ANÁLISE QUALITATIVA DOS CÁTIONS DO GRUPOS I, II, III E V E ÂNIONS.

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Ministério da Educação 
Universidade Tecnológica Federal do Paraná 
Campus Medianeira 
Diretoria de Graduação 
 
 
 
 
 
 
 
ANÁLISE QUALITATIVA DOS CÁTIONS DOS GRUPOS I, II, III E V E 
ÂNIONS. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professor: Alex Sanches Torquato. 
Acadêmicos: 
Eduarda Aguita Severo RA:1867288 
Maria Luiza RA:1927574 
Thiago de Melo Barros RA:1431340 
 
 
 
 
Medianeira, 15 de setembro de 2017. 
 
 
1.OBJETIVO 
 
Identificação de espécies químicas (cátions e ânions) através de procedimentos de teste, que 
tem por consequência alterar as propriedades da espécie, tais mudanças devem ser facilmente 
observadas e devem corresponder com o que esperamos teoricamente da substância, dada sua 
constituição. 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
A análise qualitativa é a parte de química analítica que se preocupa com a identificação dos 
constituintes de uma amostra, que pode ser de natureza mineral, vegetal ou animal. O procedimento 
para a identificação de uma espécie química consiste em provocar, na mesma, uma variação em 
suas propriedades, que possa ser facilmente observada e que corresponda com a constituição da dita 
substância. O agente que promove a variação chama-se de reagente, pois reage quimicamente com o 
produto que se deseja reconhecer. 
O teste da chama é um procedimento usado na química para identificar a presença de alguns 
íons metálicos, baseado no espectro de emissão característico de cada elemento. 
É baseado no fato de que quando certa quantidade de energia (no caso da chama, energia em 
forma de calor) é fornecida a determinado elemento químico os elétrons da última camada dos seus 
átomos saltam para um nível de energia mais elevado e quando estão no estado excitado eles 
retornam para o estado fundamental liberando energia na forma de luz com um comprimento de 
onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para 
cada elemento. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, emite uma 
quantidade de energia, igual àquela absorvida. Assim, a luz de um comprimento de onda particular 
ou cor, é utilizada para identificar o elemento. 
Apenas alguns elementos liberam radiação com comprimento de onda na faixa da luz visível, 
e o olho humano é capaz de identificar as cores emitidas por esses elementos. Dessa forma é 
possível identificar alguns elementos através das cores emitidas por eles quando aquecidos numa 
chama. 
A análise qualitativa das substâncias inorgânicas trata da determinação dos cátions e ânions 
presentes nas substâncias e suas misturas, quando em soluções aquosas. Na análise inorgânica 
qualitativa, os cátions são inicialmente separados precipitando-os da solução em grupos. Esta 
 
 
separação é baseada nas diferenças de solubilidade apresentadas pelos compostos formados com 
reagentes adequados. 
Através de análises qualitativas, os cátions foram classificados em cinco grupos, tendo como 
consideração suas particularidades em reação a determinados reagentes. 
As técnicas utilizadas para identificação de cada cátion baseiam-se, principalmente, na 
formação de precipitado em forma de hidróxidos e sulfetos. 
Nos resultados procuraremos demonstrar se houve a precipitação de tal composto ou se 
indicou a presença de tal cátion, através da precipitação da formação da cor na reação da substancia. 
Os ânions, íons de carga negativa, são frequentemente encontrados em ligação iônica com 
metais. Os métodos de análises qualitativas de ânions não são tão sistemáticos quanto às análises de 
cátions. Deve, entretanto, ser mencionado que é possível separar os ânions em grupos principais, 
dependendo das solubilidades dos seus sais. As reações já são diretamente as específicas, o que 
torna o processo mais suscetível a interferências, tendo em vista que podem ocorrer outras reações 
junto com aquelas almejadas. 
Os ânions, ao contrário dos cátions, não são divididos em grupos sistemáticos. As reações dos 
ânions são diretamente específicas, o que torna o processo melhor a interferências, tendo em vista 
que podem ocorrer outras reações como àquelas que queiram atingir. 
Os ânions são classificados em classe A e B, as quais ainda recebem duas subdivisões, I e II. 
A classe A é composta por produtos voláteis obtidos em meio ácido. Já a classe B diz respeito às 
reações de precipitação e de redox. 
 Não existe realmente um esquema que permita a separação dos ânions comuns em grupos 
principais, em cada grupo de seus componentes independentes. Eles podem ser separados de acordo 
com as solubilidades dos seus sais. Sabe-se ainda, que alguns ânions podem pertencer a mais de 
uma das subdivisões, já que não se têm bases teóricas. 
 
Cátions dos grupos I, II, III e V 
 Os cátions dos metais alcalinos são os maiores do grupo 1, da tabela periódica dos 
elementos, pois possuem carga pequena e a estrutura eletrônica de gás nobre. Logo possuem uma 
fraca atração por ânions e moléculas. A maioria de seus sais é solúvel em água e raramente formam 
complexos. O íon amônio, está neste grupo analítico por possuir propriedades químicas semelhantes 
aos demais. Os cátions desse grupo recebem o nome de alcalinos, porque reagem muito facilmente 
com a água e quando isso ocorre, formam hidróxidos (substâncias básicas ou alcalinas), liberando 
hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos. São metais 
 
 
(com exceção do amônio) de baixa densidade, coloridos e moles. Altamente eletropositivos e 
reativos. A eletropositividade e a reatividade destes elementos tende a crescer, no grupo, de cima 
para baixo se visto do ponto de vista termodinâmico (liberação de energia), pois quanto menor, 
mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais rápido. Apresentam um único 
elétron nos seus níveis de energia mais externos (no subnível s), tendendo a perde-lo. 
Os cátions dos metais alcalinos terrosos são os segundos maiores do grupo 2, da tabela 
periódica dos elementos, pois possuem carga pequena. Logo possui uma não tão fraca atração por 
ânions e moléculas. A maioria de seus sais é solúvel em água, raramente formam complexos. 
Os metais alcalinos terrosos são altamente eletropositivos e reativos. A eletropositividade e a 
reatividade destes elementos tende a crescer, no grupo, de cima para baixo se visto do ponto de 
vista termodinâmico (liberação de energia), pois quanto menor, mais o elemento se hidrata, 
oxidando mais rápido e reagindo mais rápido. 
Os cátions do grupo 2 não reagem nem com ácido clorídrico, sulfeto de hidrogênio e de 
amônio, mas o carbonato de amônio (na presença de quantidades moderadas de amônia ou íons 
amônio) forma precipitado de cor branca. Os precipitados brancos formados com o reagente do 
grupo são: carbonato de bário BaCO3, carbonato de estrôncio (SrCO3) e carbonato de cálcio 
(CaCO3) (FADIGAS, 2008). 
Os cátions do grupo 3 são divididos em dois subgrupos: o subgrupo A e subgrupo B. Os 
cátions do subgrupo A não precipitam nem com o ácido clorídrico, nem com o gás sulfídrico em 
meio ácido. Contudo, formam precipitados de hidróxidos ou sulfetos quando tratados com 
hidróxido de amônia, cloreto de amônia e sulfeto de amônia. O subgrupo B, conhecido como 
subgrupo do ferro, são formados pelos seguintes cátions: ferro, cromo e o alumínio. Os cátions 
deste subgrupo se precipitam sob a forma de hidróxidos quando tratados pelo hidróxido de amônia. 
O Grupo III é também chamado de grupo do sulfeto de amônio, porque os íons desses metais se 
precipitam como sulfetos ou hidróxidos em uma solução tamponada com NH4OH/NH4Cl, 
contendo (NH4)2S. Como cromo, manganês, ferro, cobalto eníquel são metais de transição seus 
íons são coloridos e apresentam grande tendência de formar complexos. O Al+3 mesmo sendo um 
metal representativo possui características semelhantes ao Cr+3 e Fe+3. A adição de NH4Cl tem a 
função de impedir a precipitação dos metais do Grupo IV, porque impede o aumento da 
concentração dos íons OH-. 
Composto pelos cátions Ag+, Hg2
2+e Pb2+, o grupo V também conhecido como grupo da prata 
ou grupo do cloreto insolúvel – recebe esta nomenclatura pelo fato de, para sua detecção, a solução 
precisa ser reagida com HCl diluído e em excesso, para que ocorra a precipitação de tais cátions na 
forma de cloretos. A escolha do HCl como agente precipitante deve-se ao fato de tal reagente não 
 
 
introduzir novos cátions à solução. Cátions de Cu(l), Au(l) e Tl(l) também formam cloretos insolúveis, 
podendo, portanto, serem incluídos neste grupo, porém não são tão comumente encontrados. 
A solubilidade dos cloretos de prata e mercúrio é baixa, precipitando facilmente com a adição 
de um pequeno excesso de HCl. Já o chumbo é razoavelmente solúvel, por isso, só precipita se a 
concentração de cátions Pb2+ for elevada, podendo assim ser também incluído no grupo II, já que a 
maior parte é precipitada depois, na forma de sulfeto de chumbo (PbS). O excesso de ácido assegura 
a diminuição da solubilidade dos sais formados, através do efeito do íon comum. 
Efeito do íon comum: para diminuir a solubilidade de um sal se agrega a um dos íons, porque, 
ao aumentar a concentração de um, para manter o KPS constante a uma dada temperatura, é 
necessário que a concentração do outro diminua. 
 
Análise de ânions. 
Os ânions não apresentam métodos tão sistemáticos quanto aqueles observados no grupo dos 
cátions. Entretanto, é possível separá-los de acordo com certas características, como por exemplo, a 
liberação de gás frente à adição de ácido clorídrico diluído (HCl) ou ácido sulfúrico concentrado 
(H2SO4), formação de precipitado. Pode-se classificar os ânions em quatro grupos principais: os 
voláteis, os do grupo da prata (Ag+), do grupo do bário e cálcio (Ba2+ e Ca2+) e os solúveis. A 
sistemática da análise destes ânions segue exatamente a respectiva ordem anterior, porém de modo 
menos rígido que nos cátions, já que neste caso, há ânions que pertencem a mais de um grupo. Uma 
importante etapa que deve ser conduzida logo no início da análise, é a verificação do caráter redox 
do ânion em questão. Este processo é feito através da reação com determinados cátions e de acordo 
com a sua solubilidade em meio aquoso. 
 
 
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
Cátions do grupo I 
Materiais utilizados
 
Teste da chama 
 Bico de Bunsen; 
 Fios metálicos; 
 Amostra contendo sódio; 
 Amostra contendo potássio. 
 Reação com base forte 
 02 pipetas graduadas; 
 Cloreto de amônio (0,2 mol/L); 
 Solução de hidróxido de sódio 
(4 mol/L); 
 2 vidros de relógio; 
 
 
 Papel filtro com fenolftaleína.
 
Procedimento experimental: 
 
Primeiramente, realizou-se o teste de chama com as amostras de sódio e potássio. Anotaram-
se os resultados (cores visualizadas). 
Logo em seguida fez-se a reação com base forte do cátion NH4
+, pipetaram-se 3 mL de 
cloreto de amônio e 1 mL de solução de hidróxido de sódio que foram colocados sobre um mesmo 
vidro de relógio. Em outro vidro de relógio, colocou-se o papel filtro com fenolftaleína. Por fim, 
uniram-se os dois vidros de relógio, então observou-se a mudança na coloração do papel filtro e os 
resultados foram anotados. 
 
Cátions do grupo II 
Materiais utilizados: 
Teste da chama 
 Bico de Bunsen; 
 Fios metálicos; 
 Amostra contendo bário; 
 Amostra contendo estrôncio; 
 Amostra contendo cálcio. 
Reação com base forte 
 Nitrato de magnésio (0,2 mol/L); 
 Solução de hidróxido de sódio 
(4 mol/L); 
 Cloreto de amônio 0,3 M 
 Pipeta graduada; 
 Béquer; 
 Tubo de ensaio; 
Reação com hidróxido de amônio 
 Nitrato de magnésio (0,2 mol/L); 
 Solução de hidróxido de amônio (6 
mol/L); 
 Pipeta graduada; 
 Béquer; 
 Tubo de ensaio. 
Reação com oxalato de amônio 
 Cloreto de bário; 
 Cloreto de cálcio; 
 Cloreto de estrôncio; 
 03 tubos de ensaio; 
 Pipetas graduadas; 
 Ácido acético (6 mol/L); 
 Oxalato de amônio (0,25 mol/L); 
Reação com dicromato de potássio 
 Tubos de ensaio 
 Cloreto de bário 
 Cloreto de cálcio 
 Cloreto de estrôncio 
 Solução tampão de ácido acético-
acetato de sódio 
 Dicromato de potássio 0,5mol/l
 
 
 
Procedimento experimental: 
Primeiramente, realizou-se o teste da chama com o bário e as demais amostras. Anotaram-se 
os resultados, não foi feito teste de chama com o magnésio, pois a luz emitida é fraca, fora do 
visível. 
Seguindo com o procedimento de identificação do magnésio pela reação com base forte, 
colocou-se, com a pipeta, 3 mL de nitrato de magnésio em um tubo de ensaio. Acrescentou-se 
hidróxido de sódio, gota a gota. Observou-se a formação de um precipitado. Posteriormente 
adicionou-se alguns mililitros de solução de cloreto de amônio (0,2 M). Observando desta vez a 
dissolução do precipitado. 
Em outro tubo de ensaio na identificação do magnésio pela reação com hidróxido de amônio, 
colocou-se 3 mL de nitrato de magnésio. Acrescentou-se hidróxido de amônio gota a gota. 
Observando a formação de um precipitado. 
Por fim, em tubos de ensaio separados para identificação do bário, estrôncio e cálcio; na 
reação com oxalato de amônio, adicionaram-se 3 mL de cloreto de bário, 3 mL de cálcio e 3 mL de 
estrôncio respectivamente em cada tubo de ensaio. Na sequência, em cada tubo, adicionou-se 5 mL 
de ácido acético e 6 mL de oxalato de amônio. Observando a formação de precipitado apenas para o 
cálcio; na reação com dicromato de potássio, adicionar em tubos separados 5 ml dos sais de bário, 
cálcio e estrôncio, na sequência colocar em cada tubo 3 ml de solução tampão ácido acético-acetato 
de sódio e 2 ml de dicromato de potássio, observando formação de precipitado apenas para o bário. 
 
Cátions do grupo III 
Materiais utilizados:
 Soluções de sais (0,2 mol/L) dos 
elementos: cobalto, níquel, ferro, zinco, manganês, 
alumínio e cromo; 
 Diversos béqueres, tubos de ensaio 
conta gotas; 
 Solução de NaOH (4 mol/L); 
 Solução de NH4OH (6 mol/L); 
 Solução de HCℓ (6 mol/L); 
 Solução de tiocianato de amônio (1 M) 
 Solução de ferrocianeto de potássio; 
 Solução de ácido acético (2M); 
 Acetona
 
Procedimento Experimental: 
Fez-se a reação com NaOH em tubos de ensaio diferentes. Colocou-se 2mL de solução do sal 
de cada elemento e em seguida adicionou-se NaOH, gota a gota até formação de precipitado. 
 
 
Na reação com NH4OH, em tubos de ensaio diferentes, colocou-se 2mL de solução do sal de 
cada elemento e em seguida adicionou-se NH4OH, gota a gota até formação de precipitado. 
Nas reações de identificação do Fe3+ e Fe2+ na reação com tiocianato de amônio, colocou-se 
em um tubo de ensaio 0,2 mL de sal de ferro, 0,6 mL de HCℓ e 0,5 mL de tiocianato de amônio, 
observou-se até formação da coloração esperada. 
Na reação de identificação do Zn2+ na reação com ferrocianeto de potássio, colocou-se em um 
tubo de ensaio 2,0 mL de solução com sal de zinco, 0,5 mL de ferrocianeto de potássio, observou-se 
até que houve formação de precipitado. 
Na reação de identificação do Co2+ na reação com tiocianato de amônio, colocou-se 0,2 ml de 
solução com sal de cobalto, 0,5 mL de ácido acético, 0,5 mL de tiocianato de amônio e 1mL de 
acetona até formação da coloração esperada. 
 
Cátions do grupo V 
Materiais utilizados: Tubo de ensaio; 
 Conta gotas; 
 Solução de HCℓ (6 mol/L); 
 Solução de nitrato de prata (0,2 mol/L); 
 Solução de hidróxido de amônio (6 mol/L); 
 Solução de ácido nítrico (6 mol/L) 
 
Procedimento experimental: 
Para esse grupo foi apenas analisado o íon prata. 
Na reação com ácido clorídrico diluído, em um tubo de ensaio, colocou-se 1 ml de nitrato de 
prata e, em seguida, adicionou-se ao tubo gotas de HCℓ até a formação de precipitado. 
Na reação de identificação da prata, foi adicionado a reação com ácido clorídrico diluído, 
onde havia o precipitado, NH4OH até ocorrer a ressolubilização do precipitado. Após solubilizar a 
solução, foi adicionado ácido nítrico até que houvesse nova precipitação. 
 
Análise de ânions 
Materiais utilizados: 
 Cloreto de sódio sólido 
 Tubos de ensaio 
 Ácido sulfúrico concentrado 
 Papel tornassol azul 
 
 
 Solução de cloreto de sódio (0,2 M) 
 Solução de nitrato de prata (0,2 M) 
 Brometo de sódio sólido 
 Solução de brometo de sódio (0,2 M) 
 Solução de ácido nítrico (3 M) 
 Tetracloreto de carbono 
 Solução de permanganato de potássio 
(0,02 M) 
 Iodeto de potássio sólido 
 Solução de iodeto de potássio (0,2 M) 
 Solução de sulfato de sódio (0,2 M) 
 Solução de cloreto de bário (0,2 M) 
 Nitrato de sódio sólido 
 Solução de nitrato de sódio (0,2 M) 
 Solução de ácido sulfúrico (2 M) 
 Solução de sulfato ferroso (0,2 M) 
 Solução de acetato de sódio (0,2 M) 
 Álcool etílico P.A. 
 Álcool amílico 
 
Procedimento experimental: 
Reações para íons cloretos 
a) Reação com Ácido Sulfúrico Concentrado 
 Colocou-se uma ponta de espátula de NaCl sólido em um tubo se ensaio, e foram 
adicionadas gotas do ácido sulfúrico concentrado e na parte superior do tudo de ensaio foi apoiado 
um papel tornassol azul, o qual obteve mudança de cor. 
b) Reação com íons prata 
Colocou-se 4 mL de NaCl 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, neste foram adicionadas gotas 
de nitrato de prata 0,2 mol/L, observou- se a formação de um precipitado. 
 
Reações para íons brometo 
a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
Colocou-se uma ponta de espátula de NaBr sólido em um tubo se ensaio e neste adicionou-
se gotas do acido sulfúrico concentrado. Notou-se a formação de um gás. 
b) Reação com íons prata 
Colocou-se 4 mL de NaBr 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, adicionou-se 3 gotas de ácido 
nítrico 6 mol/L, para que o meio se tornasse ácido e adicionou-se gotas de nitrato de prata 0,2 
mol/L. Observou-se a formação de um precipitado. 
c) Oxidação com permanganato de potássio 
Colocou-se 4 mL de NaBr 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, adicionou-se lentamente 3 gotas 
de ácido nítrico 3M, para acidificação do meio, adicionou-se cerca de 5mL de tetracloreto de 
carbono (CCℓ4), em sequência foi adicionado 1 mL de permanganato 0,02 mol/L, agitou-se até 
que a fase orgânica se tornasse alaranjada. 
 
 
 
Reações para íons Iodeto 
a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
Colocou-se uma ponta de espátula de KI sólido em um tubo se ensaio, foram adicionadas 
gotas do ácido Sulfúrico Concentrado. Notou-se a formação de um gás. 
b) Reação com íons prata 
Colocou-se 4 mL de KI 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, foram adicionadas 3 gotas de 
ácido nítrico 6 mol/L, para que o meio se torne ácido e em sequência adicionadas gotas de nitrato 
de prata 0,2 mol/L, observando-se a formação de precipitado. 
 
Reações para íons sulfato 
a) Reação com bário 
Colocou-se 5 mL de sulfato de sódio 0,2 mol/L em um tubo de ensaio, em sequência 
adicionou-se 2 mL de cloreto de bário 0,2 mol/L. Observou-se a formação de um precipitado. 
 
Reações para íons nitrato 
a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
Colocou-se uma ponta de espátula de NaNO3 sólido em um tubo se ensaio, adicionou-se 
gotas do ácido sulfúrico concentrado. Observando-se a liberação de gás. 
b) Reação com sulfato ferroso 
Colocou-se 4 mL de NaNO3 0,2 mol/L em um tubo de ensaio. Adicionou-se 3 mL de ácido 
sulfúrico 2mol/L e 5 mL de sulfato ferroso 0,2 mol/L e inclinou-se o tubo cerca de 45° e deixar 
escorrer pela parede 5 mL de ácido sulfúrico concentrado tomando cuidado para que as soluções 
não se misturem. Será notado a formação de um anel marrom na interface das duas soluções. 
 
Reações para íons acetato 
a) Reação com etanol em meio sulfúrico 
Colocou-se 5mL de solução 0,2 mol/L de acetato de sódio em um tubo de ensaio, adicionou-
se 4mL de álcool etílico P.A e em seguida, adicionou-se 3 mL de ácido sulfúrico concentrado e 
agitou-se com cuidado. Sentiu-se um odor de frutas. 
 
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os elementos magnésio, cálcio, estrôncio e bário pertencem ao grupo II apresentando 
configurações eletrônicas parecidas umas com as dos outros. Ocorre a semelhança de suas 
propriedades. O magnésio apresenta suas características diferentes dos outros cátions de seu grupo 
devido ao seu tamanho e por não ser classificado como um elemento em processo de separação em 
analise analítica. 
Colocando-se em contato determinadas substâncias, algumas das manifestações eram 
esperadas numa reação química que foram observadas, entretanto como: eliminação de um gás, 
formação de um precipitado, mudança de cor e aspecto, alteração da energia, com absorção ou 
liberação de calor ou luz na região do visível. 
Para realização das análises para identificação dos cátions do grupo I e II recomenda-se além 
do teste da chama a realização de uma reação de cada molécula com uma base forte, que possa 
formar vários precipitados de variadas cores conforme o cátion para melhor observação do 
analista. 
Na reação com base forte com os cátions do grupo I, a presença do íon amônio em solução 
pode ser detectada através do seguinte procedimento: primeiramente adiciona-se um excesso de 
base forte para converter o íon NH4+ à amônia, NH3. A seguir, partindo da volatilização do gás, 
este entra em contato com papel umedecido em solução de fenolftaleína, indicando a presença da 
base. 
O teste da chama foi realizado com potássio e sódio, colocamos uma pequena quantidade de 
Na+ e K+ em um pedaço de metal e aquecemos no bico de Bunsen, obtivemos chama de cor 
violeta no experimento com potássio, e com o sódio obtivemos a coloração da chama amarelo-
alaranjado. 
O teste de chama para o íon potássio é menos previsível do que o teste do sódio, desta forma 
notou-se a coloração violeta que sumiu rapidamente. A chama através de dois vidros de azul de 
cobalto, de espessura normal, as raias amarelas de sódio são absorvidas e a chama do potássio 
violeta avermelhada torna-se visível. 
A chama do sódio não luminosa do bico de Bunsen é colorida de um amarelo intenso pelos 
vapores de sais de sódio. A cor não é visível, quando observada através de dois vidros de azul de 
cobalto de espessura normal. Quantidades diminutivas de sais de sódio dão este ensaio, e somente 
quando a cor é intensa e persistente é que quantidades consideráveis de sódio estão presentes. 
Na tabela a seguir será apresentada a coloração dos cátions do grupo I e II que cada reação 
apresentou no teste da chama: 
 
 
 
Tabela teste da chama dos cátions do grupo I e II 
Reagente Cor que formou 
Na+ (Cátion grupo I) Coloração amarela 
K+ (Cátion grupo I) Coloração violeta 
Ba2+ (Cátion grupo II) Coloração verde 
Ca2+ (Cátion grupo II) Coloração laranja 
Sr2+ (Cátion grupo II) Coloração vermelha 
 
Os resultados acima são a comprovação de que é possível identificar a presença de alguns 
metais em substâncias com um experimento simples, como o do Teste da Chama.Observou-se em cada uma das amostras que houve coloração diferente em cada substância. 
Na reação com base forte: Em um tubo de ensaio, foi adicionado solução de cloreto de 
amônio (NH4Cl) a uma base forte (NaOH). Foi observado que despreendeu amônia, que, e em 
contato com o papel filtro com fenolftaleína, indicou uma coloração rosa. 
 
NH4Cl + NaOH + NH3 + HCl + H2O 
 
NH3
+ + OH-  NH4OH + H2O (papel rosa) 
(papel rosa comprova presença de amônio) 
 
Na reação do Mg2+ com base forte houve a formação de um precipitado branco e gelatinoso, 
na sequência adicionamos alguns ml de solução de cloreto de amônio 0,2M até que houve a 
dissolução do precipitado. 
O magnésio (Mg²+) ao reagir com o hidróxido de sódio formou um precipitado branco de 
hidróxido de magnésio insolúvel em excesso de reagente, mais facilmente solúvel em soluções de 
sais de amônia. 
Mg2+ + 2OH-  Mg(OH)2 
 
Na reação do Mg2+ com hidróxido de amônio obtivemos a formação de um precipitado 
branco gelatinoso. 
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 
Mg2+ + 2OH- ↔ Mg(OH)2 
Na reação de Ba2+, Ca2+ e Sr2+ com oxalato de amônio, para a reação do Ba2+ com oxalato de 
amônio ocorreu à formação de precipitado branco de oxalato de bário Ba(COO)2, ligeiramente 
solúvel em água, mais facilmente dissolvido com ácido acético diluído a quente e por ácidos 
minerais. 
Ba2+ + (COO)2-2  Ba(COO)2 
 
 
 
Para a reação do Sr2+ com oxalato de amônio ocorreu à formação de precipitado branco. 
Sr + + (COO)2-2 Sr(COO)2 
 
O precipitado é escassamente solúvel em água. O ácido acético não ataca os ácidos minerais, 
contudo dissolvem o precipitado. 
Para a reação do Ca2+ com oxalato de amônio ocorreu à formação de precipitado branco de 
oxalato de cálcio, imediatamente de soluções concentradas e lentamente de soluções diluídas. 
Ca2+ + (COO)2-2 Ca(COO)2 
A precipitação é facilitada, tornando a solução alcalina, com amônio. O precipitado é 
praticamente insolúvel em água, insolúvel em ácido acético, mais facilmente solúvel em ácidos 
minerais. 
Desta forma, temos as seguintes conclusões sobre os cátions dos grupos I e II: 
 Teste da chama: 
 Coloração da chama Cátion 
Amostra contendo sódio Amarelo Na+ 
Amostra contendo potássio Violeta K+ 
 
 Reação com a base forte: 
NH4Cℓ + NaOH → NH3 + H2O + NaCℓ 
O indicador fenolftaleína indicou caráter alcalino da solução em teste. 
Cátions identificados do grupo I: Na+, K+ e NH4
+. 
 
 Teste da chama: 
 Coloração da chama Cátion 
Amostra contendo bário Verde Ba2+ 
Amostra contendo cálcio Laranja Ca2+ 
Amostra contendo estrôncio Vermelho Sr2+ 
 
 Reação com base forte: Mg(NO3)2 + NaOH: houve a formação de um precipitado 
branco gelatinoso (Mg(OH)2), segundo a reação Mg(NO3)2 + NaOH → Mg(OH)2 + NaNO3. Esse 
precipitado pode ser dissolvido com a adição de cloreto de amônio NH4Cℓ. 
 Reação com hidróxido de amônio: Mg(NO3)2 + NH4OH → Mg(OH)2 + NH4NO3 
Ambas as análises de via-úmida indicam a presença do cátion Mg2+ a partir da adição de 
bases fortes como NaOH e NH4OH em que há a formação de um precipitado branco com aspecto 
 
 
gelatinoso e que pode ser dissolvido em solução de NH4Cℓ: Mg(OH)2 + NH4Cℓ → MgCℓ2 + 
NH4OH. 
 Reações com oxalato de amônio: Na reação de BaCℓ2 + C2H8N2O4 + C2H4O2 há 
formação de Ba(COO)2- que é solúvel em ácidos fortes a frio e em ácido acético a quente; mesmo 
com a adição de ácido acético não houve a dissolução, pois não houve aquecimento. 
Na reação de SrCℓ2 + C2H8N2O4 + C2H4O2 há formação de Sr(COO)2- que não é solúvel 
em ácido acético, mas é dissolvido em ácidos minerais. 
Na reação de CaCℓ2 + C2H8N2O4 + C2H4O2 há formação de Ca(COO)2- que é insolúvel 
em ácido acético, mas é dissolvido em ácidos minerais. 
Cátions identificados do grupo II: Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+. 
Para identificação dos cátions do grupo III, primeiramente foram feitas reações com 
hidróxido de sódio e hidróxido de amônia. 
Na reação de NaOH com Fe2+ houve completa precipitação. Esperou-se por algum tempo 
que após a exposição ao ar, o hidróxido de ferro é rapidamente oxidado, produzindo, por fim, um 
precipitado marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III). Em condições normais, ele se 
apresenta como um precipitado verde sujo, a adição de peroxido de hidrogênio oxida-o 
imediatamente a hidróxido de ferro (III). 
Fe 2+ + 2OH-  Fe(OH)2 
4Fe(OH)2 + 2 H2O + O2  4 Fe(OH)3 
2Fe(OH)2 + H2O2 2Fe(OH)3 
Na reação com Fe3+ também houve completa precipitação. Normalmente forma-se um 
precipitado marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III), insolúvel em excesso de reagente: 
2Fe 3+ + 3OH- Fe(OH)3 
O ferro pode formar compostos em 2 estados de oxidação sendo assim Fe2+ e Fe3+. O íon 
Fe2+ em solução pode oxidar e formar Fe3+, na presença de oxigênio. 
Em solução de hidróxido de amônia com Fe2+ houve completa precipitação. Normalmente 
ocorre a precipitação do hidróxido de ferro (II) se houver um excesso de íons amônio, a 
dissociação do hidróxido de amônio será interrompida e a concentração de íons hidroxila 
diminuirá, de tal modo que o produto (II) Fe(OH)2, não será atingido, não ocorrendo assim a 
precipitação. 
Na reação com Fe3+, também houve a completa precipitação. Ocorreu a formação de um 
precipitado gelatinoso, marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III), Fe (OH)3, insolúvel em 
excesso de reagente, mais solúvel em ácidos: 
Fe 3+ + 3NH3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3NH4+ 
O produto de solubilidade do hidróxido de ferro (III) é tão reduzido que ocorre a 
precipitação completa, mesmo na presença de sais de amônio. A precipitação não ocorre na 
 
 
presença de certos ácidos orgânicos. O hidróxido de ferro (III) é convertido por um forte 
aquecimento, em oxido de ferro (III), e o oxido calcinado é dificilmente solúvel em ácidos 
diluídos mais se dissolve por ebulição prolongada com ácido clorídrico concentrado. 
2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O 
Na reação de hidróxido de sódio com alumínio ocorreu formação de precipitado branco de 
hidróxido de alumínio. 
Al3+ + 3OH- Al(OH3) 
Na reação com hidróxido de amônio, formou-se um precipitado branco gelatinoso, de 
hidróxido de alumínio, AL(OH)3, ligeiramente solúvel em excesso de reagente. A solubilidade 
decresce na presença de sais de amônio, devido ao efeito do íon comum. Uma fração pequena de 
precipitado passa para a solução como hidróxido de alumínio coloidal: o sal é coagulado fervendo 
a solução ou após a adição de sais solúveis, produzindo um precipitado de hidróxido de alumínio, 
conhecido como gel de hidróxido de alumínio. 
Quando recém precipitado se dissolve facilmente em ácidos e bases fortes, mas após a 
fervura, torna-se escassamente solúvel. 
Al3+ + 3NH3 + 3H2O Al(OH3) +3NH4+ 
Na reação de NaOH com cromo, houve a formação de um precipitado de hidróxido de 
cromo (III): 
Cr3++ 3OH- Cr(OH)3 
O cromo forma compostos nos estados de oxidação +2, +3 e +6, no experimento utilizamos 
o cromo no estado +3. Observamos a formação de coloração verde escuro. 
Na reação com hidróxido de amônia, houve precipitação. 
Cr3+ + 3NH3 + 3H2O Cr(OH)3 + 3NH4+ 
Cr(OH)3 + 6NH3  [Cr(NH3)6] 3 + 3OH- 
O Cromo reage tanto com base forte, como com acido forte. 
Reação de NaOH com Co2+, a frio precipita um sal básico azul. 
Co2++ OH- + NO3-  Co(OH)NO3 
O cobalto forma composto no estado de oxidação +2. No estado +2 ele forma sais simples 
estáveis. Neste experimento obtivemos a coloração azul, mas poderia ter apresentado outra 
coloração dependendo do grau de hidratação ou de outros fatores nós poderíamos ter obtido uma 
coloração avermelhada. 
Em reação com hidróxido de amônia o Co2+, na ausência de sais de amônio pequenas 
quantidades de amônio precipitam o sal básico: 
Co2++NH3 + H2O + NO3-  Co(OH)NO3 + NH4+ 
Na reação de NaOH com Ni2+, há formação de um precipitado verde de hidróxido de níquel 
(II): 
Ni2+ + 2OH- Ni(OH)2 
 
 
O níquel forma composto em vários estados de oxidação, o seu composto mais comum se 
forma no estado +2. Obtivemos a coloração verde. 
Na solução com hidróxido de amônia, há a formação de um precipitado verde, meio azul de 
hidróxido de níquel (II). 
Ni2++ 2NH3 + 2H2O Ni(OH)2 + NH4+ 
Na reação de Mn2+ com NaOH, há a formação de um precipitado marrom claro de hidróxido 
de manganês. 
Mn2+ + 2OH-  Mn(OH)2 
O manganês forma compostos nos estados de oxidação +2, +3, +4, +6 e +7 no experimento 
utilizamos o manganês no estado +2 nesse estado o composto forma agentes redutores. 
Observamos então a formação de um precipitado branco fosco. 
Na reação com hidróxido de amônia, ocorreu a formação de um precipitado, parcial de 
hidróxido de manganês, marrom claro: 
Mn2+ + 2NH3 + 2H2O  Mn(OH)2 + 2NH4+ 
O precipitado é solúvel em sais de amônia quando a reação se processa em direção á 
esquerda. 
Na presença de sais de amônio nenhuma precipitação ocorre, devida a queda de 
concentração do íon hidroxila e a consequente incapacidade de alcançar o Mn(OH)2. Por 
exposição ao ar, o dióxido de manganês hidratado precipita-se da solução amoniacal. 
Na reação de NaOH com zinco, há formação de um precipitado branco, gelatinoso de 
hidróxido de zinco: 
Zn2+ + 2OH- Zn(OH)2 
O zinco forma composto apenas no estado de oxidação +2. No experimento observamos 
então que formou um precipitado branco gelatinoso. 
Na reação com hidróxido de amônia, forma-se um precipitado branco de hidróxido de zinco, 
facilmente solúvel em excesso de reagentes e em soluções neutras ou alcalinas, é insolúvel em 
excesso de reagentes em ácido acético e em soluções de álcalis acústicos, mais se dissolve em 
ácidos minerais diluídos. O precipitado obtido é parcialmente coloidal, ele é difícil de lavar e 
tende a escorrer através do papel de filtro, particularmente nas lavagens. A não precipitação do 
hidróxido pela solução de amônia na presença de cloreto de amônia é devida ao abaixamento da 
concentração do íon hidroxila para um valor tal que o produto de solubilidade do Zn(OH)2 não é 
alcançado. 
Zn2++ 2NH3 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NH4 
Zn(OH)2 + 4NH3 [Zn(NH3)4] 2 + 2OH- 
Na reação de identificação do ferro com tiocianato de amônio, esta solução é ligeiramente 
ácida, formando-se um precipitado com uma intensa coloração vermelha devido a formação de um 
complexo não dissociado ao tiocianato de ferro (III). 
 
 
Fe 3+ + 3SCN- Fe(SCN)3 
Na reação de identificação do zinco com ferrocianeto de potássio, notou-se a formação de 
um precipitado de uma coloração amarelo (gema). 
3Zn 2+ + 2K+ + 2 [Fe(CN6)] 4-  K2Zn3(Fe(CN6)] 
Na reação de identificação do cobalto por meio da reação com tiocianato de amônio, há a 
formação de um precipitado com coloração azul, devida à formação de íons 
tetratiocianatocobaltato (II). 
Co2+ + 4SCN- [Co(SCN)4)] 2- 
Para análise de cátions do grupo V, apenas a prata foi analisada, na reação com ácido 
clorídrico diluído, ocorreu a formação de um precipitado branco de cloreto de prata. 
Ag+ + Cl- AgCl 
 A precipitação não ocorre com ácido clorídrico concentrado. Decantando- se o liquido sobre 
o precipitado, ele se dissolve em ácido clorídrico concentrado, formando o complexo 
dicloroargentato: 
AgCl + Cl-  [AgCl2] – 
Em reação com hidróxido de amônia, houve a ressolubilização do precipitado, e adicionando 
ácido clorídrico, houve a formação de um precipitado marrom de óxido de prata: 
2Ag+ + 2NH3 + H2O  Ag2O + 2NH4+ 
Sendo assim, chegamos as seguintes conclusões por meio da análise dos cátions dos grupos 
III e V: 
 Reações com NaOH: 
 Precipitado (cor) Ionização → precipitado 
Co(NO3)2 + NaOH 
Hidróxido de cobalto II 
(Azul) 
Co2+ + OH-NO³- → CO(OH)2↓ 
Ni(NO3)2 + NaOH 
Hidróxido de níquel II 
(verde) 
Ni2+ + 2OH → Ni(OH)2↓ 
Fe(NO3)3 + NaOH 
Hidróxido de ferro III 
(Marrom avermelhado) 
Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ 
Zn(NO3)2 + NaOH 
Hidróxido de zinco II 
(branco) 
Zn²+ + 2OH → Zn(OH)2↓ 
Mn(NO3)2 + NaOH 
Hidróxido de manganês II 
(Bege/areia) 
Mn²+ + 2OH → Mn(OH)2↓ 
 
 Reações com NH4OH 
 Precipitado 
(cor) 
Reação 
Co(NO3)2 + NH4OH 
Hidróxido de cobalto II 
(Azul esverdeado) 
Co(NO3)2 + NH4OH → 
Co(OH)2↓ + (NH4)2NO3 
 
 
Ni(NO3)2 + NH4OH 
Hidróxido de níquel II 
(azul celeste) 
Ni(OH)2↓ + 6NH3 + 3H2O 
→ [Ni(NH3)6]2+ + OH- 
Fe(NO3)3 + NH4OH 
Hidróxido de ferro III 
(Marrom) 
Fe(SO4)3 + NH4OH → 
Fe(OH)3↓ + (NH4)2SO4 
Zn(NO3)2 + NH4OH 
Hidróxido de zinco II 
(branco) 
Zn(NO3)2 + NH4OH → 
Zn(NO3)2 + NH4 
Mn(NO3)2 + NH4OH 
Hidróxido de manganês II 
(Marrom claro) 
Mn(SO4) + NH4OH → 
Mn(OH)2 + (NH4)2NO3 
 
 Reações de identificação 
Ferro: Observou-se a formação de uma coloração vermelha intensa. 
Fe³+ + 6SCN- ↔ Fe(SCN)6³- 
Zinco: observou-se a formação de um precipitado de coloração branco amarelado. 
K2 + Zn3 → [Fe(CN)6]2 
Cobalto: observou-se a formação de uma coloração azul. 
Co²+ + 4SCN ↔ Co(SCN)4²- 
Cátions identificados do grupo III: Co2+, Ni2+, Fe3+, Zn2+ e Mn2+. 
 
 Reação com HCℓ diluído: 
Prata: observou-se a formação de um precipitado de coloração branca. 
AgNO3 + HCℓ → HNO3 + AgCℓ↓ 
Ag+ + NO3
- + H+ + Cℓ- → H+ + NO3- + AgCℓ↓ Ag+ + Cℓ- → AgCℓ↓ 
 Reação de identificação da prata: 
Em seguida adicionou-se ao mesmo tubo NH4OH, logo ocorreu a ressolubilização do 
precipitado. AgCℓ↓ + NH4OH → AgCℓ (OH) + NH4+ 
Cátion identificado do grupo IV: Ag+ 
 
Na análise de ânions tivemos os seguintes resultados e observações pertinentes: 
1. Reações para íons cloretos 
a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
Cℓ- + H2SO4 →HCℓ↑ + HSO4- 
Papel tornassol fica avermelhado devida a liberação do gás. 
b) Reação com íons prata 
Cl- + Ag+ → AgCℓ↓ 
O AgCℓ precipita pois e insolúvel em água. 
2. Reações para íons brometo 
 
 
 a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
NaBr + HSO4 → HBr↑ + HSO4 + K 
Houve a liberação de um gás marrom devida a liberação do ácido bromídrico em forma de 
gás. 
b) Reação com íons prata 
Br- + Ag+ → AgBr 
Precipitado de cor amarelada (brometo de prata) 
c) Oxidação com permanganato de potássio 
Foi formada uma solução heterogenia onde a fase orgânica tem cor alaranjada. 
3. Reações para íons iodeto 
 a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
6I- + 4H2SO4 → 3I2↑ + S↓ + 3SO4 - + 4H2O 
O gás liberado tem cor violeta. 
b) Reação com íons prata 
I- + Ag+ → AgI 
Precipitado amarelo, que é o Iodeto de prata. 
4. Reações para íons sulfato 
 a) Reação com bário 
S2O3
2- + Ba2+ → BaS2O3↓ 
O precipitado branco formado e de tiossulfato de bário. 
5. Reações para íons nitrato 
a) Reação com ácido sulfúrico concentrado 
4NO3
- + 2H2SO4 → 4NO2↑ + O + O2↑ + SO4-2 + H2O 
Formou um vapor marrom avermelhado, que e do dióxido de nitrogênio. 
b) Reação com sulfato ferroso 
2NO3
- + 4H2SO4 + 6Fe
2+ + NO↑ + 4SO42- + 4H2O 
A formação de um anel marrom na interface das duas soluções. 
6. Reações para íons acetato 
 a) Reação com etanol em meio sulfúrico 
CH3COOH + C2H5OH → CH2COOC2H5↑ + H2O 
Um odor de frutas devido ao desprendimento de acetato de etila. 
 
 
5. CONCLUSÃO 
 
 
A partir de métodos convencionais de análise qualitativa, pode-se identificar os cátions dos 
grupos I e II, respectivamente, mostrando que as teorias sobre as reações de cada cátion estão 
corretas, uma vez que os objetivos foram alcançados no estudo desses íons, percebendo-se através 
da precipitação e mudanças na coloração dasamostras. 
Os experimentos de identificação de cátions do grupo III apresentaram ótimos resultados, 
pois estão de acordo com o esperado e pode-se considerar que as identificações foram todas 
realizadas com sucesso. Através dos experimentos foi possível notar que todos os íons deste grupo 
podem ser separados, mesmo que haja algum interferente, este pode ser eliminado para que a 
identificação seja completa, pois as vezes mesmo que mais de um elemento precipite, adicionando 
um excesso de reagente já pode ser o suficiente para fazer uma boa separação. Já os experimentos 
do grupo V, mostraram que os íons desse grupo se precipitam na forma de cloretos insolúveis pela 
adição de um excesso de HCl. Adicionou-se o NH4OH para haver a ressolubilização. 
O objetivo principal da prática de análise de ânions era identificar os ânions presentes em 
dadas amostras. Isso foi realizado através da reação da amostra com alguns tipos específicos de 
soluções pré-determinadas e preparadas. Foi seguido um esquema de identificação proposto, que 
tornou a identificação dos ânions muito mais fácil, obtendo-se assim bons resultados. Em todas as 
etapas do experimento foram verificadas as reações com os ânions em solução, e comparando com 
a literatura pode-se afirmar que realmente esses ânions reagiram e formaram novos compostos. 
Nos procedimentos realizados, foi possível obter grande parte dos resultados esperados. Foi 
possível ainda compreender a importância da Química Analítica Quantitativa na vida das pessoas, 
pois a mesma colabora na identificação de substâncias ajudando no controle de qualidade, em 
perícias, em exames laboratoriais e em uma infinidade de situações. 
 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
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