NH4OH 6,0 mol L-1, até o meio se tornar alcalino, e gotas de
(NH4)2SO4 2,5 mol L-1. Aqueça em banho-maria e observe se há
formação de precipitado.
Repita os dois itens acima (2.2.2.d) usando as SP’s de cálcio
e estrôncio.
3 9
2.3 Exercício Resolvido
Uma solução é preparada dissolvendo 1,0 mol de HNO2
(eletrólito fraco), em água o suficiente para se obter 1 litro de
solução. Quais são as concentrações no equilíbrio de HNO2,
NO2- e H+?
Resposta:
Para melhor compreensão e entendimento da resolução dos
exercícios propostos de química analítica qualitativa, sugere-se
sequenciar por etapas.
1. Escreva todas as equações químicas das reações que
possam estar presentes na solução:
HNO2 H+ + NO2-
H2O H+ + OH-
2. Escreva as expressões da constante de equilíbrio pertinente:
[H+].[NO2-] ⁄ [HNO2] = Ka = 4,5 x 10-4 (eq. 01)
3. Escreva a equação de balanço de carga (eletroneutralidade):
[H+] = [NO2-] (eq. 02)
4. Escreva a equação de balanço de massa (conservação da
matéria):
[HNO2] + [NO2-] = 1,0 mol L-1 (eq. 03)
4 0
5. Resolva as equações algebricamente:
Temos três equações: (01) expressão da constante de
equilíbrio; (02) eletroneutralidade, e (03) conservação da matéria.
Então temos três incógnitas neste equilíbrio, [HNO2], [NO2-] e [H+].
Como mostra a equação 02, as [H+] e [NO2-] são iguais, pela
equação 03. Como se trata de um ácido fraco, podemos afirmar que
a [HNO2] no equilíbrio é aproximadamente 1,0 mol L-1. Então
reescrever a expressão de equilíbrio, seria:
[H+]2 ⁄ 1,0 – [H+] = 4,5 x 10-4
[H+]2 + (4,5 x 10-4)[H+] – 4,5 x 10-4 =0
Resolvendo as equações de 2º grau acima, obtém-se: a [H+] =
0,021 molL-1; Equação 2, [NO2-] = 0,021 molL-1, e Equação 03,
[HNO2] = 1,0 – 0,021, ou seja, [HNO2] = 0,98 mol L-1.
4 1
2.4 Exercícios Propostos
a) Determine as concentrações de Ca2+, AC-, H+ e HAc, numa
solução obtida ao dissolver 0,50 mol de acido acético, CH3COOH
(abreviado HAc, onde CH3COO- é representado por AC
-), e 0,50 mol
de Ca(AC)2, em água o suficiente para obter-se 1 litro um de solução
b) Determine o valor de pH solução de uma solução de hidróxido de
sódio 0,625 mol L-1
c) Determine o valor de pH de uma solução contendo uma
concentração de íons hidrogênio 4,76 x 10-5 mol L-1
d) Calcule os valores de pH assumindo ionização completa de: (a)
4,9 x10-4 molL-1 de ácido, e (b) 0,0016 molL-1 de base.
e) Construa uma tabela contendo [H+], pH e grau de ionização dos
respectivos ácidos: fórmico, fluorídrico, cloroacetico e nítrico todos
na concentração de 0,25 mol L-1, cujos valores das constantes estão
na tabela 3. Compare e justifique os valores encontrados.
4 2
4 3
UNIDADE 3 - Análise dos Cátions do Grupo III
3.1 Análise dos Cátions do Grupo III – Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+,
Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+ ..............................................................................44
3.2 Reação de Separação ........................................................................54
3.3 Reações de Identificação para Ferro II e Ferro III ...............................55
3.4 Reações de Identificação para Alumínio III .........................................57
3.5 Reações de Identificação para Crômio III............................................57
3.6 Reações de Identificação para Zinco II ...............................................58
3.7 Reações de Identificação para Manganês II .......................................53
3.8 Reações de Identificação para Cobalto II............................................59
3.9 Reações de Identificação para Níquel II..............................................60
3.10 Exercícios Propostos ........................................................................61
4 4
UNIDADE 3 - Análise de Cátions do Grupo III
3.1 Análises dos cátions do grupo III – Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+,
Fe2+, Co2+ e Ni2+
Este grupo, também chamado de grupo do sulfeto de amônio,
é formado por íons de sete metais (Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+,
Co2+ e Ni2+) que são precipitados como hidróxidos ou sulfetos
(reagente precipitante) numa solução tamponada com
NH4OH/NH4Cl, contendo (NH4)2S.
Cinco desses elementos, cromo, manganês, ferro, cobalto
e níquel, são elementos de transição, e por esta razão, pode-se
esperar que suas propriedades sejam aquelas de elementos que
tem uma camada interna de elétrons incompleta; isto é, valência
variável, íons coloridos, e uma forte tendência para formar íons
complexos.
O Zinco e o Alumínio não são metais de transição. Entretanto,
o íon Al3+ tem muitas propriedades semelhantes às dos íons Cr3+ e
Fe3+, o que pode ser explicado pelo fato destes íons terem a mesma
carga e raios aproximadamente iguais. Para assegurar uma
separação adequada destes cátions, deve-se evitar a precipitação
dos cátions do Grupo II.
Ferro, Fe, quimicamente puro, é um metal branco prateado,
tenaz e dúctil, e funde a 1535oC. O ferro comercial raramente é puro
e, em geral, contém pequenas quantidades de impurezas, tais como
carbureto, sulfeto e grafite. Estes contaminantes exercem papel
importante na resistência de estruturas metálicas de ferro. O ferro
pode ser magnetizado. O ácido clorídrico concentrado ou diluído e o
ácido sulfúrico diluído o dissolvem, formando sais de ferro (II) e (III),
liberando hidrogênio:
4 5
Fe(s) + 2H+(aq) Fe2+
(aq) H2(g)
2Fe(s) + 3H2SO4 (aq) 2Fe3+(aq) + 3SO2(g) + 6H2O(l)
Com ácido clorídrico diluído a frio, formam-se íons ferro (III) e
íons amônio:
Fe(s) + HNO3(aq) Fe2+ (aq) + NH4+
(aq) + H2O(l)
O ferro forma duas importantes séries de sais. Os sais de
ferro (II), ou Ferrosos, são derivados do óxido de ferro (II), FeO. Em
solução, contém o cátion Fe2+, e normalmente possui uma coloração
verde-clara. Complexos por associação de íons e complexos
quelatos, intensamente coloridos, são também comuns. Os íons
ferro (II) são facilmente oxidados a ferro (III), sendo, portanto,
agentes redutores fortes. Quanto menos ácido tiver a solução, tanto
mais pronunciado será tal efeito; em meio neutro ou alcalino, onde
até mesmo o oxigênio atmosférico oxidará os íons ferro (II). As
soluções de ferro (II) devem, portanto, ser ligeiramente acidificadas,
quando forem estocadas por longo tempo.
Os sais de ferro (III), ou férrico, são derivados do óxido de
ferro (III), Fe2O3. Eles são mais estáveis que os sais de ferro (II).
Suas soluções apresentam coloração amarelo-clara. Entretanto, se
nestas estiverem presentes cloretos, a coloração tornar-se-á mais
forte. Agentes redutores convertem o ferro (III) em ferro (II).
DESCRIÇÃO
Cromo, Cr, é um metal branco, cristalino, e consideravelmente
dúctil ou maleável. Funde a 1765oC. O metal é solúvel em ácido
clorídrico diluído ou concentrado. Na ausência do ar, formam-se íons
cromo (II):
4 6
Observe:
Cr(s) + 2H+(aq) Cr2+
(aq) + H2(g)
Cr(s) + 2HCl(l) Cr(s) + 2Cl-(aq) + H2(g)
Na presença do oxigênio atmosférico, o cromo retorna
parcialmente ao estado trivalente:
4Cr2+(aq) + O2(g) + 4H2O(l) 4Cr3+
(aq) + 2H2O(l)
O ácido sulfúrico diluído ataca o cromo lentamente com a
formação de hidrogênio. À quente, o ácido sulfúrico concentrado
dissolve o cromo, formando íons cromo (III) e dióxido de enxofre:
2Cr(s)+ 6H2SO4 2Cr3+(aq) + 3SO4
2-(aq) +3SO2(aq)
O ácido nítrico, quer diluído, quer concentrado, torna o cromo
passivo, assim como o ácido sulfúrico e a água régia, sendo ambos
a frio. Em solução aquosa, o cromo forma três tipos de íons; os
cátions Cr2+ Cr3+, o ânion cromato e dicromato, onde o cromo tem o
número de oxidação +6.
O íon cromo (II) ou cromoso, Cr2+, é derivado do óxido de
cromo (II). Estes íons formam soluções de cor azul e, por serem
instáveis, são fortes agentes redutores – eles decompõem a água
lentamente, com a formação de hidrogênio. O oxigênio atmosférico
oxida-os facilmente em cromo (III).
Os íons Cromo (II) são raros, por isto não serão objeto de
estudo neste curso. Os íons cromo (III) ou crômicos, Cr3+, são
estáveis e derivados do trióxido de cromo Cr2O3. Em solução, eles
são verdes (o íon complexo [Cr(H2O)5Cl]2+ ou violetas
[Cr(H2O)4Cl2]+). Em solução contendo íons cromato, CrO4
2-, a
coloração é amarela, e o dicromato, Cr2O72-, tem cor laranja.
4 7
Os cromatos são facilmente transformados por adição de
ácido:
2CrO42-
(aq) + 2H+(aq) Cr2O7
2-(aq) + H2O(l)
A reação é reversível. Em soluções neutras ou alcalinas, o íon
cromato é estável, enquanto em soluções ácidas os íons dicromato
serão predominantes.
Alumínio, Al, metal branco, dúctil e maleável, funde 659oC. O
alumínio metálico exposto ao ar é oxidado na superfície, e a camada
de óxido formada serve de proteção ao metal. O ácido clorídrico
diluído dissolve o metal facilmente, enquanto a dissolução no ácido
sulfúrico ou nítrico diluídos é mais lenta:
2Al(s) + 6H+ 2Al3+(aq) + 3H2(g)
O processo de dissolução pode ser alterado por adição de
cloreto de mercúrio (II) à mistura. O ácido clorídrico concentrado
também dissolve o alumínio:
2Al(s) + 6HCl(l) 2Al3+(aq) + 3H2(g) + 6Cl-(aq)
O ácido sulfúrico concentrado dissolve o alumínio com
liberação do dióxido de enxofre:
2Al(s) + 6H2SO4(l) 2Al3+(aq) + 3SO4
2-(aq) + 3SO2(g)
O ácido nítrico concentrado torna o metal passivo. Com
hidróxidos alcalinos, forma-se uma solução de tetrahidroxialuminato:
2Al(s) + 2OH-(aq) 2[Al(OH)4]
-(aq) + 3H2(aq)
O alumínio é trivalente em seus compostos. Os íons Al3+
formam sais incolores com ânions incolores. Seus halogenetos,
4 8
nitrato e sulfato são solúveis em água, e apresentam reações devido
à hidrólise. O sulfato de alumínio só pode ser preparado em estado
seco, pois, em soluções aquosas sofre hidrólise, formando o
hidróxido de alumínio, Al(OH)3. O sulfato forma sais duplos, cristais
de aparência atraente, chamados alumes.
Zinco, Zn, metal branco azulado, moderadamente maleável e
dúctil a 110-150oC. Funde a 410oC, sendo o seu ponto de ebulição
906oC.
O metal puro dissolve-se muito lentamente em ácidos e
álcalis, e a presença de impurezas ou contato com platina ou cobre,
produzidas por adição de algumas gotas das soluções dos sais
destes metais, acelera a reação. Isso explica a solubilidade do zinco
comercial. Este se dissolve facilmente em ácido clorídrico ou
sulfúrico diluído, com liberação de hidrogênio:
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g)
Quando a dissolução é feita com ácido nítrico muito diluído,
não há formação de gás:
4Zn(s) + 10H+ + NO3-(aq) 4Zn(aq) + NH4
+(aq) + 3H2O(l)
Aumentando a concentração de acido nítrico, são formados
os óxidos de dinitrogenio (N2O) e de nitrogênio (NO):
4Zn(s) + 10H+(aq) + 2NO3
- 4Zn(aq) + N2O(g) + 5H2O(l)
Zn(s) + 8HNO3(l) 3Zn2+(aq) + 2NO(g) +6NO3
-(aq) 4H2O(l)
O ácido nítrico concentrado tem pouco efeito sobre o zinco,
devido à baixa solubilidade de nitrito de zinco em tal meio. Com
ácido sulfúrico concentrado a quente, desprende-se enxofre:
4 9
Zn(s) + 2H2SO4(l) Zn2+(aq) + SO2(g) +SO4
2-(aq) 2H2O(l)
O zinco também se dissolve em hidróxidos alcalinos,
formando o tetrahidroxizincato (II):
Zn(s) + 2OH-(aq) [Zn(OH)4]
2- + H2(g)
O zinco forma somente uma série de sais; estes contêm o
cátion zinco (II), derivado do óxido de zinco, ZnO.
Manganês, Mn, é um metal branco acinzentado, semelhante
na aparência ao ferro fundido. Funde a cerca de 1250oC, e reage
com água quente formando hidróxido de manganês (II) e hidrogênio:
Mn(s) + H2O(quete) Mn(OH)2(s) + H2(g)
Os ácidos minerais diluídos e também o ácido acético
dissolvem-no, com a produção de sais de manganês (II) e
hidrogênio:
Mn(s) + 2H+(aq) Mn2+
(aq) + H2(g)
Quando ele é atacado por ácido sulfúrico concentrado a
quente, desprende dióxido de enxofre:
Mn(s) + 2H2SO4(I) Mn2+(aq)+SO4
2-(aq)+ SO2(g) +2H2O(l)
Os cátions manganês (II) são derivados do óxido de
manganês (II), e formam sais incolores; contudo, se o composto
contiver água cristalizada, e em soluções, são ligeiramente rosa, isto
devido a presença do íon hexaquomanganato (II), [Mn(H2O)6]2+.
5 0
Os íons manganês (III) são instáveis; alguns complexos
contendo manganês no estado de oxidação +3 são, contudo,
conhecidos. Eles são facilmente reduzidos a íons manganês (II).
Ainda que possam ser derivados do óxido de manganês (III), Mn2O3,
este último, quando tratado com ácidos minerais, produz manganês
(II). Se o ácido clorídrico è empregado, o cloro é seu produto:
Mn2O3(s) 6HCl(l) 2Mn2+(aq) + Cl2(g) + 4Cl- + 3H20(l)
Com o ácido sulfúrico, forma-se oxigênio:
2Mn2O3(s) + 4H2SO4(l) 4Mn2+(aq) + O2(g) + 4SO4
2-(aq)
Os compostos de manganês (IV), com exceção do óxido de
manganês (IV) ou dióxido de manganês, são instáveis, enquanto o
íon Mn4+ e o íon manganato (IV), ou manganito, são facilmente
reduzidos a manganês (II). Quando dissolvido em ácido clorídrico ou
ácido sulfúrico, concentrados, o óxido de manganês (IV) produz íons
manganês (II), bem como cloro e oxigênio gasoso:
MnO2(s) + 4HCl(I) Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2Cl- + 2H20(I)
2MnO2(s) + 2H2SO4(l) Mn2+(aq) + O2(g) + 2SO4
2-
Os compostos de manganês (IV) contêm o ânion manganato
(VI), o qual é estável em soluções alcalinas, possuindo uma cor
verde. Por neutralização, ocorre uma reação de
desproporcionamento. São formados dióxidos de manganês e íons
manganato (VII):
3MnO42-
(aq) + 2H2O(l) MnO2(s) + 2MnO4-(aq) + 4OH-
(aq)
5 1
Se o óxido de manganês (VI) é tratado com ácido, formam-se
íons manganês (II). E com o ácido sulfúrico concentrado a quente,
ocorre a reação:
2MnO3(s) + 2H2SO4(l) 2Mn2+ + O2(g) + 2SO42-
(aq)
Os compostos de manganês (VII) contêm o íon manganato
(VII) ou permanganato, MnO4-. Os permanganatos alcalinos são
compostos estáveis, produzindo soluções de cor violeta. Todos eles
são fortes agentes oxidantes.
Nesta seção serão tratadas exclusivamente as reações dos
íons manganês (II).
Cobalto, Co, é um metal de cor cinza metálico, levemente
magnético, e funde a 1490oC. Dissolve-se facilmente em ácidos
minerais diluídos:
Co(s) + 2H+(aq) Co2+
(aq) + H2(g)
A dissolução em ácido nítrico é acompanhada pela formação
de óxido de nitrogênio:
3Co(s) + 2HNO3(l) Co2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
Em soluções aquosas, o cobalto está normalmente presente
como íon cobalto (II), e, às vezes, especialmente em complexos, o
íon cobalto (III) é encontrado. Estes dois são provenientes dos
óxidos Côo e Co2O3, respectivamente. O óxido de cobalto (II) –
cobalto (III), Co3O4, também é conhecido.
Em soluções aquosas de compostos de cobalto (II), a
coloração vermelha é nítida devido à presença do Co2+. Os
5 2
compostos anidros ou não dissociados de cobalto (II) são azuis. Se
a dissociação destes compostos for impedida, a solução torna-se
gradualmente azul. Os íons cobalto (III), Co3+, são instáveis, porém,
seus complexos são estáveis tanto em solução, como em forma
anidra. Os complexos de cobalto (II) podem facilmente ser oxidados
a complexos de cobalto (III).
Níquel, Ni, é um metal duro, branco, prateado, dúctil,
maleável e muito tenaz. Funde a 1455oC, e è ligeiramente
magnético. O ácido clorídrico diluído e/ou concentrado, e o ácido
sulfúrico diluído, dissolvem o níquel com formação de hidrogênio:
Ni(s) + 2H+(aq) Ni2+
(aq) + H2(g)
Ni(s) + 2HCl(l) Ni2+(aq) + 2Cl-(aq) + H2(g)
Estas reações são aceleradas, se a solução for aquecida. O
ácido sulfúrico concentrado a quente dissolve o níquel com formação
de dióxido de enxofre:
Ni(s) + H2SO4(l) Ni2+(aq) + SO2(g) + 2H2O(l)
O ácido nítrico diluído e concentrado dissolve facilmente o
níquel a frio:
3Ni(s) + 2HNO3(l) 3Ni2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
Os sais de níquel (II) estáveis são derivados do óxido de
níquel (II), NiO, que é uma substância verde. Os sais solúveis de
níquel (II) são verdes, devido à cor do complexo hexaquoniquelato
(II), [Ni(H2O)6]2+; em resumo, podemos dizer que estes serão
considerados simplesmente como íon níquel (ii), Ni2+. Existe também
o óxido de níquel (III), Ni2O3, de cor escura, o qual se dissolve em
Dica: para estocar soluções alcalinas, como hidróxido de sódio, hidróxido de potássio, recomenda-se frascos de polietileno. Vidro não é recomendado, pois reagem com a solução e produzem silicatos.
5 3
ácidos, formando íons níquel (II). Com ácido clorídrico diluído,
produz cloro gasoso:
Ni2O3(s) + HCl(i) 2Ni2+(aq) + Cl2(g) + 3H2O(l)
Reagente do grupo: Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou
solução aquosa saturada) na presença de amônia e cloreto de
amônio ou solução de sulfeto de amônio.
Reação do grupo: Precipitados de cores diversas: sulfeto de
ferro (II) preto, hidróxido de alumínio branco, hidróxido de cromo (III)
verde, sulfeto de níquel preto, sulfeto de cobalto preto, sulfeto de
manganês (II) rosa, e sulfeto de zinco branco.
Os metais deste grupo são precipitados pelo gás sulfídrico, na
presença de cloreto de amônio, a partir de soluções tornadas
alcalinas pela amônia. Os metais, com exceção do alumínio e do
cromo, que são precipitados como hidróxidos devido à hidrolise
completa dos sulfetos em solução aquosa, são precipitados como
sulfetos.
O ferro, alumínio e cromo (frequentemente acompanhados de
um pouco de manganês), também são precipitados como hidróxidos
pela solução de amônia na presença de cloreto de amônio, enquanto
os outros metais do grupo permanecem em solução e podem ser
precipitados como sulfetos pelo gás sulfídrico. É, portanto, normal
subdividir o grupo em grupo do ferro (ferro, alumínio e cromo) ou
grupo III.A, e grupo do zinco (níquel, cobalto,manganês e zinco) ou
grupo III.B.
5 4
3.2 Reação de separação
Para o estudo das reações destes cátions, pode ser usada
uma solução (SP) 0,50 mol L-1 de seus nitratos, ou seus sulfatos
respectivos.
a) Reação com NaOH
Coloque em tubos de ensaio 10 gotas de SP’s de [Cr3+,Al3+,
Fe3+,Zn2+,Mn2+,Fe2+, Co2+, Ni2+], e 5 gotas de NaOH 4 mol L-1.
Observe e anote as cores dos precipitados formados. Volte a
adicionar NaOH aos precipitados, e observe os casos em que há
dissolução destes na presença de excesso do reagente. Aqueça em
banho-maria o tubo de ensaio contendo Cr3+.
b) Reação com NH4OH
Coloque em tubos de ensaio 10 gotas de SP’s de [Cr3+, Al3+,
Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+], e 3 gotas de NH4OH,
concentrado. Observe e anote a coloração dos precipitados
formados. Continue adicionando NH4OH, e observe os casos em
que há dissolução do precipitado, no excesso deste reagente.
No caso do Cr3+, o precipitado formado é parcialmente solúvel
no excesso de NH4OH, dando uma solução violeta ou rosada,
devido à formação de amin - complexos de crômio.
c ) Reação com NH4OH em presença de NH4Cl
Coloque em tubos de ensaio, 10 gotas de SP’s de [Cr3+, Al3+,
Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+], 5 gotas de NH4Cl 4 mol L-1 e gotas
de NH4OH 4 mol L-1, até o meio tornar-se alcalino. Observe os
precipitados formados e escreva as equações químicas.
5 5
d) Reação com (NH4)2S
Coloque em tubos de ensaio, 10 gotas de SP’s de [Cr3+, Al3+,
Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+], 5 gotas de NH4Cl 4 mol L-1 e gotas
de NH4OH 6 mol L-1, até o meio ficar alcalino, e em seguida coloque
mais 1 gota em excesso. Adicione lentamente, com agitação, 5
gotas de (NH4)2S 1 mol L-1. Aqueça em banho-maria até ebulição, na
capela. Observe, anote as cores dos precipitados formados e
escreva as equações químicas. Centrifugue. Para verificar se a
precipitação foi quantitativa, adicione 1 ou 2 gotas de (NH4)2S 1 mol
L-1 ao sobrenadante.
Nos casos de Al3+ e Cr3+, precipitam seus respectivos
hidróxidos ao invés de Al2S3 e Cr2S3, como seria esperado. A
explicação deste fato é que o (NH4)2S hidrolisa-se fortemente em
meio aquoso formando S2-, HS- e OH-. As soluções contêm uma
concentração de OH- suficientemente grande para exceder o produto
de solubilidade do Al(OH)3 e Cr(OH)3, que então a precipitam. As
reações para os cátions deste grupo também podem ser obtidas
substituindo-se o (NH4)2S pela tioacetamida.
3.3 Reações de identificação para Ferro II e Ferro III
Para o estudo das reações destes cátions, pode ser usada
uma solução (SP) 0,50 mol L-1 de Nitrato de ferro, Fe(NO3)3 , ou
cloreto de ferro (III), FeCl3.6H2O.
a) Reação com NH4SCN
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de SP, 6 gotas de
HCl 6 mol L-1 e 5 gotas de NH4SCN 1 mol L-1. Observe a forte
coloração vermelha formada:
Fe3+ + 6SCN- Fe(SCN)6-
5 6
Com Fe2+, não se obtém nenhuma coloração. Observe e
anote as possíveis reações químicas.
Essa reação é um teste altamente sensível para indicar a
presença de Fe3+, e outros cátions, incluindo Fe2+, os quais não
interferem no resultado. O teste é realizado em meio ácido, onde a
hidrólise de Fe3+ é minimizada. Pode-se usar esta reação para
identificar o Fe2+, bastando para isso oxidá-lo a Fe3+ pela adição de
água oxigenada, ou usando FeSO4.7H2O ao invés de Fe(NO3)3.
Observação
O íon Fe2+, nestas condições, forma um precipitado branco,
que, exposto ao ar, se converterá lentamente no composto azul. O
íon Fe2+ é facilmente oxidado a Fe3+ pelo ar; quando for desejável
oxidá-lo rapidamente a Fe3+ pode-se usar H2O2 em meio ácido:
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ Fe3+ + H2O
Para reduzir o Fe3+ em Fe2+ em meio ácido usa-se H2S, SnCl2
ou KI.
b) Reação com K4[Fe(CN)6]
Coloque em 2 tubos de ensaio, 10 gotas de Fe(NO3) 3 0,50 mol
L-1, 6 gotas de HCl 6 mol L-1, e 5 gotas de K4[Fe(CN)6] 1 mol L-1.
Essa reação produzirá um precipitado de coloração azul escuro (azul
da Prússia). Anote a equação química e teste a solubilidade (tubo
01) com ácido nítrico diluído, e (tubo 2) com HCl concentrado.
Observe e escreva as possíveis reações.
5 7
3.4 Reações de identificação para Alumínio III
Reação com NaOH
Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas de SP e algumas
gotas de NaOH 4 mol L-1, até formar um precipitado gelatinoso
esbranquiçado. Para melhor detecção, centrifugue-o. Continue
acrescentando com agitação gotas de NaOH, até a dissolução.
Acrescente gotas de HCl ou HNO3 6 mol L-1 e observe a
reprecipitação. Escreva as equações químicas.
3.5 Reações de identificação para Crômio III
a) Reação com NaOH/H2O2 à quente
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução Cr(NO3)3
0,2 mol L-1, e adicione gotas de NaOH 4 mol L-1 até formar um
precipitado gelatinoso. Continue acrescentando NaOH até a
dissolução. Acrescente gota a gota, 10 gotas de H2O2 3%. Aqueça
até atingir o ponto de ebulição, por 2 minutos, quando cessar o
desprendimento de oxigênio. Observe a formação do íon cromato,
CrO42-, de coloração amarela. Escreva as equações químicas.
b) Ensaio por via seca – pérola de Bórax
Trata-se de um procedimento básico para a realização deste
ensaio, que será usado para outros íons deste grupo.
Prepare o precipitado de Cr(OH3)3 por um dos métodos
descritos anteriormente. Centrifugue e decante o sobrenadante.
Aqueça a ponta do fio de níquel/cromo (usado nos testes de chama
ao rubro) e toque em uma pequena quantidade de bórax sólido,
Na2B407.10H2O, contido em um tubo de ensaio. Reaqueça o fio com
os cristais, mantendo-o na chama do bico de Bunsen até a massa
5 8
parar de espumar. Retire da chama e deixe o fio contendo a pérola
na ponta para esfriar. Pegue um pouco do precipitado de Cr(OH3)3
diretamente com a pérola, e aqueça novamente na chama até fundir.
Deixe esfriar. Na presença do crômio, a pérola assume uma
coloração verde esmeralda devido à formação do metaborato de
crômio.
3.6 Reações de identificação para Zinco II
a) Reação com CH3CSNH2 -tioacetamida
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução Zn(NO3) 2
0,2 mol L-1, e adicione NaOH 4 mol L-1 até formar um precipitado
gelatinoso. Continue acrescentando NaOH até a dissolução.
Acrescente uma ponta de espátula de tioacetamida e aqueça em
banho-maria. Observe a formação de um precipitado, ZnS. Escreva
a equação química.
b) Reação com K4[Fe(CN)6]
Coloque em dois tubos de ensaio 10 gotas de solução
Zn(NO3) 2 0,2 mol L-1, e acrescente 5 gotas de K4[Fe(CN)6] 1 mol L
-1.
Observe a formação de um precipitado branco-acinzentado. Se o
reagente for adicionado em excesso, a composição do precipitado
será de K2 Zn3(Fe(CN)6)2. Teste a solubilidade dos precipitados em
solução com:
(1) acido clorídrico e;
(2) hidróxido de ódio.
Escreva as equações químicas:
5 9
3.7 Reações de identificação para Manganês II
a) Oxidação a permanganato com PbO2/HNO3
Coloque em um tubo de ensaio, 5 gotas de solução Mn(NO3)2 0,2
mol L-1, 5 gotas de água destilada, e junte HNO3 6 mol L-1 até a
solução tornar-se ácida. Acrescente uma ponta de espátula de
PbO2. Aqueça até atingir a ebulição em banho-maria, e deixe
decantar.
Deve-se observar uma coloração violeta no líquido sobrenadante.
Escreva as equações químicas.
b) Precipitação de MnO(OH) 2
Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas de cloreto
manganoso – MnCl2.4H2O, e adicione gota a gota NaOH 6 mol L-1,
até a formação de um precipitado de coloração branca. Resfrie a
solução e adicione H2O2 gota a gota, sob agitação. Aqueça em
banho-maria, de 2 a 3 minutos, até cessar o desprendimento de O2.
Centrifugue e lave o precipitado que passou de coloração
inicialmente branca à marrom, com água destilada quente, até que o
teste para Cl- com Ag+ dê negativo em meio de ácido - HNO3.
Observe as mudanças de coloração. Anote as equações.
3.8 Reações de identificação para Cobalto II
Reação com NH4SCN
Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas de Co(NO3)2 0,2 mol
L-1, 2 gotas de CH3COOH 2 mol L-1, 5 gotas de NH4SCN 0,2 mol L
-1
e 10 gotas de acetona. Observe a formação do íon complexo -
Co(SCN)42-, de coloração azul. Escreva a equação química.
Observação: Essa reação poderá dar resultados negativos se houver excesso de íons Mn2+ na solução, pois podem reduzir o MnO4
- a MnO(OH)2.
6 0
Observação
É necessário adicionar NH4SCN em excesso para que o teste
dê bons resultados.
3.9 Reações de identificação para Níquel II
Reação com C4H8N2O2 - dimetilglioxina
Coloque em um tubo de ensaio, 5 gotas de Ni(NO3)2 0,2 mol
L-1, 5 gotas de água destilada, algumas gotas de solução de
dimetilglioxima 0,1 mol L-1 e gotas de NH4OH 6 mol L-1, até o meio
ficar alcalino. Evite o excesso de NH4OH para que não haja a
formação do íon complexo Ni[(NH3)6]2+. Observe a formação de um
precipitado vermelho de dimetilglioximato de níquel. Escreva a
equação química.
6 1
3.10 Exercícios Propostos
a) Calcule a concentração molar na qual uma solução de acido
acético está 2% ionizada, a 25º C.
b) A solução de K2CO3 é alcalina. Escreva a equação equilibrada
que mostra como o íon carbonato é responsável por este efeito.
c) O leite de magnésio, Mg(OH)2, possui pH 10,5. Qual a
concentração de íon hidrônio na solução? Qual a concentração de
íon hidróxido? A solução é ácida ou alcalina?
d) Estime a solubilidade do brometo de chumbo (II) em (a) moles por
litro (b) gramas por litro em água pura.
e) Organize os compostos seguintes em ordem de solubilidade
crescente em água: AgI, HgS, PbI2, PbSO4, e NH4NO2.
6 2
6 3
UNIDADE 4 - Análise dos Cátions do Grupo IV
4.1 Análise de Cátions do Grupo IV: Parte I) As3+, As5+, Sb3+,
Sn2+ e Sn4+; Parte II) Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+.....................................64
4.2 Subgrupo do arsênio ..........................................................................73
4.2.1 Reações do íon arsênio (III) .............................................................73
4.2.2 Reações do íon arsênio (V)..............................................................75
4.2.3 Reação do íon antimônio (III) ..........................................................75
4.2.4 Reação do íon antimônio (V) ...........................................................76
4.2.5 Reação do íon estanho (II)...............................................................77
4.2.6 Reação do íon estanho (IV) .............................................................78
4.3 Subgrupo do Cobre.............................................................................79
4.3.1 Mercúrio, Hg. Chumbo, PB. Bismuto, Bi. Cobre Cu.
Cádmio, Cd...............................................................................................79
4.3.2 Reações de Identificação do Mercúrio II ..........................................80
4.3.3 Reações de Identificação do Chumbo II...........................................81
4.3.4 Reações de Identificação do Bismuto III ..........................................81
4.3.5 Reações de Identificação do Cobre II...............................................82
4.3.6 Reações de identificação do Cádmio II ............................................82
6 4
UNIDADE 4 - Análise dos Cátions do Grupo IV
4.1 Análise dos cátions do grupo IV: (Parte I - As3+, As5+, Sb3+,
Sn2+ e Sn4+; Parte II - Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+
Os cátions deste grupo são tradicionalmente divididos em dois
subgrupos: o subgrupo do cobre (cobre, chumbo, mercúrio, bismuto
e cádmio) e o subgrupo do arsênio (Arsênio, Antimônio, e Estanho).
Esta divisão é baseada na solubilidade dos precipitados de sulfetos
em polissulfetos de amônio, entretanto, os sulfetos do subgrupo do
cobre são insolúveis nesse reagente, e os do subgrupo do arsênio
dissolvem-se com formação de tiossais.
No subgrupo do cobre, temos: mercúrio (II), chumbo (II),
Bismuto (III), cobre (II) e cádmio (II). Embora grande parte dos íons
chumbo (II) seja precipitada pelo ácido clorídrico diluído com os
outros íons do grupo V, esta precipitação é bastante incompleta
devido à solubilidade relativamente alta do cloreto de chumbo (II).
Durante uma análise sistemática, os íons Pb2+, ainda estarão
presentes quando estivermos ocupados com o precipitado do Grupo
IV de cátions. As reações do chumbo já foram descritas com as
demais reações do Grupo V. Os cloretos, nitratos e sulfatos dos
cátions do subgrupo do cobre são bastante solúveis em água. Já os
sulfetos, hidróxidos e carbonatos são insolúveis. Alguns cátions do
subgrupo do cobre, como mercúrio (II), cobre (II) e cádmio (II),
tendem a formar complexos com amônia, cianeto etc.
O subgrupo do arsênio inclui os íons arsênio (III) e (V),
antimônio (III) e (V), estanho (II) e (IV). Tais íons apresentam caráter
anfótero: seus óxidos formam sais, tanto com ácidos como com
bases. Dessa forma, o óxido de arsênio (III) pode ser dissolvido em
ácido clorídrico (6 mol L-1), formando cátions arsênio (III):
6 5
As2O3 + 6HCl → 2As3+ + 6Cl- + 3H2O, como também se dissolve
em hidróxido de sódio (2 mol L-1), formando ânions arsenito
As2O3 + 6OH- → 2AsO33- + 3H2O.
A dissolução dos sulfetos em polissulfetos de amônio
representa a formação de tiossais, a partir de tioácidos anidros.
Assim, a dissolução do sulfeto de arsênio (III) (tioácido anidro) em
sulfeto de amônio (tiobase anidro), dá ensejo à formação de íons
(tioarseniato de amônio: um tiossal):
As2S3↓ + 3S2- 2AsS33-
Todos os sulfetos do subgrupo do arsênio dissolvem-se em
sulfeto de amônio, incolor, exceto o sulfeto de estanho (II), onde
para dissolver este último, torna-se necessário o uso dos
polissulfetos de amônio que atuam parcialmente como agentes
oxidantes, com formação de íons tioestanato:
SnS↓ + S22- SnS3
2-
Observe que o estanho é divalente no precipitado de sulfeto de
estanho (II) e passa a tetravalente no íon tioestanato.
Os íons arsênio (III), antimônio (III) e estanho (II) podem ser
oxidados a arsênio (V), antimônio (V) e estanho (IV),
respectivamente. Por outro lado, os três últimos podem ser
reduzidos por agentes redutores especiais. Os potenciais de oxi-
redução dos sistemas arsênio (V), arsênio (III) e antimônio (V), e
antimônio (III), variam de acordo com o pH. Sendo assim, a
oxidação ou redução dos íons pertinentes podem ser facilitadas pela
escolha do pH adequado para a reação.
6 6
Parte I:
Arsênio, As. O arsênio é um sólido quebradiço, cinza-aço, que
apresenta um brilho metálico. Sublima por aquecimento,
evidenciando um odor característico de alho, que por aquecimento
em fluxo de ar queima com chama azul, produzindo vapores de
óxido de arsênio (III), As4O6.
Todos os compostos de arsênio são venenosos. O elemento é
insolúvel em ácido clorídrico e em ácido sulfúrico diluído, dissolve-se
rapidamente em ácido nítrico diluído, produzindo íons arsênio. Em
ácido nítrico concentrado ou em água régia, ou ainda, em hipoclorito
de sódio, forma arseniatos. Observe:
As(s) + HNO3(aq) As3+(aq) + NO(g) + H2O(l)
As(s) + HNO3(conc.) + H2O(l) AsO43-
(aq) + NO(g)
As(s) + OCl-(aq) AsO43-
(aq) + Cl-(aq) + H+
Duas séries de compostos de arsênio são comuns: a do
arsênio (III) e a do arsênio (V). Os compostos de arsênio (III) podem
ser derivados do trióxido de arsênio anfotero, As2O3, que produz
sais, tanto com ácidos fortes (por exemplo, cloreto de arsênio (III),
AsCl3), como com bases fortes (por exemplo, arsenito de sódio,
Na3AsO3).
Em soluções fortemente ácidas, o íon arsênio (III), As3+ é
estável. Em soluções fortemente básicas, o íon arsenito, AsO33-,
também é estável. Os compostos de arsênio (V) são derivados do
pentoxido de arsênio, As2O5. Este é o anidro do ácido arsênico,
H3AsO4, que forma sais como o arseniato de sódio, Na3AsO4. O
arsênio (V), portanto, existe em soluções predominantemente, como
íons arseniatos, AsO43-. Estas são as propriedades físico-químicas
dos íons As3+ e As5+ que merecem destaque.
6 7
Antimônio, Sb. O antimônio é um metal brilhante, prateado, que
funde a 630ºC. É insolúvel em ácido clorídrico e em ácido sulfúrico
diluído. Dissolve-se lentamente em ácido sulfúrico concentrado, a
quente, formando íons antimônio:
Sb(s) + H2SO4(conc.) Sb3+(aq) + SO2(g) + H2O(l)
O ácido nítrico oxida o antimônio, formando um produto
insolúvel que pode ser considerado uma mistura de Sb2O3 e Sb2O5.
Estes anidridos podem ser dissolvidos em ácido tartarico. Uma
mistura de ácido nítrico e ácido tartarico dissolve facilmente o
antimônio.
A água régia dissolve o antimônio, formando os íons
antimônio (III):
Sb(s) + HNO3(aq) + HCl(aq) Sb3+(aq) + Cl-(aq) + NO(g)
São conhecidas duas séries de sais, derivadas dos óxidos
Sb2O3 e Sb2O5, contendo, respectivamente, íons antimônio (III) e
antimônio (V). Os compostos de antimônio (III) são facilmente
dissolvidos em ácidos, e os íons Sb3+ formados são estáveis. Se a
solução for alcalinizada ou a concentração de íons hidronio, H+,
diminuir por diluição, ocorrerá uma hidrólise, cuja ocasião formar-se-
ão íons antimonila, SbO+:
Sb3+(aq) + H2O SbO+
(aq) + H+(aq)
Os compostos de antimônio (V) contêm o íon antimoniato,
SbO43+. Suas características são semelhantes às dos
correspondentes compostos de arsênio.
Estas propriedades físico-químicas acima são as mais
relevantes para os íons Sb3+ e Sb5+.
6 8
Estanho, Sn. Trata-se de um metal branco prateado,
maleável, dúctil em temperaturas normais, mas quebradiço quando
submetidos a baixas temperaturas, devido sua transformação em
outro estado alotrópico. Funde a 231,8oC. O metal dissolve-se
lentamente em ácido clorídrico diluído e ácido sulfúrico, com
formação de sais estanoso de estanho (II):
Sn(s) + H+(aq) Sn2+
(aq) + H2(g)
O ácido nítrico diluído dissolve lentamente o estanho, sem
liberação de gás, formando íons estanho (II) e amônio:
Sn(s) + HNO3(aq) Sn2+(aq) + NH4
+(aq) + H2O(l)
O ácido nítrico concentrado provoca uma reação forte,
formando uma substância sólida, branca, comumente conhecida
como óxido hidratado de estanho (IV), SnO2.xH2O, às vezes
denominada àcido metaestanico:
Sn(s) + HNO3(aq) + (x-2)H2O NO(g) + SnO2.xH2O(s)
Na presença de antimônio e ácido tartarico, o estanho
dissolve-se rapidamente em ácido nítrico (dissolução induzida),
devido à formação de complexo. Se uma quantidade de ferro estiver
presente, a formação do ácido metaestânico é novamente evitada.
Em ácido sulfúrico concentrado, à quente, formam-se, por
dissolução, íons estanho (iV):
Sn(s) + H2SO4 Sn4+(aq) + SO4
2-(aq) + SO2(g) + H2O
A água-régia dissolve rapidamente o estanho, formando mais
uma vez íons estanho (IV) ou estânico:
6 9
Sn(s) + [HNO3+HCl] Sn4+(aq) + Cl-(aq) + NO(g) + H2O
Os compostos de estanho podem ser divalentes ou
tetravalentes. Os compostos de estanhos (II) ou estanosos são
geralmente incolores. Em solução ácida estão presentes os íons
Sn2+, enquanto em soluções alcalinas se encontram os íons
tetrahidroxiestanato (II) ou estanito, [Sn(OH)4]2-. Estes dois são
facilmente reversíveis:
Sn2+(aq) + OH-
(aq) [Sn(OH)4]2-
(aq)
Os íons estanho (II) são fortes agentes redutores. Os íons
estanho (IV) ou compostos estânicos são mais estáveis. Em suas
soluções aquosas estão presentes como íons estanho (IV), ou como
hexahidroxiestanato (IV), ou simplesmente estanato, [Sn(OH)6]2-.
Novamente se forma um sistema em equilíbrio:
Sn4+(aq) + OH-
(aq) [Sn(OH)6]2-
Em soluções ácidas, o equilíbrio desloca-se para a esquerda,
enquanto em meio alcalino orienta-se para a direita.
Parte II:
Mercúrio, Hg. O mercúrio é um metal prateado, líquido nas
temperaturas normais, e que apresenta um peso especifico de
13534 g mL-1, a 25oC. Não é atacado pelo ácido ou pelo ácido
sulfúrico diluído, mas reage com o ácido nítrico. À frio, e em solução
aquosa 1:1 de ácido nítrico em excesso de mercúrio metálico,
produz os íons Mercúrio (I). Observe:
Hg(s) + HNO3(l) Hg22+(aq) + NO(g) + NO3
-(aq) + H2O(l)
7 0
Com excesso de ácido nítrico concentrado a quente, formam-
se íons mercúrio (II):
Hg(s) + HNO3(l) Hg2+(aq) + NO(g) + NO3
-(aq) + H2O(l)
À quente, o ácido sulfúrico concentrado também ataca o
mercúrio. Com o excesso de mercúrio metálico obtêm-se mercúrio
(I). Veja:
2Hg(s) + H2SO4(l) Hg22+
(aq) + SO42-
(aq) + SO2(g)
O contrário, se o excesso for de ácido, teremos a formação dos
íons mercúrio (II):
Hg(s) + 2H2SO4(l) Hg2+(aq) + SO4
2-(aq) + SO2(g)
Os dois íons, mercúrio (I) e mercúrio (II), apresentam
comportamentos diferentes em relação aos reagentes usados em
análise qualitativa, sendo, portanto, classificados em dois grupos
analíticos distintos. Os íons mercúrio (I) pertencem ao quinto grupo
de cátions, os quais serão tratados na unidade 5 deste livro. Os íons
mercúrio (II), por sua vez, estão classificados no quarto grupo de
cátions, cujas reações serão estudadas nesta unidade 4, em
conjunto com os outros membros deste grupo.
Chumbo, Pb. Pelo seu comportamento químico, íon Pb2+, suas
reações podem ser estudas com os íons desta unidade 4 ou com os
da unidade 5. Nesta apostila as reações dos íons Pb2+ serão
tratadas na unidade 5.
Bismuto, Bi. É um metal quebradiço, cristalino de coloração
branca avermelhada, e funde a 271,5oC. É insolúvel em ácido
clorídrico, mas se dissolve em ácidos oxidantes, tais como: (a) ácido
7 1
nítrico concentrado; (b) água-régia, ou (c) ácido sulfúrico
concentrado a quente:
Bi(s) + HNO3(conc.) Bi3+(aq) + NO3
-(aq) + NO(g) (a)
Bi(s) + [HNO3+HCl] Bi3+(aq) + Cl-(aq) + NO(g) (b)
Bi(s) + H2SO4(conc.) Bi3+(aq) + SO4
2-(aq) + SO2(g) (c)
O bismuto forma íons trivalente e pentavalente. O mais comum
é o trivalente, Bi3+. O hidróxido, Bi(OH)3 é uma base fraca; portanto,
os sais de bismuto hidrolisam-se rapidamente de acordo com a
reação abaixo. Observe:
Bi3+(aq) + H2O BiO+
(aq) + H+(aq)
O íon bismutila, BiO+, forma sais insolúveis, como o cloreto de
bismutila, BiOCl, como a maioria dos íons. Se desejarmos manter o
bismuto em solução, devemos acidificá-la quando o equilíbrio da
reação acima se deslocar para a esquerda. O bismuto pentavalente
forma o íon bismutato, BiO3-. A maioria de seus sais é insolúvel em
água.
Cobre, Cu. O cobre é um metal vermelho-pálido, maleável e
dúctil, e funde a 1038oC. Devido ao seu potencial de eletrodo ser
+0,30 V para o par Cu/Cu2+, é insolúvel em ácido clorídrico e ácido
sulfúrico diluído, embora na presença de oxigênio possa ocorrer
alguma solubilização. O ácido nítrico, em solução aquosa de
concentração 1:1, dissolve rapidamente o cobre:
Cu(s) + HNO3(aq) Cu2+(aq) + NO3
-(aq) + NO(g) + H2O
O ácido sulfúrico concentrado à quente, também dissolve o
cobre:
Cu(s) + H2SO4(conc.) Cu2+(aq) + SO4
2-(aq) + SO2(g)
7 2
O cobre também se dissolve rapidamente em água-régia:
Cu(s) + [HCl+HNO3] Cu2+(aq) + SO4
2-(aq) + SO2(g)
Existem duas séries de compostos de cobre. Os compostos de
cobre (I) são derivados do óxido (I) vermelho, Cu2O, e contêm os
íons cobre (I), Cu+. Tais compostos são incolores, e a maioria dos
sais de cobre (I) é insolúvel em água, e o seu comportamento
geralmente assemelha-se ao dos compostos de prata (I). Eles se
oxidam rapidamente em compostos de cobre (II), que são
provenientes do óxido de cobre (II) preto, CuO.
Os compostos de cobre (II) contêm íons cobre (II), Cu2+. Os
sais de cobre (II) são geralmente de cor azul, tanto no estado sólido
hidratado, como em soluções aquosas. A coloração é, na verdade,
característica dos íons tetraquocuprato (II), [Cu(H2O)4]2+. Os sais
anidro de cobre (II), tais como o sulfato de cobre (II) anidro, CuSO4,
são brancos ou levemente amarelados. Em soluções aquosas, está
sempre presente o complexo tetraquo, que será denominado nesta
unidade IV, para maior simplicidade, como íons cobre (II), Cu2+.
Na prática, somente os íons cobre (II) são importantes, por isso
apenas suas reações serão consideradas.
Cádmio, Cd. O cádmio é um metal branco prateado, maleável
e dúctil, e funde a 312oC. Dissolve-se lentamente em ácidos diluídos
com liberação de hidrogênio, devido o potencial padrão de eletrodo
ser negativo:
Cd(s) + H+(aq) Cd2+
(aq) + H2(g)
O cádmio forma íons divalente, incolores. O cloreto, nitrato e
sulfato de cádmio são solúveis em água; já o sulfeto é insolúvel e
apresenta uma característica coloração amarela.
7 3
Reagente do grupo
Sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada).
Reação do grupo
Precipitados de cores diferentes; sulfeto de mercúrio (II) HgS -
preto, sulfeto de chumbo (II) PbS - preto, sulfeto de cobre (II) CuS -
preto, sulfeto de cádmio (II) CdS - amarelo, sulfeto de bismuto (III)
Bi2S3 - marrom, sulfeto de arsênio (III) As2S3 - amarelo, sulfeto de
arsênio (V) - amarelo, sulfeto de antimônio (III) Sb2S3 - laranja,
sulfeto de antimônio (V) - laranja, sulfeto de estanho (II) - SnS
marrom e sulfeto de estanho (IV) SnS2 - amarelo.
4.2 Subgrupo do Arsênio
4.2.1 Reações do Íon Arsênio (III)
a) Reação do Arsenito de Sódio, Na3AsO3 ou Trióxido de
Arsênio, As2O3 com tioacetamida
Coloque em 3 tubos de ensaio 10 gotas de solução 0,2 mol L-1
de Na3AsO3 ou As2O3, e 4 gotas de HCl 6 mol L-1. Aqueça a ebulição
e coloque 1 ponta de espátula de tioacetamida (CUIDADO! Efetuar
manipulação na capela). Formará um precipitado amarelo – sulfeto
de arsênio (III) (As2S3). Centrifugue e lave com água destilada
quente. Reserve o precipitado para as reações posteriores.
Observação:
O óxido de arsênio III, AsO3, não é solúvel em água fria, mas
sua dissolução é completa por ebulição, por aproximadamente 30
minutos.
7 4
b) Reação do As2S3 com NaOH ou NH4OH
Adicione a um dois tubos do item 4.2.1 NaOH ou NH4OH a 6
mol L-1, gota a gota, com agitação, até a dissolução total do
precipitado. Faça o mesmo procedimento com outro tubo usando
(NH4)2S, ao invés de NaOH ou NH4OH. Os produtos referentes à
estas reações são respectivamente, AsO33-, (com hidróxidos) e
AsS33- (com sulfeto). Anote e escreva as reações referentes a cada
uma destas etapas.
c) Reação dos íons AsO33- / AsS3
3- com HCl
Reacidifique as soluções do item a com HCl 6 mol L-1, o íon
tioarsenito (AsS33-) se decompõe, formando sulfeto de arsênio (III)
sólido e gás sulfídrico.
2AsS2 + 2H+ As2S3 + H2S
d) Reação do Sulfeto de Arsênio com HCl
Ao precipitado do tubo de ensaio 3 (item a), adicione 10 gotas
de HCl 12 mol L-1. Agite cuidadosamente e observe a solubilidade
deste precipitado.
e) Reação do Na3AsO3 com AgNO3
Coloque em 1 tubo de ensaio 10 gotas de solução 0,2 mol L-1
de Na3AsO3 (o meio deverá estar neutro), e em seguida adicione 5
gotas de AgNO3 0,2 mol L-1. Observar-se-á a formação de um
precipitado amarelo de arsenito de prata – Ag3AsO3, que é solúvel
tanto em ácido nítrico como em amônia.
4.2.2 Reações do Íon Arsênio (V)
a) Reação do Hidrogenoarseniato Dissódico – Na2HAsO4.7H2O
com tioacetamida
Coloque em 3 tubos de ensaio 10 gotas de Na2HAsO4 0,2 mol
L-1, e 6 gotas de HCl concentrado. Adicione 1 ponta de espátula de
tioacetamida (CUIDADO, faça na capela!). Precipitar-se-á o
7 5
pentassulfeto de arsênio – As2S5. Em seguida centrifugue e lave
com água destilada quente. Reserve estes precipitados para as
reações posteriores.
* Usando estes precipitados refaça o item 4.2.1 (a – d)
4.2.3 Reação do Íon Antimônio (III)
a) Reação do Cloreto de Antimônio – SbCl3 ou Óxido de
Antimônio (III) – Sb2O3 com tioacetamida.
Coloque em 3 tubos de ensaio 10 gotas de solução 0,2 mol L-1
de SbCl3 ou Sb2O3, e 3 gotas de HCl 3 mol L-1. Aqueça em banho-
maria e coloque 1 ponta de espátula de tioacetamida (CUIDADO,
Faça este procedimento na capela!). Formar-se-á um precipitado
vermelho alaranjado, trissulfeto de antimônio (Sb2S3). Centrifugue e
lave com água destilada quente. Reserve o precipitado para as
reações posteriores.
b) Reação Sb2S3 com NaOH
Trate um dos precipitados do item anterior (a), com 10 gotas de
NaOH 4 mol L- e agite por alguns minutos. Se ainda existir algum
sólido, continue adicionando hidróxido de sódio até sua total
dissolução. Se persistir, centrifugue e reserve o líquido
sobrenadante, que deve conter os íons antimonito (SbO2-) e
tioantimonito (SbS2-), para reações posteriores. Anote e escreva as
equações.
c) Reação de SbS2- e SbO2
- com HCl
Trate o sobrenadante da reação anterior (item b), com HCl 6
mol L-1 até o meio tornar-se ácido. Como esta solução contém SbO2-
e SbS2-, precipitará Sb2S3.
d) Reação do Sb2S3 com HCl concentrado
Adicione ao precipitado do tubo 3 (item a), 10 gotas de HCl
concentrado, e aqueça em banho-maria. Deverá haver dissolução do
7 6
precipitado e a produção de gás sulfídrico. Escreva as reações das
reações.
e) Reação do SbCl3 com ferro
Coloque em 1 tubo de ensaio 10 gotas da solução 0,2 mol L-1
de SbCl3 ou Sb2O3, 1 gota de HCl diluído e introduza um arame de
ferro, que reduzirá o Sb3+ a Sb (precipitado preto na superfície do
arame).
4.2.4 Reação do Íon Antimônio (V)
Reação do cloreto de antimônio SbCl5, ou Óxido de Antimônio
Sb2O5 em meio ácido com tioacetamida
Coloque em 3 tubos de ensaio 10 gotas da solução de SbCl5
ou Sb2O5 0,20 mol L-1 e 3 gotas de HCl 6 mol L-1. Aqueça em
banho-maria e adicione uma ponta de espátula (alguns cristais) de
tioacetamida. Formar-se-á um precipitado vermelho laranja –
pentassulfeto de antimônio, Sb2S5. Centrifugue, lave com água
destilada quente e reserve para as reações posteriores.
* Usando este precipitado refaça os itens b, c e d referente ao
antimônio III.
4.2.5 Reação do Íon Estanho (II)
Para o estudo destas reações, utilize uma solução 0,25 mol L-
1 do cloreto de estanho (II), SnCl2.2H2O. Esta solução deve conter
pelo menos 4% de HCl livre (10 mL de HCl concentrado por 100 mL
de solução).
a) Reação do Cloreto de Estanho (II), SnCl2.2H2O com
tioacetamida
7 7
Coloque em 3 tubos de ensaio, 10 gotas de SnCl2.2H2O 0,25
mol L-1. Neutralize com NH4OH 6,0 mol L-1, até a formação de um
precipitado branco, hidróxido de antimônio – Sn(OH)2. Adicione
gotas de HNO3 6,0 mol L-1 até acidificar o meio, depois acrescente 3
gotas em excesso. Aqueça levemente em banho-maria e acrescente
1 ponta de espátula de tioacetamida (CUIDADO, Manusear na
capela!). Haverá formação do SnS, precipitado marrom, sulfeto de
estanho (II). Centrifugue, lave com água quente e reserve este
precipitado para reações posteriores.
b) Reação do SnS com NaOH
Trate um dos precipitados (item a) com 10 gotas de NaOH 3
mol L-1, e aqueça com agitação. Neste caso não deverá haver
dissolução do precipitado.
c) Reação de SnS com HCl concentrado
Adicione ao segundo tubo de ensaio (item a) algumas gotas
de HCl 12 mol L-1 até o meio ficar ácido. Haverá dissolução do
precipitado. O resíduo que restar é enxofre elementar. Escreva as
reações.
4.2.6 Reação do Íon Estanho (IV)
Para o estudo destas reações, utilize uma solução 0,25 mol L-
1 de SnCl4.xH2O ou (NH4)2[SnCl6], que é preparada dissolvendo 9,2
g deste sal em 25 mL de ácido clorídrico concentrado, diluindo-o em
água destilada para 100 mL de solução.
a) Reação do Cloreto de Estanho SnCl4.xH2O ou
Hexacloroestanato(IV) de Amônio (NH4)[SnCl6] com
tioacetamida
7 8
Para a síntese do sulfeto de estanho (IV) - SnS2. Refaça o item
a do estanho (II), usando o cloreto de estanho (IV)- SnCl4.xH2O.
b) Reação do SnS2 com NaOH
Trate o precipitado SnS2 obtido no item acima, com gotas de
NaOH 3,0 mol L-1. Aqueça e agite. Deverá haver dissolução de
acordo com a reação:
SnS2 (s) + OH- SnS32- + SnO3
2- + H2O
Reserve o líquido sobrenadante para reação posterior
c) Reação dos íons SnS32- e SnO3
2- com HCl
Trate o sobrenadante do item anterior b, com gotas de HCl 6,0
mol L-1 até o meio tornar-se ácido. Deverá haver reprecipitação do
sulfeto de estanho IV.
d) Reação de identificação: Redução do Sn4+ à Sn2+
Mergulhe uma pequena haste de ferro limpa, numa solução
contendo SnCl4 e 2 gotas HCl 12 mol L-1. Poderá ser usado SnCl4
P.A, ou então o sólido obtido no item anterior. O Sn4+ deverá ser
reduzido a Sn2+. Escreva as reações.
4.3 Subgrupo do Cobre
4.3.1 Mercúrio, Hg. Chumbo, Pb. Bismuto, Bi. Cobre Cu.
Cádmio, Cd.
a) Reação com tioacetamida
Coloque em 2 tubos de ensaio 5 gotas de solução 0,2 mol L-1
de nitratos de [Hg 2+, Pb2+, Bi 3+, Cu2+ e Cd2+], e em seguida dilua
7 9
cada solução com 10 gotas de água destilada. Adicione a cada tubo
2 gotas de HNO3 6 mol L-1 e aqueça em banho-maria por 2 min,
adicionando seguidamente 5 gotas de tioacetamida 1,0 mol L-1.
(CUIDADO, manusear somente na Capela!). Centrifugue os
precipitados obtidos e lave-os com água destilada quente. Reserve-
os para reações posteriores.
Teste a solubilidade de cada precipitado com 15 gotas de
HNO3 6,0 mol L-1, aquecendo com agitação por 2 minutos. Ao tubo
contendo o precipitado de mercúrio, trate com 10 gotas de água-
régia (proporção de 1:2 de HNO3 e HCl, ou mistura de 3 partes de
HNO3 P.A para 6,0 partes de HCl P.A), e aqueça em banho-maria.
Ilustre as equações químicas.
b) Reação com sulfato de amônio
Coloque em 2 tubos de ensaio 5 gotas de solução 0,2 mol L-1
de nitratos de [Hg 2+, Pb2+, Bi 3+, Cu2+ e Cd2+], 10 gotas de água
destilada e 5 gotas de (NH4)2SO4 2,5 mol L-1. Deixe em repouso por
2 minutos, e centrifugue no caso em que houver a formação de
precipitados.
Somente o Pb2+ deverá precipitar neste meio. Trate o
precipitado PbSO4 com 5 gotas de NH4Ac 0,50 mol L-1 e aqueça em
banho-maria. Deverá haver a dissolução deste, devido a formação
do complexo Pb(Ac)42-, que é muito estável.
c) Reação com hidróxido de amônio
Coloque em 2 tubos de ensaio 5 gotas de solução 0,2 mol L-1
de nitratos de [Hg 2+, Pb2+, Bi 3+, Cu2+ e Cd2+], e 10 gotas de água e
gotas de NH4OH 6 mol L-1. Observe a formação dos precipitados.
Continue adicionando gotas de NH4OH 6 mol L-1, observando os
8 0
casos onde há dissolução dos precipitados. Escreva as equações
envolvidas nas reações acima.
4.3.2 Reações de identificação do Mercúrio II
a) Reação com cobre
Mergulhe uma lâmina de cobre em uma solução de Hg(NO3)2
0,2 mol L-1, e deixe um certo tempo até escurecer a lâmina. Retire-a
e esfregue-a com um pano. Observe que a lâmina adquire um
aspecto prateado indicando a formação de amálgama.
Escreva a equação de redução do mercúrio.
b) Reação com cloreto estanoso
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de
Hg(NO3)2 0,2 mol L-1. Adicione gradativamente gotas de SnCl2, até
formar um precipitado branco. Continue acrescentando gotas de
cloreto estanoso. Note que o precipitado vai escurecendo até tornar-
se preto, devido à formação de mercúrio metálico. Escreva as
equações químicas envolvidas.
4.3.3 Reações de identificação do Chumbo II
Reação com Dicromato de Potássio
Coloque em dois tubo de ensaio 10 gotas de solução de
Pb(NO3)2 0,2 mol L-1 e 3 gotas de K2Cr2O7 0,2 mol L
-1. Haverá a
formação de um precipitado amarelo – PbCrO4. Centrifugue,
despreze o sobrenadante e teste a solubilidade do sal pouco solúvel,
em tubo 1, NaOH 6,0 mol L-1, e tubo 2, ácido nítrico 6.0 mol L-1.
Ambas as reações são reversíveis. Adicionando ao tubo 1 ácido
acético ou tubo 2, hidróxido de amônio, o cromato de chumbo
tornará a se precipitar.
8 1
4.3.4 Reações de identificação do Bismuto III
Reação com Estanito de Sódio
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de Bi(NO3) 3 0,2 mol
L-1 e 4 gotas de NH4OH 6 mol L-1. Centrifugue e despreze o
sobrenadante. Trate o precipitado com solução de estanito de sódio*
recém preparada. Deverá haver formação de um precipitado preto
de bismuto elementar. Escreva as equações químicas.
Observação:
* Solução de estanito de sódio: 5 gotas de SnCl2 0,25 mol L-1,
gotas de NaOH 4,0 mol L-1 no início formara um precipitado branco.
Continue adicionando o NaOH até a total dissolução deste
precipitado.
4.3.5 Reações de identificação do Cobre II
a) Teste da Chama
Os compostos de cobre apresentam uma coloração verde
esmeralda à chama do bico de Bunsen. O procedimento para este
teste é o mesmo descrito anteriormente para os demais elementos.
b) Reação com amônia
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de Cu(NO3)2 0,2 mol
L-1 e gotas de NH4OH 6 mol L-1, até obter um precipitado azul de um
sal básico – sulfato básico de cobre, Cu(OH2).CuSO4. Continue
adicionando o reagente em excesso até obter o íon complexo de
coloração azul intenso - Cu(NH3)42+. Escreva as equações químicas.
8 2
c) Reação com ferrocianeto de potássio
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de Cu(NO3)2 0,2
mol L-1 e gotas de HAc 6 mol L-1 até a solução tornar–se ácida.
Adicione 2 gotas de ferrocianeto de potássio 0,2 mol L-1. Observe a
formação de um precipitado castanho avermelhado de ferrocianeto
de cobre. Anote as equações químicas.
4.3.6 Reações de identificação do Cádmio II
a) Reação com hidróxido de amônio
Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas de Cd(NO3)2 0,20
mol L-1 e adicione 2 gotas de NH4OH 6,0 mol L-1. A mistura formará
um precipitado branco - hidróxido de cádmio, Cd(OH)2. Um excesso
de reagente dissolve o precipitado com formação de íons complexos
tetra-aminocadmiato (II), de coloração incolor.
b) Identificação de Cd2+ na presença de Cu2+
Coloque em 2 tubos de ensaio 5 gotas de Cu(NO3)2 0,2 mol L-
1, 5 gotas de Cd(NO3)2 0,2 mol L-1, e 10 gotas de glicerina 1:1 (v/v).
Adicione uma solução de NaOH 6 mol L-1, gota a gota, até a solução
apresentar uma coloração azul. Em seguida adicione mais 15 gotas
de NaOH 6 mol L-1. O cobre fica na solução na forma do complexo
Cu(glic)2, e o Cd2+ é precipitado na forma de Cd(OH)2. Centrifugue,
retire o sobrenadante e lave o precipitado por 3 vezes, com 1 mL de
água contendo 5 gotas de glicerina 1:1. Dissolva o precipitado em
solução HAc 6 mol L-1, adicione uma ponta de espátula de
tioacetamida e aqueça (CUIDADO! Utilize a capela.). A presença
de Cd2+ será confirmada pela formação de um precipitado amarelo
de sulfeto de cádmio. Anote a equação química.
8 3
8 4
UNIDADE 5 - Análise dos Cátions do Grupo V
5.1 Análise de Cátions do Grupo V: Ag+, Pb2+ e Hg22+ .............................. 85
5.2 Reação de Separação ........................................................................ 88
5.3 Reação de Solubilidade...................................................................... 88
5.4 Reação de Identificação da Prata, Ag+ ............................................... 89
5.5 Reação de Identificação do Chumbo, Pb2+ ......................................... 89
5.6 Reação de Identificação do Mercúrio, Hg22+ ....................................... 90
8 5
UNIDADE 5 - Análise dos Cátions do Grupo V
5.1 Análise dos cátions do grupo V: Ag+, Pb2+ e Hg22+
Os íons deste grupo são precipitados na forma de cloretos
insolúveis pela adição de excesso de ácido clorídrico. Observe na
tabela 5, à frente, a solubilidade de alguns sais pouco solúveis de
cloreto.
Prata, Ag. A prata é um metal branco maleável, dúctil. Apresenta
elevado peso específico (densidade), 10,5 g mL-1 e funde a 960,5oC.
É insolúvel em ácido clorídrico, sulfúrico diluído (1,0 mol L-1), e
nítrico diluído 2,0 mol L-1. Dissolve-se nestes ácidos concentrados,
assim como no sulfúrico, a quente:
Ag(s) + HNO3(l) Ag+(aq) + NO(g) + NO3
-(aq) + H2O(l)
Ag(s) + H2SO4(l) Ag+(aq) + SO4
-(aq) + SO2(g) + H2O(l)
A prata em solução forma íons monovalente e incolores. Os
compostos de prata (II) não são estáveis, mas desempenham uma
função importante nos processos de oxida-redução, quando na
condição de catalisador. O nitrito de prata é bastante solúvel em
água. O acetato, nitrito e sulfato de prata são menos solúveis,
enquanto todos os outros compostos são insolúveis. Os complexos,
contudo, são solúveis.
Alguns compostos de prata são sensíveis à luz; tais como
cloreto de prata e halogenetos de prata, cuja característica é o
princípio básico de funcionamento da fotografia, a base película
(filme).
Chumbo, Pb. Trata-se de um metal cinza azulado com alta
densidade, 11,48 g mL-1, à temperatura de 25oC. Dissolve facilmente
8 6
em concentrações 1:1 de ácido nítrico, liberando óxido nítrico (gás
incolor), como mostra a reação:
Pb(s) + HNO3(l) Pb2+(aq) + NO3
-(aq) + NO(g) + H2O(i)
O gás incolor monóxido de nitrogênio, quando em contato com
o ar atmosférico, oxida-se a dióxido de nitrogênio, gás de cor
vermelha:
NO(gás incolor) + O2(g) NO2(gás vermelho)
Com ácido nítrico concentrado forma-se uma película de nitrato
de chumbo na superfície do sólido, que serve de proteção à
corrosão. O ácido clorídrico diluído ou o ácido sulfúrico tem pouco
efeito, devido à formação de cloreto de chumbo ou sulfato de
chumbo, insolúveis na superfície deste metal.
Mercúrio, Hg. O mercúrio é um metal prateado, líquido nas
temperaturas normais e apresenta um peso especifico de 13534 g
mL-1 a 25oC. Não é atacado pelo ácido ou pelo ácido sulfúrico
diluído, mas reage com o ácido nítrico. A frio e em solução aquosa
1:1 de àcido nítrico, em excesso de mercúrio metálico, produz os
íons Mercúrio (I):
Hg(s) + HNO3(l) Hg22+(aq) + NO(g) + NO3
-(aq) + H2O(l)
Com excesso de ácido nítrico concentrado a quente, formam-
se íons mercúrio (II):
Hg(s) + HNO3(l) Hg3+(aq) + NO(g) + NO3
-(aq) + H2O(l)
À quente, o ácido sulfúrico concentrado também ataca o
mercúrio, e em excesso de mercúrio metálico obtêm-se mercúrio (I):
8 7
2Hg(s) + H2SO4(l) Hg22+
(aq) + SO42-
(aq) + SO2(g)
O contrário, se o excesso for de ácido, teremos a formação dos
íons mercúrio (II):
Hg(s) + 2H2SO4(l) Hg2+(aq) + SO4
2-(aq) + SO2(g)
Os dois íons, mercúrio (I) e mercúrio (II), apresentam
comportamentos diferentes em relação aos reagentes usados em
análise qualitativa, sendo, por isso, classificados em dois grupos
analíticos distintos. Os íons mercúrio (I) pertencem ao quinto grupo
de cátions, portanto, serão tratados agora. Os íons mercúrio (II), por
sua vez, estão classificados no quarto grupo de cátions; suas
reações serão estudadas anteriormente, em conjunto com os outros
membros deste grupo.
Reagente do grupo: ácido clorídrico.
Reação do Grupo: precipitado branco de cloreto de prata
(AgCl), cloreto de chumbo (PbCl2) e cloreto mercuroso (Hg2Cl2).
TABELA 5. Solubilidade em água dos cloretos a 25o C
Cloreto g L-1 (25º C)
AgCl 0,00179
PbCl2 11,0
Hg2Cl2 0,00038
Na precipitação deste grupo, usa-se ácido clorídrico e não
cloreto de amônio ou outro cloreto solúvel.
8 8
O HCl fornece H+ e Cl-, já que a solução deve ser
suficientemente ácida para impedir a precipitação de íons
interferentes. Necessita-se de um excesso de ácido, a fim de que a
concentração destes cátions em solução fique a mais baixa possível.
Entretanto, um grade excesso deve ser evitado para não haver a
formação de cloro-complexo AgCl2- , PbCl3
- e HgCl42-.
5.2 Reação de separação
Reação com HCl diluído 2,0 mol L-1
Coloque em 4 tubos de ensaio 10 gotas de cada solução 0,2
mol L-1 de nitratos de [Ag+, Pb2+ e Hg22+], adicione gota a gota, HCl 6
mol L-1 com agitação, até a completa precipitação. Centrifugue os
precipitados, lave-os com água quente e reserve-os para reações
seguintes.
5.3 Reação de solubilidade do AgCl
a) Adicione ao tubo 1, 10 gotas de água destilada e aqueça em
banho-maria. Observe e escreva as reações.
b) Ao tubo 2, adicione 10 gotas de NH4OH 6,0 mol L-1. Escreva
as reações.
c) Tratar o precipitado do tubo 3, com cerca de 5 gotas de HCl
12 mol L-1, depois agite e aqueça. Escreva as reações.
d) Ao precipitado do tubo 4 adicione 10 gotas de HNO3
concentrado.
e) Repita o item 5.3 (a – d) para o Pb2+ e Hg22+.
Pesquise as características físicas e químicas dos metais que formam os sais de cloreto
8 9
5.4 Reações de identificação da Prata, Ag+
a) Reação do AgCl com NH3
Repita o item 5.2 com a prata. Adicione ao precipitado gotas de
NH4OH 6,0 mol L-1 até a solubilização. Reprecipite com algumas
gotas de HNO3 15 mol L-1. Anote e escreva as reações.
b) Reação do Ag+ com NaOH
Coloque 10 gotas de AgNO3 0,20 mol L-1, adicione com
agitação, gotas de NaOH ou KOH 4,0 mol L-1, até que a precipitação
do óxido de prata se complete. Centrifugue e teste a solubilidade
deste óxido em NH4OH 6,0 mol L-1.
5.5 Reação de identificação do Chumbo, Pb2+
a) Reação do Pb2+ Com CrO42-
Coloque em 1 tubo de ensaio 10 gotas de Pb(NO3)2 0,20 mol L-
1, 1 gota de ácido acético 6,0 mol L-1 e gotas de K2CrO4 1 mol L-1. A
formação de um precipitado amarelo indica a presença do íon Pb2+.
Adicione ao tubo, com agitação, gotas de NaOH 4,0 mol L-1, até a
completa solubilização. Em seguida acrescente solução diluída de
ácido acético, até que a solução se torne ácida. O precipitado
amarelo deve se formar novamente.
b) Reação do íon Pb2+ com KI ou NaI
Coloque em 1 tubo de ensaio 10 gotas de Pb(NO3)2 0,20 mol L-
1 e 5 gotas de KI ou NaI 1mol L-1. Um precipitado amarelo será
formado, que é solúvel em água quente.
9 0
c) Reação do Pb2+ com H2SO4
Repita o procedimento do item b, usando H2SO4 2,0 mol L-1,
gota a gota, lenta e cuidadosamente, e sem excesso. Formará um
precipitado que é solúvel em hidróxido de sódio, acetato de amônia
e tartarato de sódio.
5.6 Reação de identificação do Mercúrio, Hg22+
a) Reação do Hg2Cl2 com NH3
O cloreto mercuroso obtido como no item 5.2 deve ser tratado
com NH4OH 6,0 mol L-1 que produzirá um precipitado escuro
(mistura de Hg0 e HgNH2Cl).
b) Reação do Hg2Cl2 com SnCl2
Centrifugue o precipitado obtido no item anterior, lave-o duas
vezes com água destilada (10 gotas), e centrifugue. Despreze o
sobrenadante, e junte ao precipitado 3 gotas de HNO3 6,0 mol L-1 e 8
gotas de HCl 6,0 mol L-1. Aqueça cuidadosamente até solubilizar
completamente. Continue o aquecimento até reduzir o volume ao
mínimo para eliminar o HNO3. Dilua em 10 gotas de água destilada.
Se houver alguma suspensão escura, centrifugue e use o líquido
sobrenadante. Adicione a este líquido 3, gotas de SnCl2 1,0 mol L-1.
Escreva as equações químicas.
c) Reação de Hg22+ com Cobre – Cu
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de Hg2(NO3)2 0,2 mol
L-1 (esta solução deve estar neutra ou levemente ácida) e adicione
uma lâmina de cobre. Observe e escreva a equação química.
9 1
9 2
UNIDADE 6 - Análise dos Ânions
6.1 Reações com Ânions.......................................................................... 93
6.2 Classificação dos Ânions em Grupo Analíticos ................................... 93
6.3 Testes Prévios para Ânions ................................................................ 93
9 3
UNIDADE 6 - Análise dos Ânions
6.1 Reações com ânions
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são tão
sistemáticos como os descritos para os cátions. Não existe
realmente um esquema satisfatório que permita a separação dos
ânions comuns em grupos principais, e a subsequente separação
inequívoca, em cada grupo, de seus componentes independentes.
Deve ressaltar, entretanto, que é possível separar os ânions em
grupos principais, dependendo das solubilidades dos seus sais de
prata, de cálcio ou de bário e dos sais de zinco.
Todavia, estes grupos podem ser considerados úteis apenas
para dar indicação das limitações do método, e para a confirmação
dos resultados obtidos por processos mais simples. Sabe-se, ainda,
que na prática, alguns ânions podem pertencer a mais de uma das
subdivisões, já que não se tem bases teóricas.
6.2 Classificação dos Ânions em grupos analíticos.
Estudaremos então a classificação adotada por Arthur Vogel
(1982), que é satisfatória na prática. Ele divide os ânions em dois
grupos:
GRUPO I
Os que envolvem a identificação por produtos voláteis obtidos
por tratamentos com ácidos.
Esse grupo se subdivide em:
a) Gases desprendidos com ácido clorídrico ou ácido
sulfúrico diluídos: carbonato (CO32-), hidrogenocarbonato
9 4
(bicarbonato) (HCO3-), sulfito (SO3
2-), tiossulfato (S2O32-), sulfeto (S2-
), nitrito (NO2-), hipoclorito (OCl-), cianeto (CN-) e cianato (OCN-).
b) Gases ou vapores desprendidos por tratamento com
ácido sulfúrico concentrado. Estes incluem os ânions do Grupo I,
além dos seguintes: fluoreto (F-), hexafluorsilicato ([SiF6]2-), cloreto
(Cl-), brometo (Br-), iodeto (I-), nitrato (NO3-), clorato (ClO3
-),
perclorato (ClO4-), permanganato (MnO4
-), bromato (BrO3-), borato
(BO33-), hexacianoferrato II ([Fe(CN)6]
4-, hexacianoferrato III
([Fe(CN)6]3-, tiocianato (SCN-), formiato (HCOO-), acetato (CH3COO
-
), oxalato ((COO)22-), tartarato (C4H4O6
2-) e citrato C6H5O73-).
GRUPO II
Os que dependem de reações em solução.
Esse grupo se subdivide em:
a) Reações de precipitação: sulfato (SO42-), persulfato
(S2O82-), fosfato (PO4
3-), fosfito (HPO32-), hipofosfito (H2PO2
-),
arseniato (AsO43-), arsenito (AsO3
3-), cromato (CrO42-), dicromato
(Cr2O72-), silicato (SiO3
2-), hexafloursilicato ([SiF6]2-), salicilato
(C6H4(OH)COO-), benzoato (C6H5COO
-) e succinato (C4H4O4-).
b) Reações de oxidação e redução em solução:
manganato (permanganato) (MnO4-), Cromato (CrO4
2-) e dicromato
(Cr2O72-).
Os acetatos, formiatos, silicatos, benzoatos e succinatos,
formam também de um outro grupo, pois todos apresentam uma
coloração característica (ou precipitado), por adição de solução de
cloreto de ferro (III), à solução praticamente neutra.
Assim como foi feito no estudo dos cátions, nosso estudo se
restringirá apenas aos ânions que ocorrem com mais frequência nas
9 5
amostras comuns. Como alguns ânions podem pertencer a mais de
uma das subdivisões, serão estudadas apenas as reações mais
importantes de um número limitado de ânions.
6.3 Testes prévios para Ânions
Estes testes prévios servirão para dar indicações a respeito
da presença ou da ausência de certos ânions na amostra.
Entretanto, a presença ou ausência destes devem ser confirmadas
pelos testes específicos de cada ânion descritos mais adiante.
a) Solubilidade da amostra
Coloque uma pequena quantidade de amostra sólida num
tubo de ensaio e adicione água. Agite e aqueça. Se ficar alguma
substância sem dissolver, pode significar SrSO4, PbSO4, BaSO4,
AgCl, BaCO3, etc.
Lembre-se de que estes sais não devem existir
necessariamente na amostra como tal, pois se formam a partir de
outros no instante de solubilizá-los:
Sr(NO3)2 (aq)+ Na2SO4(aq) SrSO4(s) + 2NO3- (aq)+ 2Na+ (aq)
AgNO3(aq) + KCl(aq) AgCl(s) +NO3- (aq)+ K+ (aq)+
BaCl2(aq) +Na2CO3(aq) BaCO3(s) + 2Cl- (aq)+ 2Na+ (aq)+
b) pH da solução aquosa da amostra
Determinar o pH aproximado da amostra usando papel
indicador universal.
Um pH < 2 indica a presença de HSO4- ou ácidos livres.
Um pH>10 indica a presença de íons CO2-, S2- ou PO43-.
Observação: Existem outros testes prévios para anions tais como: tratamento com acido sulfúrico, tratamento da solução aquosa da amostra com nitrato de prata e tratamento da solução aquosa da amostra com cloreto de bário, que devem ser pesquisados para melhor compreensão do assunto.
9 6
Não use o extrato com soda para este teste, pois ele contém
excesso de Na2CO3, o que dá uma reação fortemente alcalina.
9 7
9 8
UNIDADE 7 - Testes Específicos para Identificação de Ânions
7.1 Análise de Ânions via Extrato com Soda ............................................ 99
7.2 Reação para Carbonatos, CO32- ....................................................... 102
7.3 Reação para Hidrogenocarbonatos (bicarbonato), HCO3-................. 103
7.4 Reação para Sulfito, SO32-................................................................ 103
7.5 Reação para Tiossulfato, S2O32- ....................................................... 104
7.6 Reação para Sulfeto, S2-................................................................... 105
7.7 Reação para Nitrito, NO2- ................................................................. 106
7.8 Reação Para Cloreto, Cl- .................................................................. 107
7.9 Reação para Brometo, Br- ................................................................ 108
7.10 Reação para Iodeto, I- .................................................................... 108
7.11 Reação para Fluoreto, F- ............................................................... 110
7.12 Reação para Nitrato, NO3- .............................................................. 110
7.13 Reação para Acetato, CH3COO- ..................................................... 111
7.14 Reação para Oxalato, (COO)22- ...................................................... 112
7.15 Reação para Sulfato, SO42-............................................................. 112
7.16 Reação para Fosfato, PO43- ............................................................ 113
9 9
UNIDADE 7 - Testes Específicos para Identificação dos Ânions
Após a realização dos testes prévios para os ânions, com
possibilidade de presença de alguns deles sendo definitivamente
eliminada, a presença ou ausência de outros não fica bem
estabelecida. Sendo assim, torna-se necessário testá-los por meio
de algumas reações especificas, devendo-se lembrar que ao se
fazer os testes é possível que ocorra alguma interferência. Por
exemplo, os íons brometo e iodeto interferem no teste para cloreto.
Os íons iodeto interferem no teste para brometo, nitrito e nitrato.
Provas diretas
Algumas reações para identificação de ânions podem ser
realizadas diretamente na amostra original, e por esta razão são
chamadas provas diretas. Podem ser testadas diretamente na
amostra original os ânions: CO2-, F-, BO3-, S2- e CH3COO-. O teste
para identificação do íon NH4+ também pode ser realizado
diretamente na amostra original.
7.1 Análise de Ânions via extrato com soda
É sabido que certos cátions podem interferir nas reações de
identificação dos ânions. Assim por exemplo, a reação de
identificação de íons nitrato envolve a adição, e a amostra a analisar
nas soluções de ácido sulfúrico e sulfato de ferro (II). Neste caso, se
a solução a ser testada contiver íons Ba2+ haverá precipitação de
BaSO4, que irá interferir na reação de identificação de nitrato.
Por esta razão, e a fim de se ter condições adequadas, para
se realizar as reações de identificação dos ânions, é desejável que
os estes estejam na forma de sais de sódio. Tais cátions não
interferem nas reações utilizadas para se testar a presença dos
ânions.
1 0 0
Na prática, a eliminação dos cátions pode ser feita tratando-se
a amostra a analisar com uma solução de Na2CO3. Com este
tratamento, os cátions são precipitados na forma de carbonatos,
carbonato básico ou hidróxidos, ficando os ânions em solução. Esta
solução é normalmente conhecida como extrato com soda.
No caso de sais solúveis ocorre simplesmente a precipitação
do cátion. Assim, se tivermos uma solução de BaCl2 e tratarmos com
uma solução de carbonato de sódio, ocorrerá a seguinte a reação:
Ba2+ (aq) + 2Cl- (aq) + 2Na+ (aq) + CO32- (aq) BaCO3(s) + 2Na (aq) +
2Cl- (aq)
Neste caso o Ba2+ é precipitado como BaCO3, enquanto em
solução têm-se íons Na+ e Cl-.
No caso de sais insolúveis, entretanto, ocorre uma reação de
transposição. Desse modo, quando se trata o sal insolúvel, PbSO4
com solução de carbonato de sódio, ocorre a reação apresentada
abaixo:
PbSO4(s) + 2Na+ (aq) + CO32- (aq) PbCO3(s) + 2Na+ (aq) + SO4
2-(aq)
Os dois equilíbrios de solubilidade simultâneos podem ser
escritos da seguinte forma:
PbSO4(s) Pb2+ + SO42-
Pb2+(aq) + CO3
2- PbCO3(s)
Note que os íons SO42- e CO3
2- estão competindo pelos íons
Pb2+. Nos dois equilíbrios envolvidos a concentração dos íons Pb2+
tem um único valor.
1 0 1
[Pb2+][SO42-] ⁄ [Pb2+][CO3
2-] = [SO42-] ⁄ [CO3
2-] = 1,2x105
Na prática, a concentração do íon CO32- é aproximadamente
1,5 mol L-1. A concentração máxima de íons SO42- que pode existir
nesta solução será dada por:
[SO42-] = 1,2x105.[CO3
2-]
[SO42-] = 1,2x105 x 1,5 = 1,8x105 mol L-1.
Portanto, é óbvio que ao ferver-se a amostra com carbonato
de sódio todo o sulfato deverá está em solução.
Existem alguns sais, como AgCl, CuS, e outros, que não
serão removidos pelo carbonato de sódio, pois são mais insolúveis
do que seus respectivos carbonatos. Nestes casos deve-se lançar
mão de outros meios para solubilizá-los, a fim de se ter os ânions
em solução.
Na prática, um procedimento adequado é colocar
aproximadamente 1g de amostra sólida em um béquer, 2g de
carbonato de sódio, e adicionar 20 mL de água destilada,
aquecendo-os até a ebulição por 15 minutos. Decantar o precipitado,
e no líquido sobrenadante fazer os testes para os íons Cl-, Br-, I-,
SO42-, NO2
-, NO3- e PO4
3-.
Lembre-se que para o teste de cloreto, ao sobrenadante
deve-se juntar antes, ácido nítrico até a solução ficar ácida,
eliminando assim todo carbonato na forma de dióxido de carbono.
Em seguida, coloca-se nitrato de prata. Se não for eliminado todo o
carbonato, haverá a formação de carbonato de prata, precipitado
branco.
1 0 2
As soluções ou sólidos que contenham a espécie química a
ser determinada (analitos) neste roteiro serão denominados de
solução problema (SP).
7.2 Reação para Carbonatos, CO32-
Os carbonatos normais, com exceção dos carbonatos de
metais alcalinos e de amônio, são solúveis em água. Os
hidrogenocarbonatos ou bicarbonatos de cálcio, estrôncio, bário,
magnésio, e possivelmente de ferro, existem em solução aquosa.
São formados pela ação do excesso de ácido carbônico sobre os
carbonatos normais, tanto em solução aquosa como em suspensão,
e decompostos por ebulição em suas soluções, formando dióxido de
carbono e água. Os bicarbonatos dos metais alcalinos são solúveis
em água, porém menos solúveis que os carbonatos normais
correspondentes.
Para o estudo dessas reações, pode ser usada uma solução
0,50 mol L-1 de carbonato de sódio, Na2CO3. 10H2O (SP).
Reação com Ácido Clorídrico diluído
Adicione a um tubo de ensaio 20 gotas de SP e 3 gotas de
HCl 2,0 mol L-1. Haverá efervescência devido a liberação de dióxido
de carbono. A presença deste gás é observada pela turbidez da
água de barita na ponta interna da pipeta de Pasteur. Como
proceder? Encha uma pipeta de Pasteur com água de barita, e
introduza a ponta da pipeta na solução sem que haja vazamento.
Reação com Nitrato de Prata
Adicione em 2 tubos de ensaio 20 gotas de SP, e acrescente
5 gotas de nitrato de prata 0,20 mol L-1. Resultado positivo, formará
um precipitado branco de carbonato prata. Teste a solubilidade
Preparo da água de barita: 5g de Ba(OH)2, dissolver em água e completar o volume deste solução para 100 mL.
1 0 3
deste sal: tudo 1 - em ácido nítrico diluído, e tubo 2 - em solução de
amônia.
7.3 Reação para Hidrogenocarbonatos (bicarbonato), HCO3-
A maioria das reações dos hidrogenocarbonatos é
semelhante à dos carbonatos. Os ensaios aqui descritos são
convenientes para distinguir os hidrogenocarbonatos dos
carbonatos.
Uma solução (SP) 0,5 mol L-1, recém-preparada, de
hidrogenocarbonato de sódio, NaHCO3, ou hidrogenocarbonato de
potássio, KHCO3, pode ser usada para o estudo dessas reações.
Ebulição
Em um tubo de ensaio adicione 20 gotas de SP. Aqueça. Os
hidrogenocarbonatos em ebulição se decompõem em carbonato,
água, liberando dióxido de carbono. Receba este gás numa pipeta
de Pasteur com água de cal, Ca(OH)2, ou de barita, Ba(OH)2, como
descrito anteriormente.
Reação com Sulfato de Magnésio
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP, adicione 5
gotas de MgSO4 0,20 mol L-1. Aqueça a mistura em banho-maria, e
um precipitado branco deve se formar com liberação de gás.
Recolha o gás em água de cal ou barita. Anote os resultados.
7.4 Reação para Sulfito, SO32-
Somente os sulfitos de metais alcalinos e de amônio são
solúveis em água. Os sulfitos dos outros metais são fracamente
solúveis ou insolúveis.
1 0 4
Uma solução 0,5 mol L-1 (SP), recém-preparada, de sulfito de
sódio – Na2SO4.7H2O, pode ser usada para o estudo destas
reações.
Reação com Ácido Clorídrico diluído (ou Ácido Sulfúrico
diluído)
Em um tubo de ensaio adicione 20 gotas de SP, depois
aqueça em banho-maria. Neste caso haverá a liberação de dióxido
de enxofre, que pode ser constatado através de seus odores
sufocantes de enxofre queimado. Colocando na boca do tubo de
ensaio um papel de filtro umedecido com uma solução acidificada de
dicromato de potássio (durante o aquecimento), este se torna verde
indicando a formação íons de cromo (III).
Reação com Cloreto de Bário
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e adicione 5
gotas de cloreto de bário 0,50 mol L-1. Formará um precipitado
branco, sulfito de bário, que é solúvel em ácido clorídrico diluído,
liberando dióxido de enxofre.
7.5. Reação para Tiossulfato, S2O32-
A maioria dos tiossulfatos que têm sido preparados é solúvel
em água; porém os tiossulfatos de chumbo, prata e bário são pouco
solúveis. Muitos deles se dissolvem em excesso de solução de
tiossulfato de sódio, formando sais complexos.
Para o estudo destas reações é usado uma solução (SP) 0,50
mol L-1 de tiossulfato de sódio, Na2S2O3.5H2O.
Reação com Ácido Clorídrico diluído
1 0 5
Coloque 20 gotas de SP em um tubo de ensaio, acrescente
gotas de ácido clorídrico diluído e aqueça em banho-maria. Haverá
liberação dióxido de enxofre, o qual é reconhecido pelo seu odor.
Observe e anote as ocorrências.
Reação com Cloreto de Bário
Num tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e gotas de
cloreto de bário 0,50 mol L-1, até a formação de precipitado branco,
BaS2O3. A formação deste sólido será favorecida por agitação e
melhor abservada em soluções moderadamente concentradas.
7.6 Reação para Sulfeto, S2-
O sulfeto ácido normal e os polissulfetos de metais alcalinos
são solúveis em água. Suas soluções aquosas dão reação alcalina,
devido a hidrolise:
S2- + H2O SH- + OH-
SH- + H2O H2S + OH-
Os sulfetos normais da maioria dos demais metais são
insolúveis. Os alcalino-terrosos são escassamente solúveis, mas são
gradualmente convertidos, por contato com a água, em
hidrogenossulfetos solúveis:
CaS + H2O Ca2+ + SH- + OH-
Os sulfetos de alumínio, cromo e magnésio podem somente
ser preparados a seco, pois são completamente hidrolisados,
segundo a equação:
Al2S3 + 6H2O Al(OH)3 + 3H2S
1 0 6
Para o estudo dessas reações, uma solução (SP) 2 mol L-1 de
sulfeto de sódio, Na2S.H2O, pode ser usada.
Reação com Ácido Clorídrico ou Sulfúrico diluído
Adicione ao tubo de ensaio 20 gotas de SP e acrescente 5,0
gotas de HCl 2,0 mol L-1. Haverá produção de H2S, gás de cheiro
forte. Aproxime da boca do tubo de ensaio um pedaço de papel de
filtro umedecido com solução de acetato de chumbo. Deverá haver o
enegrecimento do papel de filtro indicando a formação do sulfeto de
chumbo – PbS.
Reação com Nitrato de Prata
Coloque em um tubo de ensaio 20 gotas de SP e acrescente
5,0 gotas de AgNO3 0,20 mol L-1. Formará um precipitado escuro,
sulfeto de prata, insolúvel em ácido nítrico diluído a frio, mas nele
solúvel a quente.
7.7. Reação para Nitrito, NO2-
O nitrito de prata é pouco solúvel em água. Todos os outros
são solúveis em água.
Para o estudo destas reações, usa-se uma solução (SP) 0,50
mol L-1 de nitrito de sódio, NaNO2, recém-preparada.
Reação com Ácido Clorídrico diluído
Num tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e adicione
cautelosamente algumas gotas de HCl 3,0 mol L-1. Observe a
liberação de um gás de cor marrom, dióxido de nitrogênio, NO2.
1 0 7
Reação com Sulfato de Ferro (II)
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e acrescente
cuidadosamente pela parede do tubo, 5 gotas da solução de sulfato
de ferro (II) 0,20 mol L-1,acidificada com ácido acético diluído. Na
interface dos líquidos forma-se um anel marrom indicando a
formação da espécie, [Fe,NO]SO4.
7.8 Reação para Cloreto, Cl-
A maioria dos cloretos é solúvel em água. O cloreto de
mercúrio (I) (Hg2Cl2), cloreto de prata (AgCl), cloreto de chumbo
(PbCl2), cloreto de cobre (CuCl), oxicloreto de bismuto (BiOCl),
oxicloreto de antimônio (SbOCl) e oxicloreto de mercúrio (Hg2OCl2),
são insolúveis em água.
Para o estudo destas reações, é empregada uma solução
(SP) 0,50 mol L-1 de cloreto de sódio NaCl.
Reação com Ácido Sulfúrico concentrado
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e adicione 5
gotas de H2SO4 concentrado e aqueça em banho-maria. Haverá o
desprendimento de cloreto de hidrogênio. O produto é identificado
aproximando-se um micro contonete umedecido com solução de
amônia na boca do tubo de ensaio, que formará nuvens brancas de
cloreto de amônio.
Reação com Nitrato de Prata
Em 3 tubos de ensaio coloque 20 gotas de SP e acrescente, 1
gota de HNO3 2,0 mol L-1 e 5 a 6 gotas de AgNO3 0,20 mol L
-1.
Formará um precipitado branco, floculento, de cloreto de prata.
1 0 8
Centrifugue e teste sua solubilidade em água, ácido nítrico diluído e
hidróxido de amônia 4,0 mol L-1. Anote os resultados.
7.9 Reação para Brometo, Br-
Os brometos de prata, mercúrio (I) e cobre (I) são insolúveis
em água. O brometo de chumbo é pouco solúvel em água a frio,
mas muito solúvel em água a quente. Todos os outros brometos são
solúveis.
Para o estudo destas reações usa-se uma solução (SP) 0,50
mol L-1 de brometo de sódio, NaBr ou de potássio, KBr. 0,50 mol L-1.
Reação com Ácido Sulfúrico concentrado
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e acrescente
algumas gotas do ácido sulfúrico diluído. Forma-se uma solução
avermelhada de HBr com desprendimento de vapores de bromo.
Escreva as reações.
Reação com Nitrato de Prata
Em 3 tubos de ensaio acrescente 20 gotas de SP e 5 gotas da
solução de nitrato de prata. Haverá formação de precipitado
amarelado, brometo de prata, AgBr. Teste a solubilidade deste
precipitado em amônia, em tiossulfato de sódio e em ácido nítrico
diluído. Anote as reações.
7.10 Reação para Iodeto, I-
As solubilidades dos iodetos são semelhantes às dos cloretos
e brometos. Os iodetos de prata, mercúrio (I), cobre (I) e chumbo
são os sais menos solúveis.
1 0 9
Essas reações podem ser estudas com a solução (SP) 0,50
mol L-1 de iodeto de potássio, KI.
Reação com Ácido Sulfúrico concentrado
Em dois tubos de ensaio coloque 20 gotas de SP, adicione 3
gotas de ácido sulfúrico concentrado e aqueça suavemente em
banho-maria. Vapores de cor violeta são formados indicando a
presença do iodo, que pode ser confirmada com papel de goma de
amido, tornando azul.
Reação com Nitrato de Prata
Em 3 tubos de ensaio coloque 20 gotas de SP e acrescente
gotas de solução de nitrato de prata até formação do precipitado
amarelo de iodeto de prata, AgI. Centrifugue o precipitado e teste a
solubilidade (1) tiossulfato de sódio; (2) amônia concentrada, e (3)
ácido nítrico diluído.
Reação com água de cloro*
(*É mais conveniente usar solução de hipoclorito de sódio
acidificada com ácido clorídrico diluído)
Em um tubo de ensaio adicione 20 gotas de SP, e acrescente
gotas de água de cloro até a formação de uma solução marrom.
Adicione a esta solução 5 gotas de tetracloreto carbono, tampe o
tubo e agite. O iodo é solúvel neste solvente orgânico fornecendo
uma coloração violeta à solução. Também pode ser usado como
teste de comprovação, o papel de goma de amido.
1 1 0
7.11 Reação para Fluoreto, F-
Os fluoretos de metais alcalinos comuns e de prata, mercúrio,
alumínio e níquel, são bastante solúveis em água, porém os
fluoretos de chumbo, ferro (III), bário e lítio são pouco solúveis. Os
demais alcalino-terrosos são insolúveis em água.
Para estudos destas reações é usada uma solução (SP) 0,50
mol L-1 de fluoreto de sódio NaF.
Reação com Cloreto de Cálcio
Coloque 20 gotas de SP em um tubo de ensaio e adicione 5
gotas da solução de cloreto de cálcio 0,30 mol L-1. A formação de
um precipitado branco gelatinoso, de fluoreto de cálcio, CaF2, indica
a presença do íon fluoreto. Teste a solubilidade em a´´acido acético
e em ácido clorídrico diluído.
Reação com Cloreto de Ferro (III)
Coloque 20 gotas da SP em um tubo de ensaio e adicione 3
gotas da solução 0,20 mol L-1 de cloreto de ferro (III). Deverá haver a
formação de precipita branco, cristalino, hexafluorferrato (III) de
sódio, Na3[FeF6], que indica a presença do íon fluoreto.
7.12 Reação para Nitrato, NO3-
Todos os nitratos são solúveis em água. Os nitratos de
mercúrio bismuto produzem sais básicos, que, tratados com água
estes são solúveis em ácido nítrico diluído.
Para estudo dessas reações usa-se uma solução (SP) 0,10
mol L-1 de nitrato de sódio, NaNO3 ou nitrato de potássio,KNO3.
1 1 1
Reação com Ácido Sulfúrico concentrado
Coloque em um tubo de ensaio 20 gotas de SP e adicione 5
gotas de ácido sulfúrico concentrado. Haverá liberação de vapores
de coloração marrom avermelhado de dióxido de nitrogênio,
acompanhado de vapores de ácido nítrico, que formam uma fumaça
no ar. Escreva a reação.
Reação com Sulfato de Ferro (II) e Ácido Sulfúrico concentrado
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e acrescente 5
gotas do ácido sulfúrico concentrado. Misture os líquidos, agitando-
os cuidadosamente e esfrie em banho de gelo. Adicione lentamente
pelas paredes do tubo de ensaio 5 ou mais gotas de sulfato de ferro
(II) saturado sem agitação. Na interface dos líquidos forma-se um
anel marrom indicando a presença do íon {Fe(NO)]2+.
7.13 Reação para Acetato, CH3COO-
Todos os acetatos normais, com exceção dos acetatos de
prata e de mercúrio (I), são facilmente solúveis em água. Alguns
acetatos básicos, como o de ferro, alumínio e cromo, são insolúveis
em água.
Para o estudo destas reações, é empregada a solução (SP)
0,50 mol L-1 de acetato de sódio, CH3COONa.3H2O.
Reação com Ácido Sulfúrico diluído
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e adicione 5
gotas de ácido sulfúrico diluído. Aqueça em banho-maria,
desprender-se-á ácido acético, que é identificado por seu odor
semelhante ao vinagre.
1 1 2
Reação com Etanol e Ácido Sulfúrico concentrado
Coloque em um tubo de ensaio 20 gotas de SP, acrescente 5
gotas do ácido sulfúrico concentrado e aqueça em banho-maria.
Formar-se-á acetato de etila, que tem o odor agradável de frutas.
Este odor ficará mais acentuado resfriando esta solução em banho
de gelo.
7.14 Reação para Oxalato, (COO)22-
Os oxalatos dos metais alcalinos e de Ferro (II) são solúveis
em água, sendo os demais são insolúveis ou escassamente solúveis
em água. Eles são todos solúveis em ácidos diluídos.
Alguns oxalatos se dissolvem em solução concentrada de
ácido oxálico em virtude da formação de oxalatos solúveis em
ácidos.
Para estudo das reações, é empregado uma solução (SP)
0,10 mol L-1 de oxalato de sódio (COONa)2.H2O.
Reação com Cloreto de Cálcio
Ponha em um tubo de ensaio 20 gotas de SP e algumas
gotas da solução de cloreto de cálcio, até a formação de um
precipitado branco cristalino, de oxalato de cálcio. Esta reação deve
acontecer em meio neutro. Teste a solubilidade deste precipitado em
ácido acético diluído e também em ácido nítrico diluído.
7.15 Reação para Sulfato, SO42-
Os sulfatos de bário, estrôncio e chumbo são praticamente
insolúveis em água. Os de cálcio mercúrio (II) são pouco solúveis e
a maioria dos demais sulfatos metálicos é solúvel. Alguns sulfatos
1 1 3
básicos, tais como os de mercúrio, bismuto e cromo, são também
insolúveis em água, mas se dissolvem em ácido clorídrico ou nítrico
diluídos.
Para o estudo destas reações, é empregado uma solução
(SP) 0,10 mol L-1 de sulfato de sódio, Na2SO4.10H20.
Reação com Cloreto de Bário
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e adicione
algumas gotas de cloreto de bário 0,20 mol L-1, até surgir um
precipitado branco de sulfato de bário. Teste a solubilidade deste
precipitado em ácido clorídrico diluído a quente, e em ácido
clorídrico diluído também a quente.
Reação com Acetato de Chumbo
Em um tubo de ensaio adicione 20 gotas de SP e acrescente
5 gotas de Pb(CH3COO)2 0,20 mol L-1. A confirmação do sulfato é
verificada pela formação de um precipitado branco, sulfato de
chumbo, PbSO4, que é insolúvel em ácido clorídrico diluído a
quente.
7.16 Reação para Fosfato, PO43-
São conhecidos três ácidos fosfóricos: ácido ortofosfórico
(H3PO4), ácido pirofosfórico (H4P2O7) e o ácido metafosfórico
(HPO3). Existem sais dos três ácidos: os ortofosfatos são os mais
estáveis e mais importantes. Os piro e metafosfatos passam a
ortofosfatos lentamente à temperatura ambiente, e mais rapidamente
por ebulição.
Os metafosfatos, a menos que preparados por métodos
especiais, são usualmente polímeros, isto é, são derivados do
(HPO3)n. O ácido ortofosfórico é um ácido tribásico, dando três
1 1 4
séries de sais: ortofosfatos primários (H2PO4-), ortofosfatos
secundários (HPO42-), e ortofosfatos terciários (PO4
3-).
Os fosfatos dos metais alcalinos, com exceção do lítio, e de
amônio são solúveis em água. Os fosfatos primários dos metais
alcalino-terrosos também são solúveis. Todos os fosfatos
secundários e terciários dos metais alcalino-terrosos são pouco
solúveis em água.
Para o estudo destas reações é empregada uma solução (SP)
0,50 mol L-1 de hidrogenofosfato dissodico, Na2HPO4.12H2O.
Reação com Nitrato de Prata
Em um tubo de ensaio coloque 20 gotas de SP e adicione 5
gotas da solução de nitrato de prata 0,20 mol L-1, onde haverá
formação de um precipitado amarelo (distinção do meta e
pirofosfato). Ortofosfato de prata, (Ag3PO4), é solúvel em solução de
amônia diluída e ácido nítrico diluído.
Reação com Cloreto de Ferro (III)
Adicione a 2 tubos de ensaio 20 gotas de SP e acrescente
algumas gotas de cloreto de ferro (III) até a formação de um
precipitado de cor amarelada, fosfato de ferro (FePO4), que é solúvel
em ácidos minerais diluídos, mas insolúvel em ácido acético diluído.
Teste estas solubilidades.
1 1 5
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. BACCAN, N., GODINHO, O.E.S., ALEIXO, L.M., STEIN, E.
Introdução a semimicroanálise qualitativa, editora da UNICAMP, Campinas – SP, 1987.
2. VOGEL, A. I; Química analítica qualitativa, 5a edição, editora
mestre jou – SP, 1982. 3. ALEXEEV, Análise qualitativa, Editora Lopes da Silva, Porto,
1982. 4. CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry, 5ª Edição, Ed. John
Wiley&Sons, 1994, 5. EUA.KING, E.J., Análise qualitativa: reações, separações e
experiências. Editora Interamericana, RJ, 1981. 6. WISMER, R. K., Qualitative Analysis with ionic equilibrium,
Macmillian Publishing Company, New York, 1991. 7. WHITTEN, K. N; DAVIS, R. E; e PECK, M. L., General chemistry
with qualitative analysis, 5a. ed. Editora Saunders College Publishing, USA, 1996.
8. CHARLOT, G., Analisis cualitativo rápido de anions y de cations
2ª. Ed. Editorial Alambra, Espanha, 1976.
1 1 6
SOBRE O AUTOR
Prof. Ms. Luiz Alves Marinho
- Mestre em Química Analítica pela Universidade de São Paulo
(campus São Carlos);
- Graduado em Química pela Universidade Federal do Piauí;
- Leciona disciplinas na área de Química Analítica.
