relatório cátion grupo II

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 ENGENHARIA QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Identificação dos cátions do grupo II 
 
 
 
 
 
REIJANE COSTA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dezembro – 2017 
Ilhéus - Bahia 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS 
 
Colegiado de Engenharia Química 
Curso: Engenharia Química 
 
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REIJANE COSTA 
 
 
 
 
 
 
Identificação de cátions do grupo II 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado como parte dos 
critérios de avaliação da disciplina CET985 – 
Química Analítica Qualitativa P (04). 
 
 Professora – Luana Novaes Santos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Dezembro - 2017 
 Ilhéus - Bahia 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ 
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Curso: Engenharia Química 
 
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1. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
1.1 Identificação por precipitação e teste de chama 
Na primeira fase, com a adição de carbonato de amônio, todos os cátions 
apresentaram a formação de um precipitado branco, que se dá pelas reações 
abaixo: 
 ( ) 
 ( ) 
 
 ( ) 
 ( ) 
 
 ( ) 
 ( ) 
 
 ( ) 
 ( ) 
 
Os precipitados formados foram solubilizados com ácido acético e posteriormente 
adicionou-se uma gota de (NH4)2SO4. Magnésio e Cálcio não precipitaram, pois 
na presença do amônio o equilíbrio: 
 
 
 ( ) 
 ( ) ( ) 
 ( ) 
 
Desloca-se no sentido de formação dos íons hidrogenocarbonato e, sendo 
elevado o produto de solubilidade do CaCO3 e MgCO3, a concentração de íons 
carbonato necessária para produzir um precipitado não será alcançado. 
O precipitado de bário e estrôncio seguiram para o teste de chama e ao 
sobrenadante de suas soluções adicionou-se oxalato de amônio, que produziu 
novos precipitados, de acordo com as equações: 
 
 ( ) ( ) 
 ( ) 
 
 ( ) ( ) 
 ( ) 
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Assim, realizou-se o teste de chama com os quatro precipitados provenientes dos 
íons bário e estrôncio. Cada elemento químico, os elétrons absorvem certa 
quantidade de energia e passa para um nível de energia mais elevado (estado 
excitado) no retorno, emitem fótons que são percebidas através das cores. 
O estrôncio, com ambos os precipitados (dissolvidos em HCl) apresentou cor 
vermelha bem acentuada e o bário apresentou cor verde-amarelada. Os 
comprimentos de onda dos elementos químicos não se alteram, logo, 
independente da solução de origem, a cor percebida é a mesma. 
 
1.2 Reação com base forte 
A reação de íons magnésio com base forte, dá-se pela reação: 
 
 ( ) ( ) ( ) 
 
O precipitado formado é branco e gelatinoso, escassamente solúvel em água e 
solúvel em sais de amônio. Na presença de cloreto de amônio, a concentração de 
OH- diminui a tal ponto que o produto de solubilidade do Mg(OH)2 não é 
alcançado. 
Em questão da solubilidade, a relação carga-raio deve ser levada em 
consideração. O magnésio, apesar de possuir a mesma carga dos outros cátions 
analisados, possui um menor raio, o que faz com que seu núcleo atraia mais os 
elétrons e a ligação é mais difícil de ser rompida. Por este motivo, foram 
necessárias 14 gotas do sal (NH4Cl) para dissolver completamente o precipitado. 
As reações com os outros cátions são análogas às do magnésio: 
 
 ( ) ( ) ( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) 
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A única diferença é que, levando em consideração a relação carga-raio, os íons 
cálcio, estrôncio e bário são maiores e não atraem tão fortemente as ligações 
quanto o magnésio, por este motivo, menos gotas de cloreto de amônio foram 
necessárias para dissolver os precipitados (4, 6 e 9, respectivamente). 
 
1.3 Reações com carbonato de amônio 
Ao adicionar Carbonato de amônio ((NH4)2CO3) as soluções contendo os íons do 
grupo II (Ca2++, Mg2+,Sr2+ e Ba2+) observou-se a formação de precipitado branco 
em todas as soluções. A equação química abaixo descreve a reação para cada 
íon. 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
O carbonato de amônio em água é solúvel, desta forma a dissociação leva a 
formação de íons carbonato (CO3
2-) e íons amônio (NH4
+). Os íons carbonatos 
reagem com os metais alcalinos terrosos formando carbonatos desses metais. No 
entanto, carbonatos dos metais alcalinos terrosos apresentam baixa solubilidade 
em água, sendo assim, formam o precipitado. Apesar da formação do precipitado, 
os mesmo têm diferentes solubilidades, o carbonato de estrôncio, por exemplo, 
apresenta menor solubilidade em comparação com o carbonato de bário. 
Os íons nitrato (NO3
-) e amônio ficam livres em solução, uma vez que o composto 
nitrato de amônio é solúvel em água. 
 
 
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1.4 Reação com oxalato de amônio 
Para observar a reação das soluções contendo os íons dos metais alcalinos 
terrosos com o oxalato de amônio, foi adicionado ácido acético no intuito de 
diminuir o pH da solução e favorecer a reação. Sendo assim, ao adicionar oxalato 
de amônio, observou-se precipitado branco em todas as soluções. As equações 
químicas abaixo mostram as reações. 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
O oxalato de amônio é dissociado em água formando íons amônio (NH4
+) e íons 
oxalato (C2O4
2-). Os íons oxalato reagem com os íons dos metais alcalinos do 
grupo II formando precipitado, como os oxalatos dissolvem-se em solução de 
ácidos fortes, foi necessário manter o pH da solução adicionando o ácido acético, 
que é um ácido fraco. 
Ao aquecer a solução na chama do bico de Bunsen apenas o oxalato de 
magnésio apresentou variações. A solução teve formação de cristais maiores, 
sendo possível observar com clareza o precipitado. 
 
1.5 Reação com dicromato de potássio 
Nos tubos contendo os íons dos metais do grupo II, foi adicionado ácido acético 
(CH3COOH) e acetato de potássio (CH3COOK). Como foi adicionado um sal do 
ácido acético à solução, formou-se então uma solução tampão. Ao adicionar o 
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dicromato potássio, verificou-se que apenas a solução contendo os íons de bário 
formou precipitado. As equações químicas abaixo mostram as reações. 
 ( ) ( ) ( ) ( )( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) ( )( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) ( )( ) 
 
 ( ) ( ) ( ) ( )() 
 
Os íons de bário com os íons cromato reagem e formam precipitado amarelo. A 
reação ocorre pelas seguintes etapas, considerando M = Ca, Mg, Sr ou Ba. 
 
 
 ( ) ( ) 
 ( ) ( ) ( ) 
 
 ( ) 
 ( ) ( ) ( ) 
 
De acordo com o equilíbrio químico 1, a presença de íons hidroxila (OH-) desloca 
o equilíbrio da esquerda para a direita, formando íon cromato. Em contrapartida, o 
aumento da concentração de íons H+ diminui a concentração de íons cromato 
formando íons dicromato. A redução de íons cromato faz com que o produto de 
solubilidade do cromato de bário não seja alcançado (não precipitando). Desta 
forma, para ocorrer à precipitação foi necessário uma solução tampão, tal que a 
concentração de íons H+ permanecesse baixa. 
As condições do sistema foram favoráveis para a precipitação do cromato de 
bário, mas não para a formação dos outros cromatos que ficaram dissolvidos em 
solução (valores maiores do produto de solubilidade requerem maiores 
concentrações de íons cromato para precipitarem). 
 
 
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1.6 Reação com sulfato de amônio 
1.6.1 Reação com sulfato de amônio e ácido acético 
Foi observada a formação de precipitado nos tubos contento os íons de Ba²+, Sr²+ 
e Ca²+; quando foram adicionadas gotas das soluções de ácido acético e de 
sulfato de amônio, formando assim, precipitados de sulfatos de metais. Em 
seguida, as soluções foram aquecidas, mas não houve variações significativas no 
aspecto dos sólidos. As equações químicas que descrevem o ocorrido são: 
 
SO4
2- (aq) + Ba²+ (aq) ↔ BaSO4 ↓ 
SO4
2- (aq) + Sr²+(aq) ↔ SrSO4 ↓ 
SO4
2- (aq) + Ca²+ (aq) ↔ CaSO4 ↓ 
Não houve a formação de precipitado no tubo contendo íons de Mg²+, pois o 
produto de solubilidade do MgSO4 é muito alto. 
 
1.6.2 Reação com sulfato de amônio e hidróxido de amônio 
Ao adicionar ácido acético e sulfato de amônio às soluções contendo os íons do 
grupo II, o sal insolúvel foi formado apenas nos tubos contendo íons Ba²+ e Sr²+. 
Então se aqueceram os tubos e foi verificada a precipitação apenas no tubo 
contendo íons Ca²+, onde a reação de precipitação ocorre mais lentamente, 
enquanto não houve mudanças para as outras soluções. As equações químicas 
são descritas no item 1.6.1. 
Não houve precipitação no tubo contendo Mg²+, tal fato é devido à alta 
solubilidade de muitos compostos de magnésio é atribuída ao pequeno tamanho 
do íon, assim como sua alta solubilidade em sais de amônio. 
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1.7 Reação com monohidrogenofosfato de sódio 
Adicionou-se à solução contendo os íons do grupo II, ácido clorídrico (HCl) e 
monohidrogenofosfato de sódio (Na2HPO4). Após a adição do hidróxido de 
amônio (NH4OH) formou-se precipitado branco em todos os tubos. A equação 
química abaixo é descrita apenas para a reação com os íon magnésio. 
 
 ( ) ( ) 
 ( ) ( ) ( ) 
 
A amônia é proveniente da reação do íon amônio (gerado pela dissociação do 
hidróxido de amônio) com água. 
 
 
 ( ) ( ) ( ) 
 ( ) 
 
Para os íons cálcio a reação é dada a seguir. 
 
 
 ( ) ( ) ( ) ( ) 
 
Na presença de íons amônio, forma-se o fosfato de cálcio um sal de pouca 
solubilidade em condições ambientes. Na solução ele formou um precipitado de 
coloração branca. Inicialmente a solução no tubo de ensaio está ácida, após a 
adição do hidróxido de amônio os íons OH- retira o hidrogênio presente no íon 
monohidrogenofosfato que então, reage com os íons do Ca2+. Isso ocorre de 
modo análogo com os outros metais: com o bário forma-se o fosfato de bário 
(Ca3(PO4)2) e com o estrôncio forma-se o fosfato de estrôncio (Sr3(PO4)2). 
 
 
 
 
 
 
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2. CONCLUSÃO 
A prática realizada permitiu identificar os elementos químicos do grupo II por meio 
do teste de chama e por precipitação. O teste de chama é um dos métodos mais 
fáceis de serem observados, uma vez que erros experimentais normalmente não 
interferem nos resultados, sendo a solução com os íons de estrôncio vermelho e 
os íons de bário verde-amarelo. O teste de precipitação requer um pouco mais 
cautela. O meio reacional é imprescindível para a formação do precipitado, que 
difere de acordo com o produto de solubilidade do composto. A reação com o 
dicromato de potássio, por exemplo, apenas o cromato de bário precipitou, 
justamente pelo baixo produto de solubilidade além das condições do meio 
reacional que foram favoráveis. 
 
 
3. REFERÊNCIAS 
[1] Atkins,P., Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio 
ambiente; Peter Atkins e Loretta Jones. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. 
[2] Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 
1994. 
[3] Vogel, A.I. Química analítica qualitativa/ Arthur I. Vogel; tradução por Antônio 
Gimeno; 5. ed. rev por G.Svehla. São Paulo: Mestre Jou, 1981.