questões da prova teórica

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Questões
Primeiro Grupo de cátions
1- Escreva sobre as propriedades dos sais de sódio, potássio e amônio.
Sódio: Os sais de sódio são de coloração branca tipicamente solúveis em água. Em solução aquosa são quimicamente inertes e não são reduzidos a seus íons metálicos. O hidróxido de sódio é muito solúvel em água e é uma fonte comum de íons OH-. Os sais de sódio frequentemente cristalizam como hidratos. 
Potássio: As propriedades gerais dos sais de potássio são similares às do sódio. São geralmente brancos e solúveis em água. O hidróxido de potássio é muito solúvel em água e é uma base muito forte. 
Amônio: Embora o íon amônio não seja um cátion metálico, seus sais possuem propriedades semelhantes às dos metais alcalinos e são geralmente incluídos neste grupo no esquema de análise qualitativa. Seus sais são e coloração branca e solúveis em água.
Sódio:.O Sódio pertence ao grupo dos metais alcalinos(IA) da tabela periódica. Em estado livre, é um metal prateado e branco. Mais leve que a água e tão mole quanto o fósforo branco, pode ser cortado, a temperatura ambiente, com uma faca. É encontrado em combinação com os elementos em numerosos compostos naturais, como o sal de cozinha (NaCl, cloreto de sódio). Inicialmente conhecido sob a forma de cloreto e carbonato de sódio, o elemento metálico foi preparado pela primeira vez, em 1807, por Humpry Davy, ao estudar a eletrólise (passagem decorrente elétrica) de soluções alcalinas, principalmente as de soda cáustica (NaOH, hidróxido de sódio). É o sexto elemento em abundância na natureza e constitui 2,8% da crosta terrestre. Conduz facilmente o calor e a eletricidade e apresenta o efeito fotoelétrico, ou seja, emite elétrons quando exposto à luz. Os sais de sódio são de coloração branca e tipicamente solúveis em água. Em solução aquosa são quimicamente inertes e não são reduzidos a seus íons metálicos. O hidróxido de sódio é muito solúvel em água e é uma fonte comum de íons OH-. Os sais de sódio freqüentemente cristalizam como hidratos
Potássio: É um metal branco-prateado e mole que pode ser cortado com faca. Sua luminosidade é inferior à do lítio. Oxida-se facilmente em contato com o oxigênio da atmosfera, e por isso deve ser guardado sobre querosene, isolado do ar. Sétimo metal em abundância no planeta, o potássio constitui 2,6% das rochas magmáticas da crosta terrestre, como a silvina e a carnalita. É também encontrado em minérios como a kainita, schoemita, sinzenita, laugbeinita e polianita. Importante nutriente vegetal, sua carência deve ser compensada com a adição ao solo dos adubos potássicos, como a carnalita e a silvina.O potássio se obtinha primitivamente por aquecimento do carbonato de potássio com carvão. Do mesmo modo que se obtém o sódio a partir de seu hidróxido, pode-se conseguir potássio por eletrólise do hidróxido de potássio fundido (KOH), mas graças à maior facilidade com que o metal libertado se dissolve no álcali fundido, o processo que alcança melhores resultados consiste em usar o cloreto fundido, seja só, seja em mistura com o cloreto de cálcio. As propriedades gerais dos sais de potássio são similares às do sódio. São geralmente brancos e solúveis em água. O hidróxido de potássio é muito solúvel em água e é uma base muito forte.
Amônio: Embora o íon amônio não seja um cátion metálico, seus sais possuem propriedades semelhantes às dos metais alcalinos e são geralmente incluídos neste grupo no esquema de análise qualitativa. São de coloração branca e solúveis em água. Os sais de amônio são muito importantes; sendo em sua maioria usados como adubos, por restabelecerem a concentração de nitrogênio do solo. 
2- Qual o procedimento para eliminar o íon amônio
Muda-se a solução em estudo para uma capsula de porcelana, evapora-se ate a secura e calcina-se o resíduo até que terminem os fumos brancos. Depois disso, dissolve-se algumas parcelas do resíduo seco em água e ensaia-se com reagente de Nessler. Após se ter verificado a eliminação total do NH4+, guarda-se um pouco do resíduo seco para ensaio á chama e dissolve-se o resto numa pequena quantidade de agua destilada quente.
NH4+ + OH- NH3 +H2O
Para eliminar os íons amônio da amostra utiliza-se o seguinte procedimento: tomar 3 gotas de solução da amostra num tubo de ensaio, adicionar 8 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 4M e aquecer cuidadosamente o tubo, até que papel vermelho de tornassol umedecido com água destilada não acuse desprendimento de NH3, através da coloração azul. Neutralizar a solução com ácido acético diluído e testar o potássio de acordo com o procedimento descrito anteriormente. Um precipitado amarelo de K3[Co(NO2)6 ] indica a presença de potássio. 
Segundo Grupo de cátions
3- Escreva sobre as propriedades dos cátions do grupo II
Magnésio: Os íons magnésio apresentam-se incolores em soluções, seus sais são de caráter iônico brancos ou incolores, a menos que esteja presente um ânion colorido. O hidróxido de magnésio é um de seus compostos menos solúveis. A alta solubilidade de muitos compostos de magnésio é atribuída ao pequeno tamanho do íon Mg2+, o que favorece a sua hidratação.
Cálcio: O cálcio é o elemento mais abundante dos metais alcalinos terrosos. Seus compostos menos solúveis são os carbonatos e oxalatos. Os sai de cálcio dão à chama do bico de Bünsen uma coloração vermelho-tijolo.
Estrôncio: O estrôncio como pode se esperar de sua posição na tabela periódica, possui propriedades intermediárias entre o cálcio e o bário. Seus sais dão à chama do bico de Bünsen uma coloração vermelho-carmim.
Bário: O Bário é o elemento mais pesado desses quatro elementos e seus íons são muito tóxicos. O cromato de bário é um dos compostos menos encontrados na análise qualitativa. Os sais de bário emprestam uma coloração verde à chama do bico de Bünsen.
Todos os cátions desse grupo não reagem com metais do grupo III e IV. Formam precipitados com carbonato de amônio na presença de cloreto de amônio em meio neutro ou levemente ácido.
4-Construa uma tabela com os valores de Kps para os carbonatos, hidróxidos, oxalatos e sulfatos dos elementos do grupo II.
	Ânions
	Mg2+
	Ca2+
	Sr2+
	Ba2+
	OH-
	5,9x10-12
	-
	-
	-
	CO32-
	1,0x10-5
	4,8x10-9
	7,0x10-10
	4,9x10-9
	C2O42-
	8,6x10-5
	2,3x10-9
	5,6x10-8
	2,3x10-8
	SO42-
	-
	6,1x10-5
	2,8x10-7
	1,0x10-10
	CrO42-
	-
	7,1x10-4
	3,6x10-6
	1,2x10-10
5- Explique a dissolução do Mg(OH)2 em solução de NH4Cl e escreva as equações nos equilíbrios químicos envolvidos.
O precipitado gelatinoso de Mg(OH)2 dissolve-se na presença de sais de ion amônio pois o excesso de íons amônio reduzem a concentração dos ions hidroxila a um valor tal, que o produto de solubilidade do hidróxido de magnésio não é atingido. Ocorre então um deslocamento no equilíbrio de dissociação da amônia no sentido da formação de amônia não dissociada.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Mg2+ + 2 OH- Mg(OH)s 
6- Escreva a equação envolvida e explique como dissolver este precipitado.
A reação dos íons magnésio com uma base fraca também forma um precipitado gelatinoso de hidróxido de magnésio (reação abaixo).
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH
Mg2+ + 2OH- ↔ Mg(OH)2 (s)
NOTA (2): Esse precipitado gelatinoso também deve dissolver-se na presença de sais de amônio. A razão da não formação do precipitado de Mg(OH)2, na presença de NH4Cl, já foi explicada no caso da reação com NaOH.
7- como você separaria o Mg2+ dos íons Ca, Ba e Sr.
Cálcio, estrôncio e bário formam carbonatos insolúveis em solução alcalina.
O magnésio não precipita com hidróxido em presença de excesso de íons amônio que reduzem a concentração dos íons hidroxila a um valor tal, que o produto de solubilidade do hidróxido de magnésio não é atingido.
Por razões semelhantes, o carbonato de magnésio não precipita na presença de excesso de íons amônio.
 Esta propriedade tende a separar os íons Mg2+ de Ca2+, Sr2+ e Ba2+.
Então:
Separando-se cada precipitado formado em duas partes, após centrifugação.
Uma parte deve ser tratadacom solução de cloreto de amônio e outra com solução de ácido acético. No caso do tratamento do precipitado com cloreto de amônio o precipitado deverá permanecer inalterado enquanto no caso do tratamento com ácido acético deverá haver dissolução do precipitado.
MCO3 (s) 	M2+ + CO32- 	(1)
CO32- + H+	 HCO3-	 (2)
HCO3- + H+ 	H2CO3	 H2O + CO2 	(3)
Na presença de HAc, os equilíbrios (1), (2) e (3) são deslocados para a direita, dissolvendo o precipitado. Na presença de íons amônio, há uma diminuição da concentração de CO32-, mas que ainda é suficiente para atingir o produto de solubilidade destes carbonatos. 10-9. Entretanto, esta concentração de CO32- não é suficiente o produto de solubilidade do MgCO3, que por essa razão é solúvel em solução de NH4Cl.
CO32- + NH4 HCO3- + NH3
8- Escreva as equações de equilíbrio envolvidas na dissolução dos oxalatos.
Os oxalatos dissolvem-se em soluções de ácidos fortes, devido à formação dos íons HC2O4-:
MC2O4 (s) 	M2+ + C2O42-
C2O42- + H+ 		HC2O4-
Um ácido fraco, tal como o HAc não é suficiente para deslocar o equilíbrio e dissolver o precipitado no caso do cálcio. A solubilidade dos oxalatos aumenta na ordem Ca , Sr e Ba.
CaC2O4 Ca2+ + C2O42-
C2O42 + 2H+ H2C2O4
BaC2O4 Ba2+ + C2O42-
C2O42 + 2H+ H2C2O4
SrC2O4 Sr2+ + C2O42-
C2O42 + 2H+ H2C2O4
Terceiro Grupo de cátions
Construa uma tabela com os valores de Kps para os hidróxidos dos metais do grupo III
	Ânions
	Mn2+
	Ni2+
	Co2+
	Zn2+
	Fe2+
	Fe3+
	Cr3+
	Al3+
	OH-
	1,6x10-13
	6x10-16
	1x10-15
	3x10-16
	7,9x10-16
	1,6x10-39
	2x10-30
	3x10-33
Quarto Grupo de cátions
9- Construa uma tabela com os valores de Kps para os cloretos dos metais do grupo IV.
Cloreto de mercúrio(I) Hg2Cl2 1,2 x10-18
Cloreto de prata AgCl 1,82 x10-10
Cloreto de chumbo PbCl2 1,7 x 10-5
Cloreto de cobre (I) CuCl 1,9 x10-7
10- Construa uma tabela com os valores de Kps para os sulfetos dos metais do grupo IV.
Sulfeto de cobre CoS 5x10-22
							 3x10-26
Sulfeto de Níquel			 NiS 	 4x10-20
							 1,3 x10-25
Sulfeto de manganês			 MnS 	 3x10-11
	 						 3x10-14
Sulfeto de Zinco			 ZnS 	 2x10-25
	 						 3x10-23
Sulfeto de ferro 			 FeS 	 8x10 -19
11- Escreva os equilíbrios envolvidos e explique a reprecipitação do AgCl quando o complexo Ag(NH3)2+ é tratado com acido nítrico.
Com o meio acido consome-se o excesso dos íons amônio.
Ag+ + Cl- AgCl
AgCl + 2 NH4OH Ag(NH3)2+ + 2H2O + Cl-
Ag(NH3)2+ + Cl- + 2HNO3 AgCl + 2 NH4NO3