apostila_2012

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UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO 
 
FACULDADE DE FILOSOFIA CIÊNCIAS E LETRAS DE RIBEIRÃO PRETO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Profa. Yassuko Iamamoto 
Profa. Marilda das Dores Assis 
Profa. Daniela Gonçalves de Abreu 
Elaboração 
Carla Regina Costa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1o.Semestre – 2012 
 
 
 
 
 
 2 
 
 
 
INSTRUÇÕES GERAIS 
1. O aluno deve se preparar para a aula prática estudando as reações indicadas, bem 
como o esquema de separação dos íons. 
2. O aluno deve providenciar um caderno de laboratório. Neste caderno devem ser 
registrados, PREVIAMENTE e de forma resumida, os experimentos. Os objetivos 
devem ficar claros: trata-se de reações de identificação? separação analítica? amostra 
desconhecida? qual grupo será estudado? quais cátions do grupo serão analisados? 
qual o reagente de grupo? etc. 
 Atenção! Não precisa copiar o roteiro e o esquema de separação! 
DURANTE O EXPERIMENTO: 
a) anotar os resultados/observações de cada reação logo após realizá-la. ESCREVER A 
EQUAÇÃO IÔNICA da reação executada. 
b) responder no caderno as questões formuladas no roteiro. Prepare-se desta forma para 
as discussões após o laboratório ou nas aulas teóricas. 
3. Antes de executar uma reação ou uma separação química, o aluno deverá conhecer 
as reações químicas envolvidas e questionar sempre porque se adiciona um dado 
reagente. 
4. O material deve ser mantido rigorosamente limpo (na maioria das vezes água 
corrente e escova bastam). 
5. O local de trabalho deve ser conservado sempre limpo. Seja ordeiro, limpo e 
organizado. 
6. Deve-se empregar pequena quantidade de reagente. Economia deve ser feita na 
utilização de substâncias químicas, gás e água. 
7. Cuidados para não contaminar reagentes. 
8. Cuidados no aquecimento de tubos de ensaio. O aquecimento deve ser lento e nunca 
a boca do tubo deve ser voltada contra si mesmo ou outras pessoas. 
9. Com gases venenosos (H2S, NO, Cl2, Br2, etc...) só se deve trabalhar nas capelas. 
Evaporação de soluções de (NH3, HCl ou H2SO4) também só devem ser feitas nas 
capelas. 
 3 
10. Desligue os suprimentos de água, gás e eletricidade assim que terminar de usar. 
11. É proibido comer e beber (ainda que sucos ou água) no laboratório 
12. Não trabalhe sozinho no laboratório. 
13. Saiba onde se encontra o material de emergência para primeiros socorros. 
14. PROIBIDO O USO DE LENTES DE CONTATO NO LABORATÓRIO. USAR 
ÓCULOS DE PROTEÇÃO DURANTE TODO O PERÍODO DE LABORATÓRIO. 
15. Entrar no laboratório com avental: USO OBRIGATÓRIO. No laboratório: USO 
OBRIGATÓRIO de calças compridas, sapatos fechados (ou tênis), cabelos presos 
(quando longos). 
16. Recomenda-se o uso de luvas, sempre que necessário. 
18. Destinos finais de todos os resíduos químicos gerados nas aulas deverão 
 ser feitos de acordo com a orientação dos professores, técnicos ou 
 monitores da disciplina. 
19. PROVIDENCIAR: Óculos de proteção, luvas, espátula e avental. 
 
Aventais (jalecos) padronizados de acordo com determinação do Conselho 
Departamental: confeccionados em tecido de algodão, tendo mangas compridas e 
comprimento até a altura dos joelhos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 4 
CAPÍTULO 1: 
 INTRODUÇÃO 
 
1.1 HISTÓRICO DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
O desenvolvimento histórico da análise qualitativa, como disciplina nos cursos de 
graduação em Química, esteve relacionado à análise de minerais e à determinação de 
suas composições. No Brasil, a análise qualitativa teve suas raízes nos ensinamentos da 
chamada Escola de Rheinboldt. Heinrich Rheinboldt (1891 – 1955), da Universidade de 
Bonn (Alemanha), chegou ao Brasil em 1935, iniciando suas atividades na então “Sub-
secção de Ciências Químicas” e, posteriormente, no então Departamento de Química da 
Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras da Universidade de São Paulo, na cidade de 
São Paulo1. 
O professor Rheinboldt defendia que a base do ensino de química é a intuição, ou 
seja, os alunos deveriam aprender a pensar sobre os fenômenos ocorridos em trabalhos 
práticos, reconhecendo-os e interpretando-os com exatidão até que estivessem gravadas 
em sua memória, as concordâncias, as semelhanças ou as diferenças existentes entre os 
diversos fenômenos1. Para isso, as aulas de química analítica eram de 16 horas 
semanais, onde se executavam numerosas reações de separação e identificação de 
cátions e ânions2; já que a profissão de químico na época era centrada na análise 
química3. 
A Lei de Diretrizes e Bases da Educação Nacional (LDB) promulgada em 1996 (Lei 
9394/96) e o Edital nº. 04/97 da Secretaria de Educação Superior do MEC estabeleceram 
como princípio a flexibilização curricular, sem prejudicar a sólida formação científica e 
tecnológica; avançando na direção de uma formação humanística que dê condições de 
exercer a profissão com responsabilidade social; estabelecendo correlações entre as 
áreas, ampliando o caráter interdisciplinar4,5. Desta forma, visando atender a essas 
orientações, a carga horária da disciplina de química analítica qualitativa, oferecida aos 
alunos do curso de Bacharelado e Licenciatura em Química da Faculdade de Filosofia, 
Ciências e Letras de Ribeirão Preto, foi sendo gradativamente reduzida, passando de dez 
horas semanais na década de 90 para apenas seis horas semanais a partir de 2001. 
Atendendo aos objetivos propostos de redução de carga horária houve uma 
reestruturação da disciplina, surgindo a necessidade de se elaborar um material didático 
próprio e adequado, que contemplasse a parte experimental e a respectiva 
fundamentação teórica. Este material possibilita uma melhor compreensão das reações e 
 5 
equilíbrios desenvolvidos na aula prática. Além disso, foram inseridas no decorrer dos 
experimentos, questionamentos e notas sobre informações consideradas importantes, 
permitindo correlacionar a prática com os princípios teóricos. 
 
1.2 DIVISÃO DOS CÁTIONS EM GRUPOS 
 
Nesta disciplina a metodologia envolve análise qualitativa da amostra. Por meio 
das reações químicas a mistura de cátions é separada seqüencialmente em grupos e 
subgrupos até o isolamento e a identificação de cada cátion. O íon a ser identificado é 
convertido em um composto com algumas propriedades específicas tais como formar um 
precipitado, sofrer mudança de cor, produzir um gás, etc. Tais reações são fundamentais 
para a aprendizagem, principalmente de equilíbrio químico. 
Como fundamentos teóricos, os principais tópicos a serem abordados neste texto 
envolvem equilíbrios ácido-base, equilíbrios de precipitação, equilíbrios de complexação e 
equilíbrios de oxidação-redução. 
Os cátions encontram-se divididos em cinco grupos analíticos de acordo com suas 
similaridades. Cada grupo, com exceção daquele constituído pelos íons Na+, K+ e NH4+, 
possui um reagente precipitante que forma compostos insolúveis com todos os cátions do 
grupo e que por esse motivo recebe o nome de reagente de grupo. 
A Tabela 1 mostra o reagente de grupo e os cátions constituintes de cada grupo. 
Note que os autores N. Baccan et al.6 e V. N. Alexéiev7 (autores-A) usam uma 
classificação em grupos diferente de outros como A. I. Vogel8, T. Moeller e R. O’Connor 9 
e L. J. Curtman10 (autores-B). Porém, a única diferença está na nomenclarura dos grupos. 
A classificação utilizada neste texto (autores-B; Tabela1), foi proposta inicialmente 
pelo alemão Karl Remeglus Fresenius11 (1879), considerado o pai da análise qualitativa. 
Este autor publicou vários métodos de análise que resultaram na separação sistemática 
dos cátions, e que constituem a base dos esquemas de separação usados nos cursos de 
químicaanalítica qualitativa. A seqüência de classificação dos cátions proposta por 
Fresenius foi adotada no Brasil por Rheinboldt e se baseia na complexidade crescente 
das reações à medida que os grupos de cátions são estudados, iniciando-se pelos metais 
alcalinos e finalizando com o grupo da prata. 
 
Tabela 1. Classificação dos cátions adotada por diferentes autores, reagente de grupo e 
os cátions constituintes de cada grupo 
 
 6 
Grupos 
(autores-A)a 
Grupos 
(autores-
B)b 
Reagente 
precipitante de 
grupo 
Cátions 
Constituintes 
V I Não possui 
reagente de 
grupo 
Na+, K+ e NH4+ 
 
IV II CO32- Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+ 
 
III III S2- em meio 
amoniacal 
Fe3+, Al3+, Cr3+, Ni2+, Co2+, 
Zn2+ e Mn2+ 
 
II A IV Ac S2- em meio 
ácido 
Hg2+, Pb2+, Bi(III)e, Cu2+ 
e Cd2+ 
 
II B IV Bd S2- em meio 
ácido 
As(III)c, As(V)c, Sb(III)c, 
Sb(V)c, Sn2+ e Sn4+ 
 
I V Cl- Ag+, Pb2+ e Hg22+ 
a. Autores–A: A. I. Vogel9, T. Moeller e R. O’Connor 10 e L. J. Curtman11 
b. Autores-B: N. Baccan et al.6, V. N. Alexéiev7, utilizados neste texto. 
c. Os sulfetos dos cátions deste subgrupo são insolúveis em solução de NaOH. 
d. Os sulfetos dos cátions deste subgrupo são solúveis em solução de NaOH. 
e. Os íons Bi(III), As(III), As(V), Sb(III) e Sb(V) quando em solução aquosa neutra ou 
alcalina são encontrados nas respectivas formas: BiO+, AsO33-, AsO43-, SbO33- e 
SbO43-. Por esse motivo, considerou-se a notação adotada mais apropriada para 
esses íons. 
 
A Figura 1.1 mostra de forma esquemática como se dá a separação de cada um dos 
grupos, assim como os reagentes e condições químicas utilizados em cada etapa. 
 7 
K+, Na+, NH4+ (grupo I) Mg2+, Ba2+, Ca2+, Sr2+ (grupo II)
Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+, Ni2+, Co2+, Zn2+, Mn2+ (grupo III)
Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ (grupo IV)
Ag+, Pb2+, Hg22+ (grupo V)
AgCl, PbCl2, Hg2Cl2
Cloretos solúveis Cloretos insolúveis
HClGrupos
I, II, III, IV
M2Sn ( Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+, Cd2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+) 
H2S, H+ Cl-
SulfetosSulfetos insolinsolúúveisveis emem meiomeio áácidocido
SulfetosSulfetos solsolúúveisveis em em meiomeio áácidocidoGrupos
I, II e III 
M2Sn (Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+, Ni2+, Co2+, Zn2+, Mn2+)
H2S, OH- SulfetosSulfetos insolinsolúúveisveis em em meiomeio bbáásicosico
SulfetosSulfetos solsolúúveisveis em em meiomeio bbáásicosico Grupos I e II
Carbonatos solúveis
CO32- pH = 9,0 Carbonatos insolúveis
K+, Na+, NH4+, Mg2+
BaCO3, CaCO3, 
SrCO3
Grupo I e Mg2+
 
 
Figura 1.1: Esquema da separação seqüencial de uma mistura contendo os cátions 
de todos os grupos. 
 
Uma característica que fez com que a disciplina de química analítica qualitativa 
tivesse sido alvo de críticas é a geração de resíduos contendo principalmente metais 
pesados. É necessário, de forma adequada, dar um destino final aos resíduos gerados, já 
que metais pesados possuem elevado potencial tóxico e são acumulativos no meio 
ambiente12-14. Dentre as alternativas para reduzir os resíduos gerados ou descartá-los de 
forma adequada, podemos destacar: a recuperação e sua reutilização, a redução do 
estado de oxidação do metal, ou ainda, a passivação através da precipitação na forma de 
sais inertes13. 
 
1.3 DEFINIÇÃO DE ALGUNS TERMOS 
 
 Quando os métodos analíticos são comparados de acordo com a quantidade de 
substância que está sendo analisada, a seguinte classificação pode ser feita: 
 
Macroanálise: a quantidade de substância usada na análise é de cerca de 0,5 a 1 g e 
volumes de reação da ordem de 20 a 50 mL. Utiliza-se béquer de 250 mL ou tubo de 
 8 
ensaio grande. Quando se faz precipitação, a quantidade de sólido formada é grande, e 
deve ser filtrado em funil e papel de filtro. 
 
Semimicroanálise: a quantidade de substância usada na análise é cerca de 10 a 20 
vezes menor que na macroanálise (~50 mg, ponta de espátula) e volumes de reação da 
ordem de 1 a 2 mL. Trabalha-se com tubos de ensaio com capacidade de 5 a 10 mL. Nas 
reações envolvendo precipitação, o sólido é separado da fase aquosa mediante 
centrifugação. Esta será a escala de trabalho adotada nesta disciplina. 
 
Microanálise: a quantidade de amostra é aproximadamente 100 vezes menor que a 
quantidade usada na macroanálise. Geralmente esta técnica envolve reações de gota 
feitas em placas de porcelana ou mesmo o uso de um microscópio para exame de 
reações microcristalográficas. 
 
1.4 IDENTIFICAÇÃO DE ÍONS EM SOLUÇÃO AQUOSA 
 
 
Na análise qualitativa inorgânica são identificados íons. No caso do sal KCl, por 
exemplo, é necessário dissolvê-lo em água e são identificados independentemente os 
íons Cl- e os íons K+. Quando se tratar de um precipitado é necessário dissolvê-lo para 
depois identificar o íon em questão. A identificação será realizada por meio de reações 
químicas que resultam na produção de precipitados, reações coloridas ou na liberação de 
gás (observação visual). 
No exemplo do KCl, inicialmente é feita a solubilização deste sal em água. Após a 
solubilização o íon cloreto pode ser identificado tratando algumas gotas desta amostra 
com HNO3 diluído e solução de AgNO3. A formação de um precipitado branco nestas 
condições indica a presença do íon Cl-. Para se identificar o íon K+ adiciona-se à outra 
porção da amostra uma solução de hexanitrocobaltato(III) de sódio, Na3(Co(NO2)6 
(complexo solúvel em água, estão sob as formas: 3 Na+(aq) e [(Co(NO2)6]3-(aq) ). A 
formação de um precipitado amarelo de K3[(Co(NO2)6](s) demonstra a presença do íon 
K+. 
Estas reações somente serão conclusivas na ausência de outros íons capazes de 
formar produtos semelhantes àqueles formados com os íons Cl- e K+. Se íon amônio 
(NH4+), por exemplo, estiver também presente na amostra, este também levará à 
formação de um precipitado amarelo com a adição do hexanitrocobaltato(III) de sódio, o 
(NH4)3[(Co(NO2)6]. Íon amônio, neste caso, é um interferente no teste do íon K+. 
 9 
Uma condição importante para que a reação ocorra é a presença de concentração 
suficientemente elevada do íon a ser identificado na solução. Cada substância pode 
precipitar somente quando sua concentração na solução supera sua solubilidade 
naquelas condições. Se uma substância é pouco solúvel, ela precipita mesmo sendo 
muito pequena a concentração do íon a identificar que irá gerar o precipitado. Esta reação 
é dita ser sensível. Ao contrário, se a solubilidade do produto formado for maior, a reação 
resulta pouco sensível, e dará positiva somente se a concentração do íon de interesse 
for relativamente elevada. Em geral, os sais dos cátions dos grupos I e II são mais 
solúveis que os sais dos cátions dos grupos III-V. Vocês poderão observar isto no 
decorrer do estudo sistemático destes cátions, ao constatar que as reações envolvendo 
cátions dos grupos I e II são geralmente menos sensíveis. 
Da mesma forma podemos utilizar outras propriedades, além da solubilidade da 
substância, para interpretar se uma reação é sensível ou não. Por exemplo, o teste de 
chama para sais voláteis de sódio (NaCl) é muito sensível, quantidades extremamente 
pequenas (1µg/mL) de sódio são suficientes para dar à chama a intensa e persistente 
cor amarela deste íon. O mesmo não ocorre com sais de potássio, os quais produzem 
uma chama violeta fugaz. Neste caso, para identificar o íon potássio, se sódio estiver 
presente, será um interferente, mesmo que em quantidades muito pequenas. 
Suponha, por exemplo, que se deseje saber se uma solução contém ou não íons 
Co2+. Os íons Co2+ reagem com os íons SCN- (tiocianato) produzindo uma coloração azul 
na solução, devido ao íon complexo [Co(SCN)4]2- (ânion tetratiocianocobaltato(II), na 
presença de acetona. Então, se a solução a ser analisada for tratada comsolução de 
tiocianato de potássio (um sal solúvel contendo o ânion SCN-) e houver formação de uma 
solução de cor azul, diz-se que foi feita a identificação do íon Co2+. Entretanto, a 
identificação do íon Co2+ pode se complicar caso na solução, além de Co2+, estiver 
presente também íons Fe3+. Isso porque o Fe3+ também reage com SCN-, resultando uma 
solução de cor vermelha intensa, devido à formação do íon complexo [Fe(SCN)6]3-. Se a 
solução contendo Co2+ e Fe3+ for tratada com uma solução de tiocianato, a coloração 
vermelha produzida pelo [Fe(SCN)6]3- (hexatiocianoferrato(III)) irá interferir na 
observação da cor azul produzida pelo [Co(SCN)4]2-. Neste caso, diz-se que os íons Fe3+ 
interferem na identificação dos íons Co2+ ou, em outras palavras, o íon Fe3+ é um 
interferente no teste de Co2+ com SCN- nestas condições. Devido a este fato, torna-se 
necessário separar primeiramente os íons Fe3+ dos íons Co2 para depois identificar cada 
um destes íons isoladamente. 
Pequena quantidade de Fe3+ é suficiente para produzir a cor vermelha do complexo 
[Fe(SCN)6]3- , assim, diz-se que esta reação é muito sensível. 
 10 
Em análises de materiais compostos por vários íons o químico analítico deve se 
preocupar com possíveis interferentes nos testes a serem realizados, bem como com 
possíveis contaminantes de reagentes e soluções. 
 
 
1.5 COMO EXPRESSAR AS EQUAÇÕES QUÍMICAS 
 
A forma mais adequada para expressar as reações entre íons é por meio de 
equações iônicas. Nessas, apenas os reagentes e produtos que participam da 
transformação química observada são representados. Assim, se misturarmos uma 
solução de um sal de bário (por exemplo: BaCl2, Ba(NO3)2 ou Ba(ClO4)2) com uma 
solução de um sulfato solúvel (por exemplo: Na2SO4, K2SO4, H2SO4 ou (NH4)2SO4), há 
formação de um precipitado branco de BaSO4. Pode-se desta forma concluir que nesta 
reação estão envolvidos somente íons bário e íons sulfato e a equação pode ser expressa 
como: 
Ba2+ + SO42- → BaSO4(s) 
Observe que os ânions do sal de bário e os cátions do sal de sulfato utilizados não 
participam do processo de precipitação. 
 
a) Regras práticas para escrever equações iônicas: 
1. São escritos como íons: 
� todos os eletrólitos fortes, por exemplo: 
HCl: H+, Cl- 
NaOH: Na+, OH- 
Na2SO4: 2 Na+, SO42- 
� todos os íons complexos solúveis, por exemplo: [Co(NO2)6] 3-, [Fe(CN)6]4--, 
[Zn(NH3)4] 2+. 
 
2. São escritos como fórmulas dos compostos: 
� todos os sólidos, por exemplo: CuS, AgCl, Cu(OH)2. 
� todos os gases, por exemplo: CO2, NO, H2S. 
� todos os eletrólitos fracos solúveis, por exemplo: HCN, CH3COOH, H2O, NH3, 
C6H5NH2. 
� complexos precipitados, por exemplo: K3[Co(NO2)6], KFe[Fe(CN)6]. 
� maioria dos compostos orgânicos solúveis; por exemplo: açúcar (C12H22O11), 
álcool etílico (C2H5OH). 
 11 
 
3. É necessário que se conheça a solubilidade dos compostos para se expressar a reação 
corretamente. Deve-se considerar as regras de solubilidade ao se representar estes 
compostos corretamente como íons ou fórmulas. 
 
b) Convenções adotadas nesta apostila 
A rigor, um sistema estará sempre em equilíbrio. No entanto, adotaremos como 
convenção a flecha simples ‘→→→→’, sempre que o equilíbrio estiver “deslocado para a 
direita” como nas reações de neutralização, precipitação quando se usa excesso de 
reagente, alguns casos de complexação, ou reações com evolução de gás envolvendo 
aquecimento. 
Exemplos: 
 Neutralização: 
 CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O 
 Precipitação: 
 Ca2+ + CO32- → CaCO3(s) 
 Complexação: 
 AgCl(s) + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+ + Cl- 
 Evolução de gás: 
 H2CO3 → CO2(g) + H2O 
 Reações com aquecimento: 
 NH4+ + OH- NH3(g) + H2O 
 [Cr(OH)4]- Cr(OH)3(s) + OH- 
 
A flecha do tipo ‘ ’ será utilizada em reações de equilíbrios ácido base, 
precipitação, complexação, etc. 
Exemplos: 
Equilíbrio ácido-base: 
 CH3COOH CH3COO- + H+ 
Equilíbrio de solubilidade: 
 CaCO3(s) Ca2+ + CO32- 
Equilíbrio de complexação: 
 12 
 [Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2 NH3 (g) 
 
 
1.6 EXERCÍCIOS: 
 
1. Converter cada uma das equações moleculares abaixo em equações iônicas 
balanceadas. Lembre-se que algumas espécies são pouco solúveis e devem estar 
assinaladas com (s) de sólido. 
 
a) Ba(NO3)2 + Al2(SO4)3 → BaSO4 + Al(NO3)3 
b) CuCO3(s) + HCl → CuCl2 + H2O + CO2 
c) AlCl3 + NaOH → Al(OH)3 + NaCl 
d) FeSO4 + HNO3 → NO + H2O + Fe2(SO4)3 
e) Ba(NO3)2 + K2Cr2O7 + H2O → BaCrO4 + KNO3 + HNO3 
f) Zn + HCl → ZnCl2 + H2 
g) FeCl3 + HCl + K4[Fe(CN)6] → KFe[Fe(CN)6] + HCl 
 
2. Escreva as seguintes reações químicas: 
 
a) Ionização do ácido clorídrico em água. 
b) Dissolução do cloreto de sódio em água. 
c) Precipitação de cloreto de prata a partir de solução de cloreto de sódio e nitrato de 
prata. 
d) Íons sulfato na presença de íons bário formando um sal muito pouco solúvel. 
e) Carbonato de cálcio em água. 
f) Dissolução de carbonato de cálcio em meio ácido. 
g) O dióxido de enxofre se dissolve em água formando uma solução ácida. 
 
1.7 REFERÊNCIAS 
 
1. Mathias, S. Cem anos de Química no Brasil. Coleção da Revista de História sob a 
direção do Prof. Eurípedes Simões de Paula. Publicado no Suplemento do 
Centenário, no 6, do jornal O Estado de São Paulo, 1975. 
2. Rheinboldt, H. e Hauptmann, H. Guia de Química Analítica Qualitativa – destinado 
ao uso do Curso prático do Instituto de Química da Universidade de São Paulo, 
1975. 
3. Rheinboldt, H. O Ensino Superior de Química. Ciência e Cultura, v. III, 1951, no 2. 
 13 
4. Zucco, C.; Pessine, F. B. T. ; de Andrade, J.B.; Quím. Nova 22, 1999, 454. 
5. Andrade, J.B.; Cadore, S.; Vieira,P.C.; Zucco,C.; Pinto, A.C. Quím. Nova, 27, 2004, 
358. 
6. Baccan, N.; Aleixo, L. M.; Stein, E.; Godinho, O. E. S.; Introdução à 
Semimicroanálise Qualitativa, 7a ed., Editora da UNICAMP: Campinas, 1997. 
7. Alexéiev, V. N.; Semimicroanálisis Químico Cualitativo, Editorial Mir Moscú: URSS, 
1975. 
8. Vogel, A. I.; Química Analítica Qualitativa, 5ª ed., Mestre Jou: São Paulo, 1981. 
9. Moeller, T.; O’Connor, R.; Ions in Aqueous Systems: An Introduction to Chemical 
Equilibrium and Solution Chemistry, McGraw-Hill: USA, 1972. 
10. Curtman, L. J.; Análisis Químico Cualitativo, Manuel Marin y Cía: Espanha, 1959. 
11. Fresenius, K. R.; Traité d’Analyse Chimique Qualitative, 6éme ed., Ed. Françoise: 
Paris, 1879. 
12. Baird, C.; Química Ambiental, W.H. 2ª edição, Bookman, Porto Alegre, 2004. 
13. Armour, M. A.; Hazardous Laboratory Chemicals Disposal Guide, Lewis Publishers: 
USA, 1996. 
14. Armour, M.A.; Browne, L.M.; Weir, G.L. J. Chem. Educ. 62 (3), A 93, 1985. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 14 
INÍCIO DAS ATIVIDADES NO LABORATÓRIO 
 
 
1) Organizar e lavar os materiais permanentes 
Cada grupo de alunos receberá um conjunto de materiais, descritos na Tabela 
abaixo, os quais devem ser conferidos e limpos. Estes materiais permanecerão com o 
aluno durante o semestre. Lavar e secar estes materiais. 
 
 
Os alunos devem trazer suas espátulas, luvas e óculos de proteção. 
 
2) Organizar a bateria de reagentes 
Cada grupo de alunos receberá também uma bateria de reagentes (caixa de 
madeira contendo vários frascos plásticos de aproximadamente 30 mL que devem 
armazenar os reagentes). Confira se os frascos estão identificados com o nome do 
reagente e o respectivo número, conforme a lista de reagentes. Trocar o frasco por um 
novo, caso este esteja sem identificação ou com identificação errada. 
Preencher os frascos que estiverem vazios com cerca de 15 mL da soluçãopara a 
qual ele foi identificado (exceção: soluções instáveis, consultar lista de reagentes). 
ATENÇÃO : As soluções não estarão disponíveis nas aulas seguintes, portanto é 
imprescindível verificar cada frasco e reabastecer aqueles que forem necessários. 
NÃO DESCARTE REAGENTES NAS PIAS. PROCURE ORIENTAÇÃO COM OS 
PROFESSORES, MONITORES OU TÉCNICOS SOBRE OS FRASCOS PARA 
DESCARTE. 
 
3) Calibração de uma pipeta conta-gotas 
Em um béquer de 50 mL, coloque aproximadamente 20 mL de água. Preencha um 
conta-gotas com água e goteje (gota a gota) em uma proveta (de 5 mL) até completar 1 
mL (atenção à leitura correta do volume). Anote o número de gotas (referente ao conta-
Materiais (por grupo): 
5 conta-gotas e borrachas 1 béquer de 50 mL 
16 tubos de ensaio (médios) 1 béquer de 250 mL 
1 fio de platina para teste de chama 1 béquer de 100 mL 
2 estantes para tubos de ensaio 1 funil pequeno 
2 bastões de vidro 3 vidros de relógio 
 15 
gotas utilizado) que foram necessárias para completar 1 mL na proveta. Repita o 
procedimento 3 vezes e faça a média. Em geral, aproximadamente 22 gotas equivalem a 
1 mL. Coloque uma etiqueta neste conta-gotas com o número de gotas referente a 1 mL. 
 
Pense e responda no caderno de laboratório: 
- Qual o objetivo da calibração realizada? 
- Qual fator influencia o número de gotas necessário para completar 1,0 mL? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 16 
CAPÍTULO 2 
GRUPO I : Na+, K+ e NH4+ 
 
 Os íons dos metais alcalinos, Na+ e K+, são relativamente grandes e possuem 
carga pequena e a estrutura de gás nobre. Por esses motivos, têm uma fraca atração por 
ânions e moléculas, e como conseqüência a maioria de seus sais são solúveis em água e 
seus íons raramente formam complexos. 
 O íon amônio está incluído neste grupo porque apresenta propriedades 
semelhantes. 
 Este grupo de cátions não possui um reagente específico para separá-los dos 
demais e a identificação de cada um deve ser feita numa solução contendo todos os 3 
íons do grupo, sem prévia separação. 
 
Responda no caderno de laboratório: Quais as principais características dos 
cátions do grupo I, quanto à natureza de seus sais? 
 
2.1 - REAÇÕES DOS ÍONS SÓDIO, Na+ 
a) Prova de chama (bastante sensível) 
 O teste de chama para o sódio é tão sensível e persistente, que mesmo traços 
deste metal produz uma cor amarela intensa que encobre toda a cor devida a qualquer 
outro íon presente na amostra. 
 Para esta prova usa-se bico de Bunsen, ajustado para produzir uma chama azul, a 
qual é observada contra um anteparo negro e com o auxílio de um fio de platina ou 
níquel-crômio. O fio de Pt é de cerca de 3 cm de comprimento, preso a um bastão de 
vidro. Durante as aulas este é acondicionado em um tubo de ensaio contendo HCl 
concentrado limpo. 
O fio deve ser limpo aquecendo-o ao rubro na chama e, após resfriá-lo, 
mergulhando-o numa solução de ácido clorídrico concentrado, contido no tubo de ensaio. 
Deve-se tomar cuidado de não mergulhar o fio na solução de ácido enquanto 
estiver rubro, pois o bastão de vidro pode quebrar-se na junção. Este processo deve 
ser repetido várias vezes até que o fio, quando aquecido, não apresente coloração 
alguma à chama. Caso o fio continue apresentando cor na chama após várias tentativas, 
pode ser que o ácido clorídrico esteja contaminado. Neste caso, troque o ácido e repita o 
processo. 
A prova de chama para o sódio é feita colocando-se uma pequena porção de 
cloreto de sódio num vidro de relógio, molhando-se o fio em ácido clorídrico concentrado 
 17 
limpo, tocando-se o fio no sal e a seguir levando-se o fio à chama oxidante (ver Figura) do 
bico de Bunsen, observando-se a coloração amarela intensa produzida. 
 
 
Cuidados com o fio de Pt após o teste de chama para não contaminar o HCl : espere 
esfriar e remova qualquer resíduo sólido com água, seque com papel, em seguida 
leve à chama para limpar, e somente após esta operação, devolva o fio de Pt ao 
tubo com HCl conc. 
Usa-se ácido clorídrico devido à volatilidade dos cloretos de metais alcalinos. Os 
nitratos e sulfatos se decompõem em óxidos não voláteis. 
 
b) Reação com acetato de zinco e uranila 
ESTA REAÇÃO NÃO SERÁ REALIZADA 
 
Na+ + Zn2+ + 3 UO22+ + 8 C2H3O2- + CH3COOH + 9 H2O 
NaZn(UO2)3(C2H3O2)9.9H2O + H+ 
 
Responda no caderno: 
i) O que acontece com o precipitado se o meio estiver muito ácido? Justifique. 
ii) Se o meio estiver alcalino quais as reações paralelas que podem ocorrer? 
iii)Se íons Na+ estiver numa solução íons Cu2+, Al3+ e Ba2+ o que você faria para 
identificá-los através da reação 2.1.b? 
 
2 - REAÇÕES DOS ÍONS POTÁSSIO, K+ 
a) Prova de chama 
O teste de chama para o íon potássio é menos sensível do que o teste para o íon 
sódio. O potássio dá uma coloração violeta que se extingue rapidamente à chama, e é 
 18 
facilmente mascarada pelo sódio. Utilizar o vidro de cobalto que absorve a luz amarela do 
sódio e permite que a cor da chama do potássio seja observada. 
O teste de chama para o potássio pode ser realizado usando-se cloreto de potássio 
sólido e utiliza-se o mesmo procedimento experimental descrito para o sódio. 
É possível fazer um teste para o potássio na presença de sódio. Prepare uma 
mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio e observe a chama através do vidro de 
cobalto. Uma coloração violeta-avermelhada de curta duração, quando vista através do 
vidro de cobalto, prova a existência de potássio na amostra. 
Desde que uma coloração violeta também é observada quando uma chama verde 
é vista através de um vidro azul, os íons bário, cobre e borato, que dão coloração verde à 
chama, podem interferir no teste de potássio. 
O teste de chama não é por si só conclusivo para identificação deste íon, mas 
constitui um teste complementar ao teste de precipitação. 
 
b) Reação com cobaltonitrito de sódio 
A identificação do íon potássio também pode ser feita através da precipitação com 
cobaltonitrito de sódio. 
3K+ + [Co(NO2)6] 3- K3[Co(NO2)6](s) 
Para fazer este teste, junte 3 gotas de uma solução de cloreto de potássio 
0,2 mol.L-1, 3 gotas de ácido acético 3 mol.L-1 e um mesmo volume de acetato de sódio 3 
mol.L-1 num tubo de ensaio. Adicione 6 gotas de solução de cobaltonitrito de sódio 0,2 
mol.L-1, recentemente preparada. Se o precipitado não se formar de imediato, deixe o 
tubo repousar por alguns minutos. A precipitação do íon potássio é rápida em soluções 
concentradas na presença de excesso de reagentes, porém é lenta em soluções diluídas. 
Outras fontes de interferência neste teste são os agentes oxidantes e redutores, que 
destroem reagentes, como por exemplo, os iodetos que são oxidados a I2 pelo nitrito. 
Confirme a presença de K+ no precipitado por meio do teste de chama. Para isto 
centrifugue o precipitado, despreze o sobrenadante, adicione uma gota de HCl conc. E 
faça o teste de chama. Use o vidro de cobalto para detectar a chama violeta do íon K+. 
Íons amônio também reagem com cobaltonitrito formando um precipitado amarelo, 
(NH4)3[Co(NO2)6], de aparência idêntica ao do sal de potássio. Por isso, antes de se 
fazer este teste com cobaltonitrito para o potássio, deve-se eliminar qualquer traço de 
NH4+ na amostra. Para eliminar os íons amônio da amostra utiliza-se o seguinte 
procedimento: tome 3 gotas de solução da amostra contendo íons K+ e NH4+, num tubo de 
ensaio, adicione 8 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 4 mol.L-1 e aqueça 
cuidadosamente o tubo, até que o papel vermelho de tornassol umedecido com água 
 19 
destilada não acuse desprendimento de NH3, através da coloração azul. Neutralize a 
solução com ácido acético diluído (ver nota 1) e teste o potássio de acordo com o 
procedimento descritoanteriormente. Um precipitado amarelo de K3[Co(NO2)6] indica a 
presença de potássio. 
 Íons potássio em solução não muito diluída formam também, com íon perclorato, 
um precipitado branco, cristalino, de perclorato de potássio, KClO4. Cuidado! Soluções 
contendo íon ClO4- não devem ser aquecidas. 
 
� Nota 1 
No teste do K+ com [Co(NO2)6]3- deve-se eliminar o íon NH4+. Isto é feito com a 
adição de base forte em excesso e aquecimento. 
NH4+ + OH- → NH3 + H2O 
Em seguida deve-se neutralizar o excesso de base forte com ácido acético até pH 
~5 (papel tornassol passa de azul para rosa). Nestas condições tem-se uma solução 
tampão. Somente nestas condições pode-se concluir o teste para o íon potássio 
adicionando o íon complexo [Co(NO2)6]3-. 
OH- + HAc → Ac- + H2O Ac- = CH3COO- 
 
Responda no caderno: 
i) Quais as espécies iônicas e moleculares presentes na solução após a 
neutralização (pH~5) ? 
ii) Porque esta é uma solução tampão? 
iii) Se o meio estiver ácido o que pode acontecer com o reagente cobaltonitrito? 
Se o meio estiver básico o que pode ocorrer? 
iv) Dê 2 exemplos de interferentes mencionados no grupo I e relate brevemente 
como o problema pôde ser superado. 
 
 
2.3 - REAÇÕES DOS ÍONS AMÔNIO, NH4+ 
a) Reações com cobaltonitrito de sódio 
O íon amônio forma com o cobaltonitrito de sódio um precipitado amarelo, 
(NH4)3[Co(NO2)6] , cujas características são idênticas ao formado com o íon potássio: 
3 NH4+ + [Co(NO2)6]3- (NH4)3[Co(NO2)6](s) 
O procedimento é idêntico ao usado com o potássio. Usar uma solução de cloreto 
de amônio para fazer o teste. 
 20 
O cobalto pertence ao Grupo III que será estudado posteriormente. Este elemento 
forma compostos de cobalto II e cobalto III. O [Co(NO2)6]3- é um íon complexo de cobalto 
III, de cor amarela. Cloreto de cobalto é usado comercialmente para indicar a presença de 
água. Os dessecantes são impregnados com este sal, que é azul quando seco e quando 
absorve água se torna rosa claro. A chamada "tinta invisível" fica azul sob aquecimento. 
Na realidade, o cloreto de cobalto em solução aquosa está na forma de um íon complexo 
[Co(H2O)6]2+ de cor rosa. Assim, quando aquecido se transforma em [Co(Cl)4]2-, que é 
azul. 
 
b) Reação com base forte 
 A presença do íon amônio em solução pode ser detectada através do seguinte 
procedimento: primeiramente adiciona-se excesso de uma base forte (NaOH) para 
converter o íon amônio, NH4+, à amônia, NH3. A seguir aquece-se a solução alcalina para 
expelir o gás NH3. A amônia liberada é detectada através de um papel de tornassol 
umedecido com água destilada, o qual se torna azul. 
 A reação envolvida neste teste pode ser expressa pela seguinte equação: 
NH4+ + OH- NH3 + H2O 
Para se fazer o teste adicione num tubo de ensaio 3 gotas de solução de cloreto de 
amônio 0,2 mol.L-1 e 8 gotas de solução de hidróxido de sódio 4 mol.L-1. Aqueça 
cuidadosamente o tubo e teste a amônia desprendida por meio de um papel de tornassol 
vermelho colocado sobre o tubo, porém, sem tocá-lo. A mudança da cor do papel 
vermelho para azul indica a presença de amônia e, conseqüentemente, de sais de amônia 
na amostra testada. 
 Deve-se tomar cuidado para que a solução alcalina não espirre durante o 
aquecimento, devido à ebulição, e atinja o papel de tornassol, pois levará a uma 
conclusão errônea. 
 Há várias outras alternativas que podem ser utilizadas para detectar o gás amônia 
desprendido durante o aquecimento. 
 Uma outra maneira consiste em colocar um bastão de vidro umedecido com ácido 
clorídrico concentrado em contato com o vapor desprendido pela reação, observando-se, 
neste caso, a formação de fumos brancos (micro partículas de NH4Cl). 
HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s) 
 
DETERMINAÇÃO DE ÍONS NA+, K+ E NH4+ EM AMOSTRAS REAIS 
 
1) Determinação de íons Na+ e K+ em Gatorade® 
 21 
 No Gatorade os íons K+ e Na+ encontram-se em concentrações relativamente 
baixas para a realização dos testes qualitativos vistos anteriormente para estes íons. 
Assim, uma pré-concentração da amostra é necessária. 
Transfira um volume de cerca de 50 mL de Gatorade (use uma proveta) para uma 
cápsula de porcelana e aqueça a cápsula, mantendo agitação constante com um bastão 
de vidro, até que o volume seja reduzido a cerca de 5 mL. Caso o volume seja reduzido a 
valores menores que 5 mL (formando um líquido viscoso) deve-se adicionar um pequeno 
volume de água destilada à cápsula , de modo a se atingirem novamente os 5 mL. 
 Após a concentração da amostra, deixe o líquido esfriar a temperatura 
ambiente. Esta amostra será dividida entre 2 grupos. 
A seguir cada grupo deverá realizar os testes para íons sódio e potássio: 
a) Determinação de K+ 
Transfira 6 gotas do “concentrado de Gatorade” (amostra concentrada) para um 
tubo de ensaio. Adicione 6 gotas de HAc 3 mol L-1 e 6 gotas de NaAc 3 mol L-1 à amostra 
concentrada. A seguir, adicione 12 gotas de solução de hexanitrocobaltato (III) de sódio 
0,2 mol L-1. A formação do precipitado de K3[Co(NO2)6] não é observada de imediato. A 
precipitação pode ser favorecida adicionando-se três gotas de solução de nitrito de sódio, 
mantendo o tubo de ensaio em repouso imerso em gelo. Caso o precipitado não se forme, 
adicione 5 gotas de etanol absoluto à solução contendo hexanitrocobaltato (III) de sódio e 
mantenha o tubo de ensaio imerso em gelo. 
O precipitado amarelo de K3[Co(NO2)6] é separado por centrifugação e lavado 3 
vezes com água destilada, descartando o sobrenadante. A presença de potássio é 
confirmada através do teste de chama com este precipitado, utilizando-se vidro de 
cobalto. 
 b) Determinação de Na+ 
Como o rótulo do Gatorade não acusa a presença de interferentes para a 
determinação de íons Na+, o procedimento padrão de precipitação com acetato de zinco e 
uranilo poderia ser aplicado diretamente à amostra concentrada. No entanto, esta reação 
não será realizada. Faça apenas o teste de chama para íons Na+ na amostra 
concentrada. 
 
 Observação: Caso houvesse dúvidas quanto à presença de íons NH4+ no 
Gatorade, o procedimento de sua eliminação deveria ser adotado, antes da realização do 
teste para íons K+ com hexanitrocobaltato (III) de sódio, pela adição de base forte 
(hidróxido de sódio) e aquecimento, conforme procedimento da apostila. 
 
 22 
2) Determinação de íons NH4+ em descolorante de pelos 
A determinação do íon amônio será realizada usando-se a amostra de um produto 
comercial definido como “descolorante de pêlos”. Anote no caderno a marca e 
composição do descolorante. 
Para preparar a amostra para análise transfira cerca de 1 g do pó descolorante para 
um béquer e dissolva o sólido em ~ 5 mL de água destilada, com aquecimento brando e 
agitação. Não deve haver solubilização total da amostra (devido a grande quantidade de 
sólido e a presença de sílica). Centrifugue a mistura e faça os testes para íons NH4+ no 
sobrenadante, da mesma maneira como descrito abaixo. O rótulo deste produto não 
acusa a presença de potássio, portanto a reação com hexanitrocobaltato de sódio poderá 
ser feita sem interferência deste íon. 
 a) Reação com base forte 
Transferir cerca de 40 gotas da solução da amostra para um tubo de ensaio e 
adicionar a este tubo 3 gotas de NaOH 6 mol L-1. Aquecer o tubo na chama do bico de 
Bunsen e colocar um papel de tornassol umedecido com água destilada próximo à boca 
do tubo (mas sem encostar no tubo). Verificar a mudança de cor do papel de tornassol. A 
amônia liberada por aquecimento também poderá ser detectada colocando próximo à 
boca do tubo um bastão de vidro umedecido com HCl 6 mol L-1, e observando a formação 
de fumos brancos na ponta do bastão de vidro (micropartículas e NH4Cl). 
 
b) Reação com hexanitrocobaltato (III) de sódio 
Transferir 40 gotas da soluçãoda amostra para um tubo de ensaio. Adicionar 2 gotas 
de solução de hexanitrocobaltato de sódio. Deverá formar um precipitado amarelo. Se 
não ocorrer precipitação imediata, deixe o tubo em repouso alguns minutos para a 
decantação do sólido. Descarte o sobrenadante para melhor visualização do sólido. 
Atenção para não adicionar excesso de solução de hexanitrocobaltato de sódio, pois 
sua coloração fortemente amarela pode dificultar ou mascarar o resultado. 
 
Escreva TODAS as equações iônicas das reações realizadas. 
 
 
 
 
 
 
 
 23 
Fogos de Artifício 
 
Acredita-se que os primeiros fogos de artifício foram inventados pelos chineses, 
que também descobriram a pólvora (mistura de salitre - KNO3, enxofre e carvão) por volta 
do século XI, sendo bastante utilizada no século XX durante a 1ª e 2ª Guerra Mundial. 
A pólvora, em um fogo de artifício, possui, além do nitrato de potássio (KNO3), 
perclorato de potássio (KClO4) ou clorato de potássio (KClO3), que são compostos 
oxidantes e altamente inflamáveis e servem para aumentar a explosão e a claridade 
proporcionada pelo fogo de artifício. 
Geralmente, sais de sódio não são utilizados, pois absorvem a água presente no 
ar, atrapalhando explosão do fogo; além da intensa luz amarela obtida que mascara as 
outras cores. O sal de sódio que é utilizado está na forma de criolita (Na3AlF6) que não é 
higroscópico. 
Quando os fogos de artifício explodem, ocorre o chamado fenômeno de emissão. 
Quando os elétrons da espécie que absorve energia térmica são excitados, estes passam 
para um nível energético mais alto. Ao voltarem para o estado fundamental, liberam a 
energia absorvida na forma de luz, com comprimentos de onda específicos para o átomo 
em questão. 
As cores obtidas são dos diferentes sais utilizados na fabricação dos fogos. 
http://www.cdcc.sc.usp.br/ciencia/artigos/art_06/quimicacotidiana.html 
 
EXERCÍCIOS 
1) Quais tipos de engano levariam aos seguintes erros: 
a) No teste para íon sódio com acetato de zinco e uranila não se obtém nenhum 
precipitado, embora o íon Na+ esteja presente. 
b) No teste para íon potássio com cobaltonitrito de sódio obtém-se uma solução rosa, 
e nenhum precipitado, embora o íon potássio esteja presente. 
c) Neste mesmo teste para o íon potássio com cobaltonitrito de sódio obtém-se uma 
grande quantidade de precipitado amarelo, embora o íon potássio não esteja 
presente. 
d) Ainda neste teste para o íon potássio, obtém-se um precipitado preto na presença 
de íon potássio. 
2) Uma amostra desconhecida pode conter um ou mais dos seguintes compostos: NH4Cl, 
NaOH, KOH e K2Cr2O7. É dissolvida em água originando uma solução incolor, com odor 
penetrante. Esta solução dá uma coloração violeta, que logo se extingue na chama do 
 24 
bico de Bunsen. Com essas informações, quais compostos estão presentes, ausentes ou 
indeterminados? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 25 
CAPÍTULO 3 
GRUPO II : Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+ 
 
O grupo II é constituído pelos cátions dos metais alcalinos terrosos (Mg2+, Ca2+, 
Sr2+ e Ba2+) e são caracterizados pela insolubilidade de seus carbonatos em água. 
Podemos ter uma idéia da solubilidade de seus sais a partir da tabela abaixo (Tabela 1). A 
separação destes íons se baseia nestas diferenças de solubilidade. 
 
Tabela 3.1: Constantes de produtos de solubilidade (Kps) em água de alguns 
compostos dos cátions do grupo II, a 25o C 
 Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ 
OH- 5,9 x 10 -12 5,5 x 10 -6 3,2 x 10 –4 5,0 x 10 -3 
CO32- 1,0 x 10 -5 4,8 x 10 -9 7,0 x 10 –10 4,9 x 10 -9 
C2O42- 8,6 x 10 -5 2,3 x 10 -9 5,6 x 10 –8 2,3 x 10 -8 
SO42- - 6,1 x 10 -5 2,8 x 10 –7 1,0 x 10 -10 
CrO42- - 7,1 x 10 -4 3,6 x 10 –6 1,2 x 10 -10 
 
É possível separar Mg2+ de Ca2+, Sr2+ e Ba2+ usando carbonato de amônio como 
reagente precipitante, na presença de cloreto de amônio (tampão 
pH ~ 9). Assim, o íon NH4+ é usado para controlar a concentração do íon carbonato na 
solução, conforme a reação: 
NH4+ + CO32- HCO3- + NH3 
 Aumentando-se a concentração do íon NH4+ o equilíbrio é deslocado para a direita, 
e a concentração de CO32- diminui, não alcançando o Kps do MgCO3. 
 
3.1- REAÇÕES DOS ÍONS MAGNÉSIO, Mg2+ 
a) Reação com hidróxido de amônio 
a.1 - Coloque 5 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 0,2 molL-1 num tubo de 
ensaio e, a seguir, adicione uma ou duas gotas de NH4OH 6 mol L-1. Deve ocorrer a 
formação de um precipitado branco gelatinoso de Mg(OH)2. 
 NH3 + H2O NH4+ + OH- 
 Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2(s) 
a.2 - Em outro tubo de ensaio coloque 5 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 0,2 
molL-1. A seguir, adicione 5 gotas da solução de NH4Cl 4 mol L-1 e NH4OH 6 mol L-1 até o 
meio ficar alcalino. Neste caso não se forma o precipitado de Mg(OH)2 pois, com o 
 26 
aumento da concentração do íon NH4+, a concentração de OH- diminui, não alcançando o 
Kps do Mg(OH)2. 
 
b) Reação com carbonato de amônio 
b.1 – Em um tubo de ensaio adicione 5 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 0,2 
molL-1 e 3 gotas de carbonato de amônio 1,5 mol L-1. Deverá ocorrer a formação de um 
precipitado branco gelatinoso de composição variável: 
5Mg2+ + 5 CO32- + 6 H2O → 4MgCO3.Mg(OH)2.5H2O(s) + CO2 
Teste a solubilidade do precipitado com algumas gotas de ácido acético 6 mol L-1. HAc = 
CH3COOH: 
 HAc + H2O Ac- + H3O+ ou, de maneira simplificada: 
 
HAc H+ + Ac- 
 
H+ tem grande afinidade pelo ânion carbonato, H+ + CO32- → HCO3-, reduzindo desta 
forma a concentração de íons carbonato, dissolvendo o precipitado. 
 
b.2 – Em outro tubo de ensaio adicione 5 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 
0,2 molL-1 e, a seguir, adicione 5 gotas da solução de NH4Cl 4 mol L-1 e 3 gotas de 
carbonato de amônio 1,5 mol L-1. Não deverá ocorrer a formação do precipitado branco 
nesta condição. O íon NH4+ é usado para controlar a concentração do íon carbonato na 
solução. 
NH4+ + CO32- HCO3- + NH3 
 Aumentando-se a concentração do íon NH4+, o equilíbrio é deslocado para a 
direita, e a concentração de CO32- diminui, não alcançando o Kps do MgCO3. 
c) Reação com mono-hidrogenofosfato de sódio 
 Em um tubo de ensaio adicione 2 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 0,2 
mol L-1, 10 gotas de água, 2 gotas de HCl 6 mol L-1, 3 gotas de hidrogenofosfato de 
sódio 3 mol L-1 e, em seguida, NH4OH 6 mol L-1 até o meio ficar alcalino (ver nota 1). 
Deve ocorrer a formação de um precipitado branco cristalino. 
HPO42- + OH- → H2O + PO43- (1) 
Mg2+ + NH4+ + PO43- + 6 H2O → MgNH4PO4.6H2O(s) (2) 
Responda no caderno: Porque foi necessário adicionar ácido clorídrico e hidróxido de 
amônio para precipitar o MgNH4PO4.6H2O(s) ? 
 
 27 
3.2- ANÁLISE DOS CÁTIONS DO GRUPO II E SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DOS 
GRUPOS II e I 
Misture em um tubo de ensaio 5 gotas de cada solução de M(NO3)2 
0,2 mol L-1 (M2+ = Mg2+, Ca2+, Ba2+) e de NaCl e KCl 0,2 mol L-1. Adicione, em seguida, 15 
gotas de ácido clorídrico 6 mol.L-1 e 20 gotas de hidróxido de amônio 6 mol.L-1 às gotas, 
com agitação, até o meio se tornar básico (pH ~ 9) (ver nota 1). Aqueça a solução em 
banho-maria e junte cerca de 30 gotas de solução de carbonato de amônio 1,5 mol.L-1. 
� Nota 1 
Neste caso, o HCl adicionado foi neutralizado com NH4OH concentrado (ou amônia) e 
NH4OH continuou a ser adicionado até o meio se tornar alcalino. 
Reação de neutralização: H+ + NH3 →→→→ NH4+ 
Lembrar que NH3 (ou NH4OH) é uma base e tem afinidade por H+. O íon NH4+ formado é 
um ácido fraco (Ka (NH4+) = 5,5 x 10-10). 
Responda no caderno: 
i) Quaisas espécies presentes na solução após a reação completa de HCl com 
NH4OH (pH ~9)? 
ii) Por que esta é uma solução tampão? 
 
NH3 ou NH4OH? 
No começo acreditava-se que a amônia reagia com água formando uma base fraca de 
Arrhenius, NH4OH. 
NH3 + H2O NH4OH 
Na realidade, NH4OH não pode ser isolado como substância pura, o que indica que existe 
em solução apenas NH3. Uma solução de NH4OH concentrada é preparada borbulhando-
se NH3 em água. Na verdade NH3 e NH4OH são a mesma coisa. 
 
Agite vigorosamente a solução para homogeneizar, aqueça o tubo sem ferver e 
em banho-maria (ver nota 2) cerca de 5 minutos e centrifugue o precipitado. Teste se a 
precipitação foi quantitativa, para isso proceda da seguinte maneira: 
Verifique se o pH do líquido sobrenadante está alcalino (pH ~ 9), se necessário, 
acrescente 2 a 3 gotas de NH4OH 6 molL-1. Em seguida, junte algumas gotas de 
carbonato de amônio 1,5 mol.L-1. Atenção: quando a solução testada fica turva, 
significa que está havendo formação de precipitado. Se ainda houver precipitação, 
repita esse procedimento até não haver mais precipitação pela adição de carbonato de 
amônio ao sobrenadante. Agite para homogeneizar, centrifugue e separe o sobrenadante 
(sobr 1) do precipitado (ppt 1). 
Ca2+ + CO32- → CaCO3(s) 
Ba2+ + CO32- → BaCO3(s) 
 
 28 
� Nota 2 
Se ferver vigorosamente pode ocorrer a decomposição do carbonato de amônio 
produzindo pouco precipitado: NH4+ + CO32- HCO3- + NH3 
 HCO3- + NH4+ CO2 + H2O + NH3 
 
 
O líquido sobrenadante (sobr 1) deve conter íons Mg2+, Na+ e K+. Como os testes 
de identificação destes cátions são pouco sensíveis, o volume da solução sobr 1 deve 
ser reduzido à metade, por evaporação, tornando-se uma solução mais concentrada. 
Divida esta solução em 3 tubos de ensaio. 
Tubo1 – identificação do Mg2+: sua presença deve ser confirmada pela reação com 
hidrogenofosfato de sódio, com a formação de um precipitado branco cristalino de 
MgNH4PO4.6H2O. 
HPO42- + OH- → H2O + PO43- 
Mg2+ + NH4+ + PO43- + 6 H2O → MgNH4PO4.6H2O(s) 
Tubo 2 – identificação do Na+: verifique o pH, se estiver alcalino, ajuste à pH 5 com uma 
ou duas gotas de ácido acético 6 molL-1 e siga o procedimento b) da reação com acetato 
de zinco e uranila de identificação do Na+ (pág. 14). 
Tubo 3 – identificação do K+: siga o procedimento c) da pág. 16. 
Lave o ppt 1, que deve conter os carbonatos de cálcio e bário, com água quente, 
centrifugue e despreze o sobrenadante. Ao ppt 1 adicione ácido acético 6 mol.L-1 às 
gotas até completa dissolução, sobr 2 (ver nota 3a). 
 
 
� Nota 3a 
A rigor o íon CO32- reage com íon H+ que provém da dissociação do ácido acético. O íon 
carbonato é um ânion de ácido fraco. Todo ânion de ácido fraco comporta-se como base 
e tem afinidade por H+ (da mesma forma que NH3). 
 
 
 
 
Exemplos de reações de 
neutralização 
Constantes de dissociação do 
ácido formado 
CO32- + H+ → HCO3- 
 Ka (HCO3-) = 4,6 x 10-7 
HCO3- + H+ → H2CO3 Ka (H2CO3) = 5,6 x 10-11 
Ac- + H+ → HAc Ka (HAc) = 1,8 x 10-5 
NO2- + H+ → HNO2 Ka (HNO2) = 5,1 x 10-4 
 
 29 
� Nota 3b 
Quando se adiciona ácido acético ao precipitado MCO3, este é solubilizado, ficando em 
solução os íons M2+ e Ac-. Posteriormente adiciona-se HAc para formar o tampão e 
manter o pH próximo de 5. 
 
MCO3 + HAc → HCO3- + Ac- + M2+ (M2+ = Ca2+ e Ba2+) 
HCO3- + H+ → H2CO3 ( CO2(g) + H2O) 
 
HAc + H2O Ac- + H3O+ ou 
HAc Ac- + H+ 
 
 
A seguir, junte ao sobr 2, 3 gotas de ácido acético 6 mol L-1 (ver nota 3b) e 5 gotas de 
dicromato de potássio 0,5 mol L-1 e agite a solução (ver nota 4). Aqueça em banho-maria, 
centrifugue e verifique se a precipitação foi completa. Após a precipitação quantitativa, 
centrifugue e separe o sobrenadante (sobr 3) por decantação. O precipitado amarelo 
formado (ppt 2) deve ser BaCrO4, enquanto que o sobr 3 deve conter os íons Ca2+ e 
excesso de Cr2O72-. 
 
� Nota 4 
Considerando-se o equilíbrio: 
Cr2O72- + H2O 2 HCrO4- 
HCrO4- CrO42- + H+ K (HCrO4-) = 3,3 x 10-2 
Pode-se observar aqui, mais uma vez, que a [CrO42-] será controlada pelo pH. 
Compare a solubilidade do BaCrO4, CaCrO4 e SrCrO4 (ver Tabela 3.1). 
 
Responda: Qual o problema na separação do Ba2+ como BaCrO4 de uma mistura de 
Ba2+, Ca2+ e Sr2+, se: i) a solução estiver muito ácida; ii) a solução estiver muito 
alcalina. 
 
 
 
Lave o ppt 2 de 2 a 3 vezes com água destilada, centrifugue e reserve o resíduo 
sobrenadante contendo dicromato para o tratamento do Cr(VI) na próxima etapa. 
Adicione ao ppt 2 de BaCrO4 2 a 3 gotas de ácido clorídrico concentrado e 
confirme a presença de Ba2+ pelo teste da chama, cuja coloração deverá ser verde - 
amarelada. Reserve e junte os resíduos contendo dicromato e BaCrO4 (ver nota 5). 
Ao líquido sobr 3 contendo Ca2+, adicione 3 gotas de oxalato de amônio 0,25 
mol.L-1, agite e deixe em repouso cerca de 2 minutos. A formação de um precipitado 
branco de CaC2O4, confirma a presença de cálcio. Centrifugue e separe o sobrenadante 
 30 
amarelo-alaranjado, sobr 4, que contém Cr2O72-, junte a este o resíduo contendo 
BaCrO4 que deve ser tratado conforme descrito no item 3.3 (ver nota 5). 
Ca2+ + C2O42- → CaC2O4(s) 
Lave o precipitado várias vezes com água destilada e despreze a água de lavagem. 
Adicione ao resíduo 2 a 3 gotas de ácido clorídrico concentrado e faça o teste e chama, 
cuja coloração vermelho-tijolo, confirma a presença de cálcio. 
 
� Nota 5 
O Cr(VI) pelo fato de ser cancerígeno deve ser reduzido a Cr (III) para que possa ser 
descartado ou reciclado. 
 
Esquema de Separação dos Grupos II e I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- 
 
 Na+, K+, Mg2+ 
Teste de Chama ** 
HCl 6 mol.L-1 
NH4OH + (NH4)2CO3 
Ba2+, Ca2+, Mg2+, Na+, K+ 
K2Cr2O7 
0,2 mol.L-1 
CaCO3; BaCO3 
HAc 6 mol.L-1 
Ba2+, Ca2+ 
 Reduzir o volume c/ ∆ 
Separar em 3 tubos 
NaZn(UO2)3(C2H3O2)9.9H2O 
MgNH4PO4.6H2O 
HCl 6 mol.L-1 
Na2HPO4 2 mol.L-1 
NH4OH 6 mol.L-1 
 
K3[Co(NO2)6](s) 
Pág.9 – 
Eliminar 
interferência do 
íon amônio 
NH4+ 
 
Teste de Chama * 
 * Adicionar 1 gt. HCl conc. e fazer o teste 
** Adicionar 1 gt. HCl conc. e fazer o teste com 
 vidro de cobalto 
*** Lavar o ppt, adicionar 1 gt. HCl conc. fazer 
o teste e juntar ao sobr 4 p/ tratamento Cr(VI) 
 
ppt 1 
sobr 1 
ppt 2 
sobr 2 
Sobrenadante 
contendo Cr2O72- 
(NH4)2C2O4 
0,25 mol.L-1 
CaC2O4 
Tratamento de Cr(VI) 
BaCrO4 
 Teste de 
Chama***
 
 
Ca2+, Cr2O72- sobr 3 
sobr 4 
 31 
 
3.3. Procedimento para tratamento da solução contendo Crômio VI 
Ao resíduo contendo BaCrO4 e Cr2O72- adicione ~20 gotas de ácido sulfúrico 
(H2SO4) concentrado para acidificar o meio (pH~2). Aqueça lentamente a solução com 
agitação, até formar o precipitado branco de BaSO4, centrifugue e separe o sobrenadante 
amarelo. 
BaCrO4 + 2 H+ + SO42- → 2 BaSO4 + Cr2O72- + H2O 
A seguir adicione 22 gotas de uma solução saturada de bissulfito de sódio 
(NaHSO3). Nesta etapa o sobrenadante apresenta variação de cor, passando de amarelo 
- alaranjado para verde. Adicione 45 gotas de hidróxido de sódio 3 mol.L-1. Evapore a 
solução quase à secura em um béquer de 25 mL. Depois, transfira quantitativamente a 
solução para um tubo de ensaio, usando algumas gotas de água (~10 gotas). 
O Cr(OH)3 possui caráter anfotérico e, com excesso de OH-, é solubilizado, 
formando o íon [Cr(OH)4]- (ou cromito, CrO2-). Ao aquecer a solução observa-se a 
precitpitação do Cr(OH)3 (verde-acinzentado), que deverá ser transferidopara um frasco. 
 
Cr(OH)3(s) + OH- [Cr(OH)4]- 
 
 [Cr(OH)4]- Cr(OH)3(s) + OH- 
 
Pode-se destacar a diferença entre o comportamento do [Cr(OH)4]- e [Al(OH)4]- 
(que será estudado no grupo III). O [Al(OH)4]- é mais estável, não ocorrendo a 
precipitação do Al(OH)3 correspondente por aquecimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Esquema para o tratamento do resíduo contendo Cr(VI). 
H2SO4 conc. e NaHSO3 
BaSO4 
Na2CO3 (sólido) 
Cr3+ 
Cr(OH)3 
Cr2O72- e BaCrO4 
 
 32 
 
Cr3+ + 3 OH- → Cr(OH)3(s) 
Cr(OH)3(s) + OH- [Cr(OH)4]- 
 
 
Responda no caderno: 
i) Escreva as equações iônicas para todas as etapas do tratamento do resíduo de 
Cr(VI). 
ii) Para reduzir o Cr2O72- a Cr3+ poderíamos usar ferro metálico (palha-de-aço) como 
redutor ao invés de bissulfito? Justifique sua resposta. Aponte as vantagens e 
desvantagens para cada um dos tratamentos. (Veja os potenciais redox) 
iii) Proponha um destino final para o Cr(OH)3 sólido recolhido. 
 
 
 
ANÁLISE DE Mg2+, Ca2+ e Ba2+ EM AMOSTRAS REAIS 
 
 
1) Identificação de íons magnésio (Mg2+) em Leite de Magnésia® 
Reação com monohidrogenofosfato de sódio 
Colocar 7 gotas do Leite de Magnésia® em um tubo de ensaio e, em seguida, adicione 
13 gotas de água. A seguir adicione HCl 6 mol L-1, gota a gota e sob agitação, até 
completa solubilização da amostra (solução transparente). Adicione 10 gotas de água 
destilada, 2 gotas de HCl 6 mol/L, 3 gotas de hidrogenofosfato de sódio 3 mol/L e, em 
seguida, NH4OH 6 mol/L até o meio ficar alcalino. Deverá ocorrer a formação de um 
precipitado branco cristalino que confirma a presença de íons Mg2+. 
 
Escrever a equação iônica da reação. 
 
 
2) Identificação de íons Ca2+ em giz (teste de chama) 
 
Macerar um pedaço de giz. Adicionar 2 gotas de HCl conc. Fazer o teste de chama. 
 
3) Identificação de íons Ba2+ em Leite de Colônia® (teste de chama) 
 
 33 
Transferir 20 a 30 gotas de Leite de Colônia® para um tubo de ensaio (agitar bem o frasco 
antes). Centrifugar e descartar o sobrenadante. Lavar o precipitado de 3 a 4 vezes com 
água destilada. Adicionar 2 gotas de HCl conc. ao sólido e fazer o teste de chama. 
 
EXERCÍCIOS 
1) Na separação dos cátions do grupo II, com solução de carbonato de amônio, qual é a 
função do cloreto de amônio? 
2) Na separação de íons Ba2+ de íons Sr2+, explicar: 
a) Por que é necessária uma solução ácida? 
b) Qual a função do acetato de sódio? 
c) Por que deve ser evitada uma alta concentração de H+? 
 
3) Se Sr2+ estivesse presente na amostra em que foi analisado o grupo II, como deveria 
ser sua separação dos demais cátions e sua identificação? 
 
4) No processo de separação dos cátions do grupo II, qual será o resultado se íons Mg2+ 
não forem completamente removidos antes da precipitação dos íons Ca2+? 
 
5) Que reagente ou combinação de reagentes poderia ser usado para separar em um 
único passo os componentes de cada par: 
a) Ba2+ e Ca2+ c) Sr2+ e Mg2+ 
b) Sr2+ e Ba2+ d) Sr2+ e Ca2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 34 
CAPÍTULO 4 
 
GRUPO III: Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+ 
 
Os íons do grupo III são: Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+. Os íons 
deste grupo em geral são coloridos e formam uma grande variedade de íons complexos. 
Formam sulfetos e hidróxidos insolúveis em meio alcalino. 
O crômio, manganês, ferro, cobalto e níquel são elementos de transição. O zinco e 
o alumínio não são metais de transição, mas o íon Al3+ tem muitas propriedades similares 
às dos íons Cr3+ e Fe3+, o que pode ser explicado pelo fato destes íons terem a mesma 
carga e raios aproximadamente iguais. Os hidróxidos de zinco, crômio e alumínio são 
anfóteros (ver nota 1). 
� Nota 1: 
Cr(OH)3 e Al(OH)3 começam a precipitar em pH 5 e 4, respectivamente. Desta forma o 
Al2(SO4)3,(este sulfato é solúvel em água) por exemplo, pode ser usado para limpar 
água de piscina. Os íons alumínio sofrem hidrólise em água: Al3+ + 3 H2O 
Al(OH)3(s) + 3H+. A floculação que se observa é devido à formação de Al(OH)3 que 
sedimenta arrastando a sujeira. O íon Cr3+ também sofre hidrólise. Excesso de base 
forte dissolve estes hidróxidos devido ao caráter anfótero destes, assim, o Al(OH)3 
dissolve em pH 11 ([OH-] = 1 x 10-3 mol.L-1) e Cr(OH)3 dissolve em pH muito mais 
alcalino, 13 ([OH-] = 0,1 mol L-1) formando [Al(OH)4]- e [Cr(OH)4]- respectivamente. O 
[Cr(OH)4]- é menos estável que o [Al(OH)4]- e, quando se aquece a solução contendo 
ambos, reprecipita apenas o Cr(OH)3 (verde-acinzentado - ver tratamento do resíduo, 
íon dicromato à pág. 32). 
 
Destaca-se aqui o caráter anfótero do precipitado branco gelatinoso de Al(OH)3, 
que se dissolve tanto em excesso de base forte como em meio de H+. 
 
Al(OH)3(s) + OH- [Al(OH)4]- 
Al(OH)3(s) + 3 H+ → Al3+ + 3 H2O 
 
O sulfeto é o agente precipitante deste grupo. Todos os cátions deste grupo 
precipitam como sulfeto, exceto Al3+ e Cr3+ que precipitam como Al(OH)3 e Cr(OH)3. A 
tioacetamida será utilizada como fonte de sulfeto (ver nota 2). As reações de hidrólise da 
tioacetamida para gerar o íon S2- são: 
meio ácido: CH3CSNH2 + H+ + 2 H2O CH3COOH + NH4+ + H2S 
meio básico: CH3CSNH2 + 3 OH- CH3COO- + NH3 + S2- + H2O 
 
� Nota 2: 
 35 
Utilizava-se neste caso o sulfeto de amônio, (NH4)2S (meio alcalino) ou H2S (meio ácido) 
que apresentavam o inconveniente de serem muito tóxicos e de odor desagradável. A alta 
concentração de sulfetos nestes casos levava à formação de partículas coloidais de difícil 
separação. Usaremos a tioacetamida que, por hidrólise, gera sulfeto lentamente, 
favorecendo a formação de partículas maiores e facilitando a separação. Esta técnica de 
precipitação em que o agente precipitante é gerado lentamente na solução é conhecida 
como precipitação em meio homogêneo. 
 
O reagente de grupo dos cátions do grupo III e IV é o mesmo (S2-), o que muda é 
a condição de reação (pH). 
Grupo Substâncias Kps 
Grupo II Mg(OH)2 5,9 x 10
-12
 
Fe(OH)3 1,5 x 10-36 
Al(OH)3 2,0 x 10-32 
Cr(OH)3 6,7 x 10-31 
Mn(OH)2 4 x 10-14 
MnS 1,4 x 10-15 
NiS 3,2 x 10-19 
CoS 4,0 x 10-21 
 
 
 
 
Grupo III 
ZnS 4,5 x 10-24 
SnS 1,0 x 10-25 
SnS2 < 10-60 
Sb2S3 5,0 x 10-51 
As2S3 2,1 x 10-21 
Bi2S3 1,6 x 10-72 
CdS 8,0 x 10-27 
CuS 6,3 x 10-36 
 
 
 
 
Grupo IV 
HgS 1,6 x 10-52 
Os sulfetos dos cátions do grupo III precipitam em meio básico e os sulfetos dos 
cátions do grupo IV precipitam em meio ácido e meio básico. 
H2S HS- + S2- 
HS- H+ + S2- 
 
Para assegurar uma separação adequada dos cátions do grupo III quando se faz 
uma análise de uma amostra desconhecida, deve-se evitar a precipitação de cátions do 
 36 
grupo II (Mg2+, Ca2+, Ba2+ e Sr2+). Destes íons, somente o Mg2+ pode precipitar como 
hidróxido em presença de NH4OH. Para impedir a precipitação do Mg2+ com os cátions do 
grupo III, utiliza-se uma alta concentração de íons NH4+, que devido ao efeito do íon 
comum, reduz a concentração de íons OH- de forma a assegurar que o Kps do Mg(OH)2 
não seja atingido. 
 
4.1 – REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO III 
Atenção: Complete as reações abaixo a) e b) antes da aula, consultando o livro-
texto recomendado no programa: Baccan, et al., Introdução à Semimicroanálise 
Qualitativa. 
As separações dos cátions deste grupo se baseiam nas reações a seguir: 
a) Reação com NaOH 
Colocar em cada um dos tubos de ensaio duas gotas de M(NO3)2 ou MCl2, (M2+ = Mn2+, 
Ni2+, Zn2+) e de M(NO3)3 ou MCl3, (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2 mol L-1, uma gota de 
NaOH (dilua em um tubo de ensaio, 2 gotas de NaOH 4 mol L-1 + 18 gotasde água). 
Observar e anotar as cores dos precipitados formados e escrever as reações no 
caderno: 
• Cr3+ + 3 OH- 
• Al3+ + 3 OH- 
• Fe3+ + 3 OH- 
• Mn2+ + 2 OH- * 
• Ni2+ + 2 OH- 
• Zn2+ + 2 OH- 
Continuar adicionando gota a gota a solução de NaOH diluída aos precipitados 
formados e observar a cada adição os casos em que há dissolução dos mesmos, na 
presença de excesso de reagente. Escrever a equação das reações quando houver 
dissolução. 
 *Neste caso ocorre escurecimento do precipitado. Pesquise e escreva a equação 
da reação que ocorreu. 
b) Reação com NH3 
 Colocar em cada um dos tubos de ensaio duas gotas de M(NO3)2, (M2+ = Mn2+, Ni2+ 
e Zn2+) e de M(NO3)3, (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2 mol L-1. Juntar cinco gotas de NH4OH 
0,5 mol L-1. Observar e anotar as cores dos precipitados formados: 
• Cr3+ + NH3 
• Al3+ + NH3 
 37 
• Fe3+ + NH3 
• Mn2+ + NH3 
• Ni2+ + NH3 
• Zn2+ + NH3 
 Continuar adicionando NH3 conc. aos precipitados formados e observar os casos 
em que há dissolução dos mesmos, na presença de excesso de reagente. 
Escreva as reações no caderno 
 
c) Reação com Tioacetamida 
 Esta reação é feita em meio amoniacal e em presença de NH4Cl. Colocar em cada 
um dos tubos de ensaio duas gotas de M(NO3)2, (M2+ = Mn2+, Ni2+ e Zn2+) e de 
M(NO3)3, (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2 mol L-1, cinco gotas de NH4Cl 4 mol L-1 e adicionar 
NH3 6 mol L-1 às gotas até o meio ficar ligeiramente alcalino e juntar uma gota em 
excesso. Adicionar 3 a 5 gotas de solução de tioacetamida e aquecer em banho maria 
por 10 a 20 minutos. 
Responda no caderno: Quais precipitados serão formados? Qual a cor de cada 
sulfeto? 
 
4.2 - SEPARAÇÃO E ANÁLISE DOS CÁTIONS DO GRUPO III 
Coloque em um tubo de ensaio aproximadamente 5 gotas de cada uma das 
soluções 0,2 mol.L-1 de nitratos ou cloretos de cátions desse grupo (Fe3+, Ni2+, Zn2+, Mn2+ 
e Al3+), adicione 10 gotas de HCl 6 mol.L-1 e em seguida NH3 6 mol.L-1, gota a gota e 
com agitação, até o meio ficar básico (verifique com papel de tornassol, pH ~9) *. 
Coloque 10 gotas de NH3 6 mol.L-1 em excesso (ver nota 3). Aqueça com cuidado 
durante 1 minuto em banho-maria, centrifugue e retire o sobrenadante 1 (sobr. 1), 
colocando-o em outro tubo de ensaio. Caso o sobr. 1 esteja turvo, coloidal aquecer em 
banho-maria, agitar até que o sobr. 1 se apresente límpido, este deverá conter os íons 
complexos [Ni(NH3)6]2+ e [Zn(NH3)4]2+ e o cátion Mn2+. 
*Na amostra desconhecida, estarão presentes nesta solução cátions do grupo II e 
nesta condição Mg2+ não precipita. 
 
Escreva as reações envolvidas nesta etapa: 
- Na formação do tampão pH 9; e na separação. 
 
� Nota 3: 
 
1 - Reação de formação do tampão: 
H+ + NH3 → NH4+ 
 38 
 O ácido deve ser neutralizado com amônia até pH 9, e então acrescenta-se o excesso 
de amônia e desta forma temos o par base fraca (NH3) e ácido fraco (NH4+). 
 
2 - Discutir o funcionamento do tampão: 
Porque o pH do tampão não varia significativamente quando se adiciona ao sistema um 
ácido forte ou uma base forte? 
NH3 + H2O NH4+ + OH- 
Ao adicionar H+ têm-se uma alta concentração de base fraca (NH3) para neutralizá-lo, 
desta forma [H+] varia muito pouco e o pH não abaixa significativamente. 
Se por outro lado adiciona-se OH-, têm-se uma alta concentração de ácido fraco (NH4+) 
para neutralizá-lo, desta forma [OH-] varia muito pouco e o pH não aumenta 
significativamente. 
 
 
O precipitado 1 (ppt. 1) contendo Al(OH)3 e Fe(OH)3 (poderá conter também 
MnO(OH)2/MnO2 - ver nota 4) deve ser lavado duas vezes com NH4Cl 2 mol.L-1. 
 
� Nota 4: 
 
Mn(II) pode ser oxidado a Mn(IV) pelo oxigênio do ar e precipitar juntamente com 
Al3+ e Fe3+ na forma de MnO(OH)2. 
Mn2+ + 2 OH- → Mn(OH)2(s) 
Mn(OH)2(s) + O2 + H2O → MnO(OH)2(s) + 2 OH- 
 
a) Precipitado 1 
 Adicione ao ppt.1 1 mL de NaOH 4 mol.L-1 (~20 gotas) e agite bem (ver nota 1). 
Centrifugue e transfira o líquido sobrenadante para outro tubo de ensaio. O precipitado 
deve conter Fe(OH)3 (e talvez MnO(OH)2/MnO2). O líquido sobrenadante (sobr.2) deve 
conter [Al(OH)4]-. 
 
a.1) Identificação do íon Al3+ 
Adicione HCl 1 mol.L-1 gota a gota ao sobr.2 contendo [Al(OH)4]-, e observe a 
formação do precipitado branco de Al(OH)3. Este precipitado é gelatinoso, de partículas 
muito pequenas, portanto em suspensão. Para visualizá-lo, a solução deve ser 
centrifugada nesta etapa. Prossiga a adição do HCl até o meio ficar ácido (use papel de 
tornassol) e observe a dissolução do Al(OH)3. Em seguida adicione algumas gotas de NH3 
6 mol.L-1 até o meio ficar alcalino. Agitar bem e aquecer com cuidado. A reprecipitação do 
Al(OH)3 confirma a presença de Al3+, centrifugue novamente para visualizar o precipitado. 
 39 
Escreva no caderno as reações para cada uma das etapas acima. 
 
Lave o precipitado ppt. 2 duas vezes com água destilada quente, despreze o 
sobrenadante, e divida-o em duas partes: ppt. 2a e ppt. 2b. 
 
 
a.2) Identificação do íon Fe3+ 
Adicione ao ppt. 2a cerca de 3 gotas de HCl 6 mol.L-1 e junte 2 gotas de solução 
NH4SCN 1 mol.L-1. 
Fe3+ + 6 SCN- [Fe(SCN)6]3- 
O aparecimento de uma coloração vermelha, característica do complexo Fe(SCN)63-, 
indica a presença de ferro. 
 
a.3) Identificação do íon manganês como MnO(OH)2 
Adicione ao ppt. 2b algumas gotas de água (~5 gotas) e cerca de 3 gotas de 
H2SO4 concentrado. Em seguida adicione uma ponta de espátula de periodato de 
potássio (KIO4) e ferva a solução diretamente na chama. A formação de uma solução 
violeta de íons permanganato (MnO4-) indica a presença de Mn2+. 
2 MnO(OH)2 + 4 H+ → 2 Mn2+ + O2 + 4 H2O 
2 Mn2+ + 5 IO4- + 3 H2O → 2 MnO4- + 5 IO3- + 6 H+ 
 
b) Sobrenadante 1 
Aqueça cuidadosamente o sobr.1, que contém [Zn(NH3)4]2+, [Ni(NH3)6]2+ e Mn2+, e 
adicione aproximadamente 30 gotas de uma solução de tioacetamida com agitação. 
Aqueça novamente em banho-maria durante 20 minutos. Centrifugue e separe o 
sobrenadante 3 (sobr.3) do precipitado 3 (ppt. 3) que contém ZnS, NiS e MnS. Verifique 
se a precipitação foi quantitativa, adicionando ao líquido sobrenadante 3 gotas de solução 
de tioacetamida. Se houver turvação, junte novamente o sobr.3 ao ppt. 3, adicione mais 
20 gotas de tioacetamida, aqueça novamente durante 20 minutos e separe o sobr.3 do 
precipitado. Repita o processo até se obter uma precipitação quantitativa. Em análise de 
amostra desconhecida no sobr.3 podem estar presente cátions dos grupos I e II. Neste 
caso, transfira o sobr.3 para uma cápsula de porcelana*. No caso da análise não incluir 
 
* Lembrar neste caso que o excesso de tioacetamida deverá ser destruído adequadamente para 
prosseguir as análises dos Grupos I e II (ver nota 5). 
 40 
cátions dos grupos I e II, o líquido sobrenadante pode ser desprezado (em frasco 
adequado**). Lave o ppt. 3 duas vezes com solução de NH4Cl 2 mol.L-1. 
 
c) Precipitado 3 
Adicione 1 mL de HCl 1 mol.L-1 ao ppt.3, agite bem e deixe em repouso por 5 
minutos. Centrifugue e transfira o líquido sobrenadante 4 (sobr. 4) que deve conter Mn2+ 
e Zn2+, para outro tubo. O precipitado 4 (ppt.4) que contém NiS será tratado a seguir. 
 
Consulte o esquema de separação do grupo III (Baccan p.155) e diga qual(is) sulfeto(s) 
(MnS, NiS, CoS, ZnS) solubilizam em meio de ácido clorídrico. 
 Escreva as reações no caderno. 
 
 
� Nota 5: 
Destruição da tioacetamida 
 Antes de iniciar a análise dos cátions dos grupos I e II, o excesso de tioacetamida 
deverá ser destruído. Para isso, coloque a solução em uma cápsula de porcelana, 
adicione 1 mL de HCl concentrado e ferva a solução até que o volume seja reduzido à 
metade do inicial. Este processo ocasionará a hidrólise datioacetamida, levando à 
formação de H2S, que pode ser testado por meio de uma tira de papel umedecida com um 
sal de cádmio (II), que adquire uma coloração amarela característica do CdS. 
CH3CSNH2 + H+ + 2 H2O CH3COOH + NH4+ + H2S 
Após a eliminação completa da tioacetamida (até o papel umedecido com Cd2+ não mais 
apresentar coloração amarela), leve a solução à secura para eliminar o excesso de HCl. 
Adicione algumas gotas de água para transferir o conteúdo da cápsula para o tubo de 
ensaio. Repita esse procedimento para garantir uma transferência quantitativa. Continue o 
procedimento como indicado na apostila para precipitação dos cátions do grupo II. 
 
c.1) Identificação do íon Ni2+ 
Transfira o ppt.3 para uma cápsula de porcelana, junte algumas gotas de HNO3 
concentrado e aqueça em chama direta (CUIDADO), dentro da capela, até a dissolução 
do precipitado. 
O NiS é insolúvel em HCl, porém dissolve-se em HNO3 concentrado, à quente. 
NiS + 2 NO3- + 4 H+ Ni2+ + 2 NO2(g) + 2 H2O + S 
Adicione à solução, com agitação, NH3 6 mol.L-1 até o meio ficar básico e, em 
seguida, adicione algumas gotas de solução de dimetilglioxima. A formação de um 
precipitado vermelho indica a presença de Ni2+. 
 
**
 Deverá ser reservado para ser utilizado posteriormente em inertizações de metais pesados. 
 41 
N OHCCH3
C N OHCH3
NCCH3
NCCH3
O
O
H
O
O
N C CH3
CH3CN
H
Ni + 2 H
+2 + Ni2+
H2DMG Ni(HDMG)2
 
 
Que pode ser escrito abreviadamente como: 
 2 H2DMG + Ni2+ Ni(HDMG)2(s) + 2 H+ 
 
d) Sobrenadante 4 
 
Transfira o sobr.4 para uma cápsula de porcelana, adicione aproximadamente 5 gotas 
de HNO3 ou H2SO4 concentrado e leve à secura, para eliminar completamente S2- 
como H2S. A seguir, resfrie o tubo e adicione cerca de 20 gotas de NaOH 4 mol . L-1 
(deve haver excesso de NaOH). Centrifugue e transfira o sobrenadante (sobr. 5) para 
outro tubo de ensaio. 
d.1) Identificação do íon Mn2+ 
O precipitado (ppt 4) deve conter Mn(OH)2. Lave este precipitado até prova negativa 
para Cl- no sobrenadante da lavagem (transfira 1 gota do sobrenadante para um tubo 
de ensaio e adicione 1 gota de AgNO3 0,2 mol.L-1. A formação de um precipitado 
branco de AgCl indica a presença do íon Cl-). Adicione ao ppt 4 cerca de 3 gotas de 
H2SO4 concentrado e, em seguida, uma ponta de espátula de periodato de potássio 
(KIO4) e ferva a solução diretamente na chama. A formação de uma solução violeta de 
íons permanganato (MnO4-) indica a presença de Mn2+ (ver Nota 6). Caso ocorra a 
formação de um sólido marrom (MnO2), dilua a solução com água e repita o teste 
adicionando o H2SO4 e KIO4. 
2 Mn2+ + 5 IO4- + 3 H2O → 2 MnO4- + 5 IO3- + 6 H+ 
Responda: 
i) Por que é necessário eliminar os íons cloreto e sulfeto-? 
 42 
ii) Porque se utiliza um meio fortemente ácido nesse teste? 
 
� Nota 6: 
O íon MnO4- formado deve ser inertizado devido ao fato de ser um oxidante forte. 
Usaremos íons oxalato em meio ácido: 
2 MnO4- + 5 C2O42- + 16 H+ → 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O 
KMnO4 é reagente para determinação volumétrica do cálcio. A Padronização é feita 
usando como padrão o Na2C2O4. Para determinar quantitativamente o íon Ca2+, este é 
precipitado como CaC2O4, é lavado, dissolvido com HCl e titulado com MnO4-. 
d.2) Identificação do íon Zn2+ 
 Divida o sobr. 5 em dois tubos. 
 A um dos tubos adicione 10 gotas de tioacetamida e aqueça-o em banho-maria. A 
formação de um precipitado branco (ZnS) indica a presença de íons Zn2+. 
 Ao outro tubo adicione 2-3 gotas de solução 0,2 mol.L-1 de K4[Fe(CN)6], com 
agitação. Um precipitado de cor branca, K2Zn3[Fe(CN)6]2, confirma a presença de íons 
Zn2+ (se Fe3+ estiver presente forma um precipitado azul). 
 
Escrever as equações das reações no caderno. 
 43 
 
Fe3+, Al3+, Mn2+, Ni2+
HCl 6M + NH3 6M (até meio básico pH ~9) excesso de 
NH3 6M 
Al(OH)3, Fe(OH)3 ppt. 1 Ni(NH3)62+ Mn2+ (sobr. 1)
Fe(SCN)63-
1 = HCl 6M
NH4SCN 1M
Al(OH)3 
HCl 6M
NH3 6M
Fe(OH)3
(ppt.2)*
Al(OH)4-
NaOH 4M
NiS, MnS, ZnS (ppt. 3) Grupos I e II
CH3CSNH2
NiS (ppt. 4) Mn2+ (sobr. 2)
HCl 1M (na capela)
Ni2+
HNO3 16M �
Ni(DMG)2
NH3 6M
DGM
MnO2 
MnO(OH)2
� O ppt 2 deverá ser 
dividido em duas partes.
2 = H2SO4 conc.
KIO4 e �
MnO4-
NiS (ppt. 4) Zn2+, Mn2+ (sobr. 4)
HCl 1M (na capela)
MnO4-
H2SO4 KIO4
NaOH 4 M
Mn(OH)2 (ppt 5) Zn(OH)42- sobr.5)
1
2
1 = CH3CSNH2 2 = K4[Fe(CN)6
ZnS
K2Zn3[Fe(CN)6]2
÷ 2∆
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
1- Por que a precipitação dos sulfetos dos íons do grupo III é feita em meio básico? 
2- Consulte o esquema de separação do grupo III (Fe3+, Cr3+, Al3+, Mn2+, Ni2+, Co2+, Zn2+) 
da referência [1] do Programa da Disciplina (Baccan, p. 155) e diga quais os 
compostos são separados como hidróxidos e quais ficam no sobrenadante. 
3- Que propriedades dos hidróxidos de Al(III), Fe(III) e Cr(III) são utilizadas para separá-
los entre si? (veja Baccan, p. 151 e 155). 
4- Qual a diferença entre [Al(OH)4]- e [Cr(OH)4]- ? 
5- Indicar um procedimento que permita separar e identificar os cátions Fe3+, Co2+ e Ni2+. 
Escrever as equações químicas envolvidas. 
6- Uma liga metálica constituída de Fe, Ni, Zn e Cr necessita ser analisada. Propor um 
procedimento para a análise qualitativa completa desta liga. 
 44 
7- Uma solução contendo cátions do grupo III apresentou um precipitado quando tratada 
com NH4+/NH4Cl. Nenhuma variação foi observada quando tratou-se o sobrenadante 
com tioacetamida. O precipitado depois de lavado, foi dissolvido em NaOH/H2O2 
dando uma solução incolor. Quais íons estão presentes, ausentes ou indeterminados? 
8- Explicar por que o NH4Cl impede a precipitação de Mg(OH)2 junto com os cátions do 
grupo III, usando os princípios do produto de solubilidade e do efeito do íon comum. 
9- Como podem ser identificados os seguintes cátions do grupo III, empregando somente 
reações químicas: 
 a) Co2+ em Co(NO3)2; 
 b) Cr3+ em CrCl3; 
 c) Fe3+ em Fe(OH)3; 
e) Ni2+ em NiS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 45 
CAPÍTULO 5 
 
ÂNIONS 
 
Em Química Analítica Qualitativa, os ânions não são subdivididos em grupos como os 
cátions. Testes preliminares da amostra como: cor, solubilidade em água e em ácidos, pH 
da solução, podem indicar a presença de determinados íons. Informações adicionais podem 
ser obtidas sob tratamento com ácido sulfúrico concentrado, como veremos abaixo. Uma 
avaliação criteriosa da solubilidade, por exemplo, pode levar a algumas conclusões. Assim, 
se for confirmada a presença de íons Ba2+ pela análise dos cátions e se observar que a 
amostra é solúvel em água, então o íon SO42- não estará presente. 
 Se a amostra contém um grande número de cátions e ânions, pares de íons poderão 
formar sais insolúveis e será menos provável que o sólido seja solúvel em água ou até 
mesmo em ácidos. Por exemplo: os cátions Ca2+ e Ba2+ e o ânion CO32- nunca serão 
encontrados juntos em água, pois ocorreria a precipitação dos respectivos sais CaCO3 e 
BaCO3; Ni2+ e Co2+ não poderão coexistir com o S2- numa solução de ácido clorídrico, 
precipitaria CoS e NiS. 
Muitos ânions coexistem numa solução alcalina. No entanto, sob tratamento ácido, 
íons como o S2- e CO32- por exemplo, são removidos produzindo H2S e CO2, 
respectivamente. 
 
5.1 - TESTES PRELIMINARES PARA ÂNIONS 
 
Estes testes preliminares algumas vezes são suficientes para confirmar ou eliminar 
a presença de alguns ânions. Testes específicos descritos mais adiante deverão ser feitos