QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA

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Apostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
 1 
 
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia (CCET) 
 
D E P A R T A M E N T O D E Q U Í M I C A (DQI) 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
Práticas em Laboratório 
 
 
 
 
 
 
 
Profa Dra Marcia Helena de Rizzo da Matta 
 
 
 
Campo Grande/MS 
 
 
2008 
 
 
 
 
Apostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 2 
 
ÍNDICE 
Assunto Página 
1 OBJETO DA QUÍMICA ANALÍTICA............................................................................. 03 
2 NORMAS PARA O TRABALHO EXPERIMENTAL...................................................... 03 
3 SEGURANÇA EM LABORATÓRIO............................................................................. 04 
4 ACIDENTES COMUNS E PRIMEIROS SOCORROS.................................................. 05 
5 MÉTODOS DA QUÍMICA ANALÍTICA.......................................................................... 06 
6 ENSAIOS DE CHAMA.................................................................................................. 07 
7 ANÁLISE FRACIONADA E ANÁLISE SISTEMÁTICA.................................................. 08 
8 CONDIÇÕES PARA A REALIZAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS............................. 08 
SENSIBILIDADE E ESPECIFICIDADE 
9 CLASSIFICAÇÃO DE ÂNIONS.................................................................................... 11 
EXPERIMENTOS E CLASSIFICAÇÃO DE ALEXÈEV 
10 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE ÂNIONS............................................................. 13 
10.1 PRIMEIRO GRUPO DE ÂNIONS............................................................................... 14 
a) Reações do Íon Sulfato................................................................................ 14 
b) Reações do Íon Tiossulfato......................................................................... 15 
c) Reações do Íon Carbonato.......................................................................... 17 
d) Reações do Íon Fosfato............................................................................... 18 
e) Reações do Íon Tetraborato e Borato......................................................... 20 
 
10.2 SEGUNDO GRUPO DE ÂNIONS............................................................................... 22 
a) Reações do Íon Cloreto............................................................................... 22 
b) Reações do Íon Brometo............................................................................. 23 
c) Reações do Íon Iodeto................................................................................. 24 
d) Análise de uma mistura de cloreto, brometo e iodeto............................... 25 
e) Reações do Íon Sulfeto................................................................................ 26 
 
10.3 TERCEIRO GRUPO DE ÂNIONS .............................................................................. 27 
a) Reações do Íon Nitrato................................................................................ 28 
 
10.4 ANÁLISE DE UMA MISTURA DE ÂNIONS DOS GRUPOS I, II E III................................. 29 
 
11 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS.......................................................... 31 
11.1 CLASSIFICAÇÃO DOS CÁTIONS EM GRUPOS ANALÍTICOS....................................... 31 
11.2 PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS............................................................................. 32 
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Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 3 
a) Reações do Íon Potássio............................................................................. 33 
b) Reações do Íon Sódio................................................................................... 34 
c) Identificação de Na+ e K+ pela prova da chama........................................... 35 
d) Reações do Íon Amônio................................................................................ 35 
e) Reações do Íon Magnésio............................................................................. 36 
f) Marcha de Análise de uma Mistura de Cátions do Grupo I......................... 38 
 
11.3 SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS............................................................................... 39 
a) Reações de Separação do Grupo II ............................................................. 39 
b) Reações de Identificação dos Cátions do Grupo II..................................... 41 
c) Idenficação Fracionada de Bário e Estrôncio............................................. 42 
d) Esquema de Separação dos Cátions do Grupo II....................................... 43 
 
11.4 TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS.............................................................................. 44 
a) Reações de Separação do Grupo III............................................................. 44 
b) Fontes de Íons Sulfetos................................................................................. 47 
c) Reações de Identificação dos Cátions do Grupo III..................................... 48 
d) Reações do Íon Níquel................................................................................... 48 
e) Reações do Íon Cobalto ................................................................................ 49 
f) Reações do Íon Ferro (II)................................................................................ 50 
g) Reações do Íon Ferro (III)............................................................................... 50 
h) Reações do Íon Manganês............................................................................ 51 
i) Reações do Íon Cromo.................................................................................. 52 
j) Reações do Íon Alumínio............................................................................... 52 
k) Reações do Íon Zinco.................................................................................... 53 
l) Reações de Identificação do Grupo III por Via Seca................................... 53 
m) Esquema para a Separação e Identificação do Grupo III............................ 56 
 
11.5 QUARTO GRUPO DE CÁTIONS................................................................................ 58 
11.5.1 Reações de Separação dos Íons do Grupo IV............................................. 59 
11.5.2 Reações de Identificação dos Íons do Grupo IV – Subgrupo da Prata..... 60 
 
a) Reações do Íon Prata .................................................................................... 60 
b) Reações do Íon Chumbo............................................................................... 60 
11.5.3 Reações de Separação dos Íons do Grupo IV – Subgrupo do Cobre........ 61 
 
11.5.4 Reações de Identificação do Subgrupo do Cobre....................................... 62 
 
a) Reações do Íon Cobre................................................................................... 62 
b) Reações do Íon Cádmio................................................................................ 63 
c) Reações do Íon Bismuto............................................................................... 63 
 
11.6 ESQUEMA PARA A SEPARAÇÃO DE CÁTIONS EM UMA AMOSTRA ............................. 65 
 
12 TABELA DE CÁTIONS E ÂNIONS............................................................................... 67
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Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 4 
1 OBJETO DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 A Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de 
análise química que nos permitem determinar a composiçãoquímica das substâncias ou de 
misturas das mesmas. A análise permite-nos determinar a composição qualitativa da 
substância em estudo, ou seja, identificar os elementos ou íons que a constituem e também 
a composição quantitativa, ou seja, estabelecer as proporções entre os elementos ou íons 
que tinham já sido identificados. 
 
 A finalidade da Análise Qualitativa é a identificação ou pesquisa dos elementos ou íons 
que constituem a substância em estudo. 
 
 A Análise Quantitativa permite determinar a composição quantitativa dos elementos que 
entram na constituição da substância em estudo. 
 
 Normalmente, a Análise Qualitativa deve preceder a Análise Quantitativa. Deve-se 
recorrer à Análise Qualitativa mesmo quando se trate de determinar a percentagem de um 
constituinte cuja presença na substância em estudo é conhecida antecipadamente. De fato, 
só se pode escolher o método mais adequado para determinação quantitativa de um 
componente depois de saber quais os outros elementos ou íons presentes na substância 
em estudo. 
 
 A Química Analítica e, em particular a Análise Qualitativa, tem uma importância científica 
e prática enorme, porque apresenta um conjunto de métodos de investigação das 
substâncias e das suas transformações. São também de grande valor nas disciplinas 
científicas afins da Química: Mineralogia, Geologia, Fisiologia, Microbiologia e também em 
Medicina e Agronomia. 
 
 O trabalho experimental da Análise Qualitativa consiste, no nosso curso, na identificação 
e/ou separação de cátions e ânions. Quanto à Análise Quantitativa consiste no estudo de 
técnicas relacionadas à gravimetria e à volumetria e preferencialmente será desenvolvido 
individualmente ou em dupla. 
 
 
 
2 NORMAS PARA O TRABALHO EXPERIMENTAL 
 
O(A) aluno(a) deve lembrar-se que o laboratório é um lugar para a realização de 
experimentos que envolvem uma série de substâncias tóxicas e/ou corrosivas e/ou 
inflamáveis, que devem ser manuseadas sempre com grande cuidado e atenção. No 
laboratório fala-se e caminha-se o mínimo possível, sendo o uso do jaleco e dos óculos de 
segurança indispensável e obrigatório, visto que sem os mesmos o(a) aluno(a) não poderá 
participar da aula. 
 
 As seguintes normas devem ser observadas: 
 
► Cada grupo trabalhará com uma bateria contendo os reagentes que serão utilizados nos 
trabalhos de laboratório. Tais baterias deverão ser mantidas em perfeita ordem, verificando-
se o estado dos rótulos, numeração e borrachas dos frascos conta-gotas. No final de cada 
aula, deve-se preencher os frascos, após verificação cuidadosa do reagente que deverá ser 
reposto, evitando assim erros que podem ocasionar a perda dos trabalhos experimentais,
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bem como contaminação de reagentes e amostras. Os frascos dos reagentes deverão ser 
tampados após o uso e guardados nos respectivos lugares. 
 
► Ao retirar reagentes do frasco conta-gotas, nunca levar a ponta do mesmo em contato 
com qualquer objeto fora do frasco, nem permitir que a ponta do mesmo encoste nas 
paredes do tubo ao qual irá ser gotejado o reagente. 
 
► Nunca retornar sobras de reagentes para seus frascos originais. É preferível desprezar 
um pouco do reagente do que contaminar todo o frasco que contém o reagente sólido ou 
em solução. 
 
► Os materiais e reagentes que serão utilizados e que não fazem parte do material 
recebido serão colocados sobre o balcão e será de utilização geral. No final de cada aula, 
deverão ser guardados nos respectivos lugares. 
 
► Os ácidos concentrados e bases (álcalis) concentradas utilizados deverão ser sempre 
manuseados em capela e tampados logo após a utilização. Não pipetar com a boca estas 
soluções. 
 
► Reações que envolvem desprendimento de gases, bem como operações que envolvem a 
utilização de compostos voláteis deverão ser sempre realizadas em capela. 
 
► Cada aluno(a) deverá trazer um pedaço de pano para limpar seu local de trabalho. Se 
possível deverá trazer também uma caixa de fósforos e um rolo de papel higiênico para 
facilitar seu trabalho em laboratório. 
 
► Deve-se lavar muito bem a vidraria a ser utilizada no início e no final de cada aula. 
 
► Não jogar resíduos e papéis na pia, coloque-os no cesto de lixo. Passar água corrente 
em qualquer material a ser lavado antes de colocar no recipiente de lavagem. 
 
► Não gastar gás e reativos sem necessidade. Manter a chama do bico de Bunsen sempre 
bem regulada e apagar quando não estiver usando. 
 
► Se ao término de uma aula o experimento não tiver sido concluído, deve-se cobrir e 
rotular o material com clareza. Não utilizar papel de filtro para esta finalidade. 
 
► Os resultados observados deverão ser anotados em caderno de laboratório no momento 
em que estes foram obtidos. As dúvidas deverão ser dirigidas ao professor e/ou monitor da 
disciplina. 
 
 
3 SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
 
 Especial atenção deve ser dada à segurança, tanto pessoal, como coletiva. As 
medidas de segurança no laboratório são uma consequência das regras de bom senso. Em 
geral, um acidente ocorre quando menos se espera e não se pode prevê-los com 
antecedência. No entanto, inúmeros cuidados podem ser adotados sem grande esforço, 
diminuindo assim os riscos a um mínimo insignificante. Embora não seja possível enumerar 
aqui todas as causas possíveis de acidentes num laboratório, existem certos cuidados 
básicos que facilmente podem ser observados.
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 Fogo: além de materiais usualmente inflamáveis (madeira, cortiça, o próprio vestuário, 
cabelos, etc.), todo o laboratório contém solventes altamente inflamáveis. Portanto, o bico 
de Bunsen deve ser utilizado somente quando necessário. Não se deve aquecer líquidos 
inflamáveis em chama direta; deve-se afastar o fogo de qualquer coisa que possa inflamar-
se e, sobretudo, não esquecer acesa uma chama e/ou de desligar o gás ao sair do 
laboratório. 
 
 Explosões: podem ocorrer principalmente por causa de vazamento de gás ou ignição 
expontânea de materiais finamente divididos (carvão ativo, pó de alumínio), de vapores de 
solventes inflamáveis ou pelo aquecimento de substâncias oxidantes (água-régia, ácido 
nítrico, ácido perclórico, cloratos, nitrato de amônio e outros) em temperaturas acima do 
necessário e em presença de substâncias orgânicas. 
 
 Substâncias Tóxicas em Geral: Muitas substâncias utilizadas no laboratório são tóxicas 
em maior ou menor escala. Notoriamente, tóxicos são os cianetos, arsênico, gás sulfídrico, 
fósforo branco, compostos de mercúrio e chumbo, entre outras. Portanto, de um modo 
geral, evite o contato de qualquer substância com a pele e não prove, nem aspire 
profundamente, qualquer substância desconhecida. 
 
 
4 ACIDENTES COMUNS E PRIMEIROS SOCORROS 
 
QUEIMADURAS 
 
- Queimaduras causadas pelo calor seco: no caso de queimaduras causadas por chama 
ou objetos aquecidos, aplicar pomada de Picrato de Butesin. No caso de queimaduras 
mais graves, estas devem ser cobertas com gaze esterelizada umedecida em solução de 
bicarbonato de sódio a 5%. 
 
- Queimaduras causadas por ácidos: lavar imediatamente o local com água em 
abundância, durante cerca de cinco minutos. Em seguida, lavar com solução saturada de 
bicarbonato de sódio e novamente com água. Secar a pele e aplicar mertiolate. 
 
- Queimaduras por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com bastante água, 
durante cerca de cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético a 1% e lavar 
novamente com água. Secar a pele e aplicar mertiolate. 
 
ÁLCALIS OU ÁCIDOS NOS OLHOS: lavar exaustivamente com água, por uns quinze 
minutos, no lavador de olhose aplicar solução de ácido bórico a 1%. 
 
INTOXICAÇÃO POR GASES: remover a vítima para um local arejado, deixando-a 
descansar. Em casos de asfixia, fazer respiração artificial. 
 
INJESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS: recomenda-se beber muita água. 
 
- Injestão de ácidos: em seguida à água, beber um copo de bicarbonato de sódio a 2% ou 
leite de magnésia. 
- Injestão de álcalis: em seguida à água, tomar um copo de ácido cítrico ou acético a 2% 
ou vinagre na diluição 1:1. 
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5 MÉTODOS DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 Para atingir suas finalidades, na Análise Qualitativa e Quantitativa recorre-se a vários 
métodos: químicos, físicos e físico-químicos. Daremos ênfase somente aos métodos 
químicos, os quais serão utilizados no curso. 
 
 
MÉTODOS QUÍMICOS 
 
 Nos métodos químicos de Análise Qualitativa, o elemento ou íon pesquisado é 
transformado num composto que possua determinadas propriedades características que 
nos permitam ter a certeza de que foi esse o composto obtido. A transformação química 
chama-se reação analítica e a substância que a provoca chama-se reagente. 
 
 Conforme a quantidade de substância com a qual se opera para realizar as reações 
analíticas, distinguem-se os seguintes métodos de Análise Qualitativa: macroanálise, 
microanálise, semimicroanálise e ultramicroanálise. 
 
Macroanálise: ensaiam-se quantidades relativamente grandes de substância: 0,5 a 1 g ou, 
no caso de solução 20 a 50 ml. As reações realizam-se em tubos de ensaio comuns (10 a 
20 ml) ou em balões. Os precipitados são separados das soluções por filtração através de 
papel de filtro. 
 
Microanálise: empregam-se quantidades bem menores de substância, cerca de alguns 
miligramas de substância sólida ou uns décimos de mililitros de solução. Usam-se reagentes 
de grande sensibilidade, que permitem identificar a presença de vários componentes, 
mesmo que existam somente vestígios de alguns. As reações realizam-se pelo método 
microcristaloscópico ou pelo método da gota: 
 
método microcristaloscópico: as reações devem realizar-se sobre uma lâmina de vidro, 
identificando-se o íon ou o elemento pela forma dos cristais que se formam, observados ao 
microscópio. 
 
método da gota: (reações gota a gota): usam-se reações que são acompanhadas de uma 
viragem da coloração da solução ou da formação de precipitados corados. As reações 
realizam-se numa tira de papel de filtro onde se depositam sucessivamente e numa ordem 
bem definida, gota a gota, a solução em estudo e os reagentes. Como resultado da reação, 
no papel de filtro aparece uma mancha corada, cuja cor permite comprovar a presença na 
solução do íon a identificar. 
 
Semimicroanálise: ocupa um lugar intermediário entre a macro e a microanálise. Utilizam-
se quantidades de substâncias da ordem de 1/20 ou 1/25 das usadas na macroanálise, ou 
seja, cerca de 50 mg de substância sólida ou 1 ml de solução. A semimicroanálise 
apresenta inúmeras vantagens sobre a macroanálise e, sendo o trabalho devidamente 
esmerado, obtêm-se resultados tão precisos quanto os da macroanálise. 
 
Ultramicroanálise: usam-se quantidades de substâncias inferiores a 1mg. Todas as 
operações analíticas efetuam-se as observando ao microscópio. 
 
 Na Figura 1 estão esquematizadas as diferentes técnicas operatórias que correspondem 
aos vários métodos de análise e comparam-se as de separação do precipitado.
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Figura 1 Separação do precipitado por diversos métodos de análise. 
 
6 ENSAIOS DE CHAMA 
 
 Para compreender as operações implicadas nos ensaios de coloração de chama e de 
diversos ensaios por via seca, é necessário possuir um certo conhecimento da chama 
luminosa de Bunsen., a qual é composta por três partes: 
 
(i) Um cone azul interno ADB, constituído em sua maior parte de gás não queimado; 
 
(ii) Uma ponta luminosa D (que somente é visível quando as aberturas para o ar estão 
ligeiramente fechadas); 
 
(iii) Uma capa externa ACBDA, onde se produz a combustão completa do gás. 
 
 As principais partes da chama de Bunsen estão indicadas, a seguir, na Fig. 2. 
 
 
1. Chama oxidante superior (ZOS) 1540oC 
 
2. Chama oxidante inferior (ZOI) 1540oC 
 
3. Chama redutora superior (ZRS) 520oC 
 
4. Chama redutora inferior (ZRI) 350oC 
 
5. Zona fria (menor temperatura) 300oC 
 
6. Zona de fusão (maior temperatura) 1560oC 
 
 
Figura 2 Estrutura da chama do bico de Bunsen. 
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1 ZOS: corresponde ao extremo não luminoso da chama, apresenta um grande excesso de 
oxigênio e a chama não é tão quente como em 6. 
 
2 ZOI: é empregada para a oxidação de substâncias dissolvidas nas pérolas de bórax e 
semelhantes. 
 
3 ZRS: está no extremo da zona azul interna e é rica em carbono incandescente, sendo 
especialmente útil para reduzir as incrustações de óxidos a metal. 
 
4 ZRI: está situada no limite inferior da zona próxima ao cone azul e é onde os gases redutores se 
misturam com o oxigênio do ar; é uma zona de menor poder redutor que 3 e se emprega para a 
redução de pérolas fundidas de bórax e semelhantes. 
 
5 Zona fria: é a base da chama, onde a temperatura é mais baixa, que é empregada para testar 
substâncias voláteis, a fim de determinar se elas comunicam alguma cor à chama. 
 
6 Zona de fusão: é a parte mais quente da chama; é empregada para ensaiar a fusibilidade das 
substâncias e também, juntamente com 5 para ensaiar a volatilidades relativas de substâncias ou 
misturas destas. 
 
 
7 ANÁLISE FRACIONADA E ANÁLISE SISTEMÁTICA 
 
 Utilizando as reações específicas, os íons correspondentes podem ser identificados 
pelo chamado método fracionado, isto é diretamente em porções retiradas da solução em 
estudo, sem ter em conta os outros íons nela existentes. Também não tem importância 
nenhuma a ordem de identificação dos íons isolados. 
 
 Quando não há reações seletivas muito seguras, nem se pode aumentar sua 
seletividade por meio de um processo qualquer, a identificação dos correspondentes íons 
pelo método fracionado é impossível. Nestes casos, convém elaborar uma sucessão de 
reações de identificação dos íons, isto é, estabelecer uma marcha sistemática de análise. 
Esta consiste no seguinte: a identificação de cada íon só deve iniciar-se depois de terem 
sido identificados e eliminados da solução todos os outros íons que impedem sua 
identificação (ou seja, que reagem com o reagente usado). Sendo assim, deduz-se que, 
durante a análise sistemática, juntamente com as reações de identificação dos diferentes 
íons, deve-se recorrer também às reações de separação dos mesmos. Nas reações de 
separação aproveita-se, geralmente , a diferença entre as solubilidades dos compostos 
análogos dos íons a separar. Por vezes, também se recorre à diferença entre as 
volatilidades dos correspondentes compostos. Para que a separação seja completa, é 
necessário utilizar quantidades suficientes de reagente, criar condições ótimas para a 
precipitação, garantir uma calcinação com duração e temperatura suficientes, etc. Deve-se 
obrigatoriamente verificar-se que a separação é total por meio de um ensaio, sem o qual os 
resultados de análise podem ser falsos. As técnicas das verificações da separação completa 
dos íons serão vistas posteriormente. 
 
 
8 CONDIÇÕES PARA A REALIZAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
SENSIBILIDADE E ESPECIFICIDADE 
 
Fritz Feigl foi o criador de Análise de Toque – Tüpfelreaktionen, em alemão; Spot 
Tests, em inglês – procedimento analítico para fins qualitativos, executado com técnicaApostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
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muito simples com o emprego de uma ou poucas gotas de amostra e reagentes, em geral 
sobre papel de filtro, em que se desenvolve uma coloração característica para a 
identificação da espécie a ser detectada. O resultado, para que possa indicar a sensibilidade 
da prova, ou seja, o valor mínimo detectável na menor concentração é expresso mediante o 
limite de identificação, em microgramas, acoplado ao limite de diluição. O teste é tanto mais 
sensível quanto menor o limite de identificação e maior o de diluição. 
 
 Ao se fazer um teste analítico será necessário seguir determinadas condições, pois do 
contrário o resultado poderá ser errôneo. Pode-se citar a temperatura, a acidez e a 
concentração dos reagentes. 
 
 Na concentração dos reagentes inclui-se a concentração dos íons de interesse. Por isso 
diz-se que existe uma concentração mínima para o íon de interesse em solução, abaixo da 
qual o teste será negativo. Este fenômeno está relacionado com a sensibilidade de um 
teste. É bom salientar-se que durante o uso de um teste de alta sensibilidade, a 
possibilidade de um erro é muito grande, pois as próprias impurezas dos reagentes podem 
mascarar o resultado. Isto, porém, pode ser contornado quando se faz um teste em branco, 
que significa colocar todos os reagentes menos a substância sob exame. Daqui o próprio 
estudante pode deduzir também a importância da natureza dos reagentes utilizados. 
 
 A sensibilidade de uma reação pode ser aumentada, dentre outros meios, por: 
- uma variação na concentração dos reagentes, 
 
- uma mudança no valor do pH do meio, 
 
- pela adição de solventes orgânicos miscíveis com a água, ou 
 
- através de uma extração por um solvente imiscível com a água. 
 
 
 Sensibilidade de uma Reação: expressa a menor quantidade do analito em uma gota 
da solução que pode ser detectado por um dado reagente. Termos usados para expressar a 
sensibilidade de uma reação: 
 
� Mínimo Detectável: expressa a menor quantidade do analito (em µg) presente em uma 
gota (0,05 mL ou 0,02 mL) da solução em análise que pode ser detectada por um dado 
reagente. (µg = 10-6g). 
 
� Concentração Mínima ou Concentração Limite: é a concentração do analito na solução 
que fornece o mínimo detectável (g/mL). (1 gota = 0,05ml) 
 
� Diluição Limite: expressa o volume da solução aquosa em mililitros que contém 1g do 
analito e que em 1 gota contém a massa mínima detectável. Em outras palavras, é o inverso 
da concentração mínima ou limite. 
 
SENSIBILIDADE � � MÍNIMO DETECTÁVEL 
 � CONCENTRAÇÃO MÍNIMA 
 � DILUIÇÃO LIMITE 
 � TEMPO NECESSÁRIO PARA A REAÇÃO 
 OCORRER 
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 Reações Seletivas e Reações Específicas 
 
 Reações seletivas são aquelas que sob certas condições tornam possível detectar alguns 
íons na presença de outros. A quelação do Ni2+ com dimetilglioxima (DMG) em meio 
amoniacal (pH=8) é uma reação seletiva amplamente empregada na análise química. 
Outros íons também reagem com a DMG, porém em outras condições de reação. Havendo 
condições seletivas, íons Ni2+ podem ser detectados na presença de outros íons. Portanto, 
diz-se que uma reação é seletiva quando ocorre somente com um número restrito de íons 
em determinadas condições. A seletividade de uma reação é tanto maior quanto menor for o 
número de íons que dá teste positivo. 
 
 Reações ou reagentes específicos são aqueles que dão produtos com propriedades 
características com somente um íon. Tais reações são bastante reduzidas. Exemplo: reação 
qualitativa específica para iodo; uma intensa cor azul escura aparece quando moléculas de 
iodo reagem com amido (a especificidade é um caso especial de seletividade). 
 
EXERCÍCIO: Para determinar a sensibilidade da reação de identificação do íon prata com o 
íon cromato, que é traduzida pela equação: 
 
2AgNO3 + K2CrO4 ⇔ Ag2CrO4↓ + 2KNO3 
 
preparou-se uma solução de AgNO3 que continha 1,57g de nitrato de prata por litro de água. 
Verificou-se que ao se diluir 25 vezes esta solução, a reação ainda é positiva, mas se a 
diluição fosse aumentada a reação tornava-se duvidosa. Determine o mínimo detectável, a 
concentração mínima (ou limite) e a diluição limite para esta reação no caso de ela se 
realizar com uma gota de solução (que tem 0,0500 ml). 
 
 
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9 CLASSIFICAÇÃO DE ÂNIONS 
 EXPERIMENTOS E CLASSIFICAÇÃO DE ALEXÈEV 
 
 
9.1. REAÇÕES COM NITRATO DE PRATA (AgNO3) 
 
Experimento 1 
 
A. Separe e numere 10 tubos de ensaio e coloque em cada tubo 10 gotas das seguintes 
soluções: 
 
TUBO 1: nitrato de sódio TUBO 6: carbonato de sódio 
 
TUBO 2: cloreto de sódio TUBO 7: tetraborato de sódio 
 
TUBO 3: brometo de sódio TUBO 8: sulfato de sódio 
 
TUBO 4: iodeto de potássio TUBO 9: sulfeto de sódio 
 
TUBO 5: fosfato de sódio TUBO 10: tiossulfato de sódio 
 
B. Adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de NITRATO DE PRATA. Agite e observe. 
Anote os resultados observados. 
 
SINTETIZE OS RESULTADOS OBSERVADOS NO QUADRO I (a seguir). 
 
 
Experimento 2 
 
A. idem ao ítem A. do Experimento 1. 
 
B. Agora, adicione em cada tubo 2 gotas de ÁCIDO NÍTRICO, agite. 
 
C. Em seguida, adicione em cada tubo 5 gotas de NITRATO DE PRATA. Agite, observe e 
anote os resultados. 
 
SINTETIZE OS RESULTADOS OBSERVADOS NO QUADRO I (a seguir) 
 
 
Experimento 3 
 
A. idem ao ítem A. do Experimento 1. 
 
B. Agora adicione em cada tubo 2 gotas de HIDRÓXIDO DE AMÔNIO, agite. 
 
C. Em seguida, adicione em cada tubo 5 gotas de NITRATO DE PRATA. Agite, observe e 
anote os resultados. 
 
SINTETIZE OS RESULTADOS OBSERVADOS NO QUADRO I (a seguir). 
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9.2. REAÇÕES COM CLORETO DE BÁRIO (BaCl2) 
 
Repetir os experimentos 1, 2 e 3 do item 9.1, substituindo NITRATO DE PRATA por 
CLORETO DE BÁRIO. 
 
QUADRO I 
ÍON Reação com AgNO3 Reação com BaCl2 
N N 
A A 
 
NO3- 
 B B 
N N 
A A 
 
Cl- 
 B B 
N N 
A A 
 
Br- 
 B B 
N N 
A A 
 
I- 
 B B 
N N 
A A 
 
PO43- 
 B B 
N N 
A A 
 
CO32- 
B B 
N N 
A A 
 
B4O72- 
 B B 
N N 
A A 
 
SO42- 
 B B 
N N 
A A 
 
S2- 
 B B 
N N 
A A 
 
S2O32- 
 B B 
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10 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE ÂNIONS 
 
 A classificação dos ânions é geralmente baseada nas diferenças de solubilidade dos 
sais de bário e de prata dos ácidos correspondentes *. Esta classificação não está 
rigorosamente estabelecida. Segundo os autores, os ânions podem ser repartidos em 
diferentes números de grupos. Aqui, nós vamos subdividir os ânions pela classificação de 
ALEXÈEV e estudar os três grupos como é mostrado na Tabela I. 
 
 Na maior parte dos casos os ânions não perturbam mutuamente a sua identificação 
(ao contrário dos cátions). Assim, é relativamente raro ocorrer as reações de separação. A 
pesquisa dos ânions faz-se na maior parte das vezes pelo método fracionado. Por esta 
razão, os reagentes gerais servem, não para separar os grupos, mas apenas para os 
colocar em evidência. Naturalmente, se é verificada a ausência deum grupo, as reações de 
identificação dos ânions que dele fazem parte, são inúteis. Assim, as reações de grupos 
facilitam consideravelmente a execução da análise. 
 
 A análise dos ânions será de grande valia no estudo dos cátions. Por exemplo, 
identificamos os ânions SO42- e CrO42- com a ajuda dos cátions Ba2+ e Pb2+; inversamente 
estes últimos podem ser postos em evidência com os sulfatos e cromatos. 
 
 
Tabela 1 - Classificação de ânions (segundo Alexèev) 
 
 
GRUPO 
 
CARACTERÍSTICA 
DO GRUPO 
 
ÂNIONS QUE FORMAM O GRUPO 
 
 
REAGENTE GERAL 
 
 
 
 
 
I 
 
 
 
 
 
Sais de bário 
pouco solúveis 
na água 
SO42- (íon sulfato) ���� 
SO32- (íon sulfito) 
S2O32- (íon tiossulfato) ���� 
CO32- (íon carbonato) ���� 
PO43- (íon fosfato) ���� 
AsO43- (íon arseniato) 
AsO33- (íon arsenito) 
BO2- ou B4O72- (íon borato) ���� 
CrO42- (íon cromato) 
F- (íon fluoreto) 
SiO32- (íon silicato) 
C2O42- (íon oxalato) 
 
 
 
 
 
 
BaCl2 em solução neutra 
ou fracamente alcalina 
 
 
 
II 
 
 
Sais de prata 
pouco solúveis 
na água e HNO3 
diluído* 
Cl- (íon cloreto) ���� 
Br- (íon brometo) ���� 
I- (íon iodeto) ���� 
S2- (íon sulfeto) ���� 
SCN- (íon tiocianato) 
[Fe(CN)6]4- (íon ferrocianeto) 
[Fe(CN)6]3- (íon ferricianeto) 
 
 
 
 
AgNO3 em solução ácida 
(utilizar HNO3) 
 
 
III 
 
 
Sais de bário e 
de prata 
hidrossolúveis 
NO3- (íon nitrato) ����1 
NO2- (íon nitrito) 
CH3COO- (íon acetato) 
MnO4- (íon permanganato) 
 
 
 
Não tem 
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10.1 PRIMEIRO GRUPO DE ÂNIONS 
 
 O grupo I de ânions compreende: SO42- (íon sulfato), SO32- (íon sulfito), S2O32- (íon 
tiossulfato), CO32- (íon carbonato), PO43- (íon fosfato), AsO43- (íon arseniato), AsO33- 
(íon arsenito), BO2- ou B4O72- (íon borato), CrO42- (íon cromato), F- (íon fluoreto), SiO32- 
(íon silicato) e C2O42- (íon oxalato) etc. Os ânions enumerados dão com com os íons Ba2+ 
sais pouco solúveis na água e (com exceção de Ba2SO4) solúveis nos ácidos. Assim, os 
ânions do I grupo não precipitam nas soluções ácidas sob a forma de sais de bário. 
 
 Devido ao que acabou de ser dito, o reagente geral do I grupo de ânions é BaCl2 em 
solução neutra ou fracamente alcalina (pH 7 a 9). 
 
 Os sais formados de ânions do I grupo com o íon Ag+ , ao contrário dos sais derivados de 
ânions do II grupo, são solúveis nos ácidos diluídos ou mesmo na água (Ag2SO4 e AgF). 
 
 
a) REAÇÕES DO ÍON SULFATO (SO42-) 
 
 O íon sulfato é o ânion do ácido sulfúrico H2SO4, ácido forte, que não o cede 
senão dificilmente aos ácidos halogenados: HCl, HBr, HI e ao HNO3. 
 
 Entre os sais de ácido sulfúrico, os de bário, de estrôncio e de chumbo são pouco 
solúveis na água; o sal de cálcio é um pouco mais solúvel. Os outros sulfatos metálicos são 
hidrossolúveis. Alguns sulfatos básicos, tais como os de mercúrio, bismuto e cromo são 
também insolúveis em água, mas se dissolvem em HCl ou HNO3 diluídos. 
 
 O ácido sulfúrico é um líquido incolor, oleoso e higroscópico, de peso específico 1,838. O 
ácido concentrado, puro, comercial, é uma mistura de ponto de fusão constante, 338oC, e 
contendo cerca de 98% de ácido. É miscível com água em todas as proporções com 
desprendimento de considerável calor. Misturando os dois, o ácido deve sempre ser 
derramada em fina corrente na água (se a água for derramada no ácido mais denso, o vapor 
gerado repentinamente pode arrastar com ele algum ácido, podendo portanto, causar 
considerável dano). 
 
1. Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de sulfato de bário, BaSO4 - 
insolúvel em HCldil. a quente e em HNO3 dil. , mas moderadamente solúvel em HCl conc. a 
quente: O ácido nítrico concentrado ou ácido clorídrico concentrado não deve ser usado, 
porque podem formar precipitados de cloreto ou nitrato de bário. Estes, contudo se 
dissolvem, diluídos com água. 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de sulfato de sódio, gotas de 
ácido clorídrico diluído e a seguir, solução de cloreto de bário (os carbonatos, sulfitos e 
fosfatos não são precipitados nestas condições). 
 
SO42- + Ba2+ ⇔ BaSO4 ↓ 
 
Como sal pouco solúvel de ácido forte, o sulfato de bário é insolúvel nos ácidos, o 
que distingue este sal dos sais de bário de todos os outros ânions. Este processo de 
identificação pode complicar-se pela presença, na solução analisada, do ânion S2O32- ou de 
uma mistura de íons SO32- e S2-, porque nestes dois casos a acidificação provoca a 
formação de um depósito de precipitado branco de enxofre, insolúvel nos ácidos como o 
BaSO4.
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S2O32- + 2H+ ⇔ S↓ + SO2 + H2O 
 
2S2- + SO32- + 6H+ ⇔ 3S↓ + 3H2O 
 
♦♦♦♦ Pode-se distinguir BaSO4 do enxofre utilizando a propriedade do sulfato de bário de dar 
com KMnO4 cristais mistos cor-de-rosa. Para tal, adiciona-se 10 a 15 gotas da solução 
estudada (Na2SO4), acidificada com HCl (~2 gotas), 10 gotas de solução 0,01N de KMnO4 e 
10 gotas de solução de BaCl2. Reduz-se em seguida o excesso de KMnO4 com H2O2 e a 
solução torna-se incolor (2MnO4 + 5H2O2 + 6H+ ⇔ 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O), enquanto 
que o precipitado se torna rosado, o que prova a presença de BaSO4. O permanganato de 
potássio que dá estes cristais mistos não reage com a água oxigenada, porque se encontra 
no interior de cristais de BaSO4. Ao invés da água oxigenada pode-se utilizar ácido oxálico a 
0,5 M, colocando-se o tubo em aquecimento em banho-maria até completa descoloração. A 
centrifugação favorece a observação. Sensibilidade: 2,5µg de SO42-. Concentração limite: 1 
em 20 000. 
 
♦♦♦♦2. Rodizonato de sódio: os sais de bário produzem um precipitado marrom avermelhado 
com este reagente (veja seção 11.3). Os sulfatos e ácido sulfúrico provocam um 
descoramento imediato, devido à formação de sulfato de bário insolúvel. este ensaio é 
específico para sulfatos. Coloque 1 gota de BaCl2 sobre o papel de filtro ou de reação à gota 
e 1 gota de solução aquosa a 0,5% de rodizonato de sódio recém-preparada. Trate a 
mancha marrom avermelhada com 1 gota de solução teste ácida ou alcalina. A mancha 
colorida desaparece. Sensibilidade: 4µg de SO42-. Concentração limite: 1 em 10 000. 
 
3. Sais de estrôncio (Sr3+): dão um precipitado branco de SrSO4, insolúvel nos ácidos. 
 
4. Acetato de chumbo: forma um precipitado branco de PbSO4, solúvel em ácido sulfúrico 
concentrado (H2SO4conc) a quente, em soluções de acetato de amônio. e mtartarato de 
amônio e em soluções de hidróxido de sódio. No último caso, forma-se o 
tetrahidroxiplumbato (II) de sódio que, por acidificação com ácido clorídrico, se separa como 
cloreto de chumbo cristalizado. Se qualquer das soluções aquosas do precipitado for 
acidificada com ácido acético e adicionada solução solução de cromato de potássio, 
precipita-se cromato de chumbo amarelo (veja as reações do chumbo). 
 
5. O nitrato de prata (AgNO3): não dá precipitado com as soluções diluídas de sulfatos, 
pois o Ag2SO4 é bastante solúvel na água. Mas nas soluções concentradas de sulfatos, 
pode-se formar um precipitado branco de Ag2SO4. Se possível utilizar amostra sólida. 
 
 
b) REAÇOES DO ÍON TIOSSULFATO (S2O32-) 
 
 O íon tiossulfato é o ânion do ácido tiossulfúrico H2S2O3. Este ácido é ainda mais 
instável que H2SO3 e, posto em liberdade decompõe-se com formação de SO2 e de S. Entre 
os tiossulfatos, os dos metais alcalinos, assim como os do estrôncio, zinco, cádmio, níquel, 
cobalto, manganês e ferro II são solúveis na água. Os outros tiossulfatos são pouco solúveis 
(chumbo, pratae bário), sendo que muitos deles dissolvem-se em excesso de solução de 
tiossulfato. O íon S2O32- é incolor. 
 
 As soluções aquosas dos tiossulfatos dos metais alcalinos têm uma reação quase neutra. 
 
 Para os testes utilize soluções de tiossulfato de sódio (Na2S2O3.5H2O). 
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1. Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de tiossulfato de bário, 
Ba2S2O3, proveniente de soluções moderadamente concentradas de cloreto de bário. A 
precipitação é acelerada por agitação e fricção das paredes do recipiente com um bastão de 
vidro. 
S2O32- + Ba2+ ⇔ BaS2O3 ↓ 
 
♦♦♦♦2. Ácido clorídrico diluído (HCl): não há modificação imediata a frio com uma solução de 
tiossulfato. A solução acidulada turva-se rapidamente, devido à separação do enxofre, e o 
ácido sulfuroso fica presente na reação. Aquecendo a solução, libera-se dióxido de enxôfre, 
que é reconhecido por seu odor e sua ação sobre o papel de filtro umedecido com solução 
acidificada de dicromato de potássio. 
 
S2O32- + 2H+ ⇔ H2S2O3 
H2S2O3 ⇔ H2O + S↓ + SO2↑ 
SO2 (g) + H2O ⇔ H2SO3 
Cr2O72- + 3S03 + 8H+ ⇔ 2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O 
 
Como, nas mesmas condições, os sulfetos libertam SO2 sem formação de enxofre (que 
precipita no caso dos tiossulfatos formando uma turvação), esta reação permite identificar 
S2O32- e constitui uma das reações mais importantes do íon tiossulfato. 
 
3. Soluções de iodo (I2): descora, formando uma solução incolor de íons tetrationato: 
 
2S2O32- + I2 ⇔ S4O6 + 2I- 
 
 A reação tem aplicações práticas na iodometria e nos métodos iodométricos de análises 
titrimétricas. 
 
4. Solução de acetato de chumbo ou nitrato de chumbo: inicialmente, não há 
modificação, mas, após a adição do reagente, forma-se um precipitado branco de tiossulfato 
de chumbo: 
 
S2O32- + Pb2+ ⇔ PbS2O3↓ 
 
O precipitado é solúvel em excesso de tiossulfato; por essa razão, não ocorre 
precipitação. Aquecendo a suspensão, o precipitado escurece, formando finalmente um 
precipitado preto de sulfeto de chumbo: 
 
PbS2O3↓ + H2O ⇔ PbS↓ + 2H+ + SO42- 
 
A reação pode ser efetuada para distinguir íons sulfito dos íons tiossulfato. 
 
5. Solução de cloreto de Fe(III): aparece uma coloração violeta-escuro, provavelmente 
pela formação do complexo ditiossulfatoférrico (ferroIII): 
 
2S2O32- + Fe3+ ⇔ [Fe(S2O3)2]- 
 
em repouso, a cor desaparece rapidamente, formando íons tetrationato e ferro(II): 
 
[Fe(S2O3)2]- + Fe3+ ⇔ 2Fe2+ + S4O62-
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a reação global pode ser escrita como a redução do ferro(III) pelo tiossulfato: 
 
2S2O32- + 2Fe3+ ⇔ S4O62- + 2Fe2+ 
 
6. Solução de nitrato de prata: precipitado branco de tiossulfato de bário, BaS2O3, 
proveniente de soluções moderadamente concentradas: 
 
S2O32- + Ba2+ ⇔ BaS2O3↓ 
 
 A precipitação é acelerada por agitação e fricção das paredes do recipiente com um 
bastão de vidro. A solubilidade é 0,5g.L-1 a 18oC. Nenhum precipitado é obtido com cloreto 
de cálcio, pois o tiossulfato de cálcio é bastante solúvel em água. 
 
7. Ensaio do anel azul: derramando lentamente uma solução de tiossulfato, misturada com 
uma solução de molibdato de amônio, nas paredes de um tubo de ensaio contendo 
H2SO4conc., forma-se temporariamente um anel azul na zona de contato. A origem desta cor 
ainda é inexplicada. 
 
 
c) REAÇÕES DO ÍON CARBONATO (CO32-) 
 
 O íon carbonato é o ânion do ácido carbônico, ácido extremamente fraco 
desconhecido no estado livre. Quando é obtido a partir dos seus sais, decompõe-se quase 
completamente em anidrido carbônico é água. Dentre os carbonatos, são solúveis em água 
apenas os de sódio, potássio e amônio. 
 
 Para estudo dessas reações pode ser usada uma solução de carbonato de sódio, 
Na2CO3.10H2O. 
 
♦♦♦♦1. Ácido clorídrico diluído: decompõe-se com efervescência, devido à liberação do 
dióxido de carbono: 
CO32- + H+ ⇔ HCO3- 
HCO3- + H+ ⇔ CO2↑ + H2O 
 
o gás pode ser identificado por suas propriedades de turvar a água de cal (Ca(OH)2) ou 
água de barita (Ba(OH)2): 
 CO2 + Ca2+ + 2OH- ⇔ CaCO3↓ + H2O 
 CO2 + Ba2+ + 2OH- ⇔ BaCO3↓ + H2O 
 
Alguns carbonatos naturais, tais como magnesita, MgCO3, siderita, FeCO3 e dolomita, 
(Ca,Mg)CO3, não reagem facilmente a frio; eles devem ser finamente pulverizados e a 
mistura reagente aquecida. 
 
 O ensaio da água de cal ou de barita é efetuado utilizando um sistema com dois tubos de 
ensaio interligados por um tubo em U (Fig.3). Em um dos tubos (tubo A) coloque a 
substância a ser analisada (use carbonato de sódio sólido) e aproximadamente 10 gotas de 
ácido clorídrico diluído. No outro tubo, coloque solução de hidróxido de bário (água de 
barita). Aqueça o tubo A cuidadosamente, de modo que o líquido nele contido não passe 
para o outro tubo (tubo B). O gás liberado passa através da água de cal ou de barita contida 
no tubo B; a formação de uma turbidez indica a presença de um carbonato, a turbidez 
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desaparece lentamente, devido à formação de um hidrogenocarbonato (bicarbonato) 
solúvel: 
BaCO3↓ + CO2 + H2O ⇔ Ba2+ + 2HCO3- 
 
Qualquer ácido, mais forte que o carbônico (K1 = 4,31 x 10-7), o deslocará, especialmente a 
quente. Assim, mesmo o ácido acético (K = 1,76 x 10-5) decomporá os carbonatos; os 
ácidos fracos, o bórico (K1 = 5,8 x 10-10) e o cianídrico (K = 4,79 x 10-10), não o 
decomporão. 
 
 
 
 
 1,4 - tubos de ensaio 
 
 2 - balão com torneira 
 
 3 - tubo de recolha 
 
 
 
 
 
Figura 3 Aparelhos para testes de carbonato. 
 
2. Solução de nitrato de prata: precipitado brando de carbonato de prata: 
 
CO32+ + 2Ag+ Ag2CO3↓ 
 
O precipitado é solúvel em ácido nítrico e em amônia: 
 
Ag2CO3 + 2H+ ⇔ 2Ag+ + CO2↑ + H2O 
Ag2CO3 + 4NH3 ⇔ 2[Ag(NH3)2]+ + CO32- 
 
O precipitado torna-se amarelo ou marrom após a adição de excesso de reagente, devido à 
formação de óxido de prata. O mesmo acontecerá, se a mistura for aquecida: 
 
Ag2CO3↓ ⇔ Ag2O↓ + CO2↑ 
 
 
d) REAÇÕES DO ÍON FOSFATO (PO43-) 
 
 O íon fosfato PO43- é o ânion do ácido ortofosfórico H3PO4, ácido de força média. 
Como triácido é susceptível de formar três séries de sais: 
 
fosfatos neutros : Na3PO4 , Ca3(PO4)2, etc. 
hidrogenofosfatos: Na2HPO4, CaHPO4, etc. 
dihidrogenofosfatos: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2 
 
 Entre os sais de H3PO4 são hidrossolúveis os dos metais alcalinos e de amônio, assim 
como os dihidrogenofosfatos de metais alcalino-terrosos, Ca(H2PO4)2 por exemplo. Os 
outros sais são pouco solúveis na água, mas dissolvem-se nos ácidos minerais e, muitos 
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deles, no ácido acético; FePO4 e AlPO4 são insolúveis neste ácido. O BiPO4 é pouco solúvel 
em HNO3dil. (0,5N). Os fosfatos de metais alcalinos têm uma reação fortemente alcalina. 
Assim, para uma solução 0,1M de Na3PO4, o cálculo mostra que pH = 12,8. Para uma 
mesma concentração, uma solução de Na2HPO4 tem um pH de 9,9 e uma solução de 
NaH2PO4 um pH de 4,6. 
 
 Para estudo das reações, tomemos uma solução de fosfato de amônio, (NH4H2PO4). 
 
♦♦♦♦1. Mistura magnesiana (MgCl2 + NH4OH + NH4Cl): dá um precipitado cristalizado branco 
de MgNH4PO4. Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas dasolução em análise, adicione 
gotas de ácido clorídrico diluído e 10 gotas de solução de cloreto de magnésio. Adicione a 
seguir hidróxido de amônio até meio alcalino. 
 
PO43- + Mg2+ + NH4+ + 6H2O ⇔ MgNH4PO4.6H2O↓ 
 
Esta reação pode igualmente ser utilizada para a identificação microcristaloscópica 
do íon PO43- e do íon Mg2+ (como veremos no estudo dos cátions). Neste caso adicione a 
uma gota da solução estudada uma gota de solução de NH4OH e uma gota de solução de 
NH4Cl e um pequeno cristal de MgSO4. Formam-se cristais característicos de 
MgNH4PO4.6H2O↓ (Fig. 4). O íon arsenato (AsO43-) também forma cristais análogos. 
 
 
 A B 
 
 
 
 
Figura 4 Cristais de MgNH4PO4.6H2O formados por cristalização (A-rápida; B-lenta). 
 
2. Reagente molibdato de amônio ou reagente molibdeico (solução de molibdato de 
amônio em HNO3): precipitado amarelo cristalino de fosfomolibdato de amônio, 
(NH4)3PO4.12MoO3, ou, mais corretamente (NH4)3[PMo12O40] ou (NH4)3[P(Mo3O10)4], tendo o 
grupo Mo3O10 substituído cada átomo de oxigênio no fosfato. 
 Coloque a solução a analisar num tubo de ensaio e adicione gotas de ácido nítrico 
diluído. A seguir, coloque alguns mililitros de solução de molibdato de amônio e aqueça 
brandamente. A formação de um precipitado amarelo cristalino indica a presença de fosfato. 
O precipitado é solúvel em meio alcalino. 
 
PO43- + 3NH4+ + 12MoO42- + 23H+ ⇔ (NH4)3[P(Mo3O10)4]↓ + 12H2O 
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Obs.1- O molibdato de amônio comercial tem a fórmula (NH4)6Mo7O24.4H2O (um 
paramolibdato) e não (NH4)2MoO4; mas o íon MoO42- é empregado na equação por uma 
questão de simplicidade. Tais íons podem existir sob as condições experimentais da reação. 
 
Obs.2- A presença de redutores na solução, por exemplo íons SO32-, S2O32- e S2- perturbam 
a reação, pois estes reduzem o MoVI a azul de molibdênio (mistura de compostos de 
molibdênio com distintos graus de oxidação), assim a solução toma cor azul. Também não 
devem existir na solução grandes quantidades de cloretos. Para a oxidação dos redutores e 
eliminação de uma parte de cloretos, ferver a solução estudada com pequena quantidade de 
HNO3 4N. 
 
 
e) REAÇÕES DO ÍON TETRABORATO E BORATO (B4O72- E BO2-) 
 
 O ácido bórico (ortobórico) livre H3BO3 é um sólido cristalizado branco, bastante 
solúvel na água e que pertence aos ácidos mais fracos. Contudo, os seus sais, chamados 
boratos, não correspondem, pela sua composição, ao ácido ortobórico H3BO3, mas ao ácido 
metabórico HBO2 e ao ácido tetrabórico H2B4O7. 
 
 Entre os boratos, apenas os dos metais alcalinos são hidrossolúveis. O mais importante 
deles é o tetraborato de sódio Na2B4O7.10H2O (bórax). Como sais de ácido fraco, todos os 
boratos solúveis são fortemente hidrolisados em solução aquosa e têm uma reação alcalina. 
Os boratos insolúveis na água dissolvem-se nos ácidos. As soluções de borato são 
incolores. 
 
 Utilize para os testes solução de tetraborato de sódio. 
 
1. Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de metaborato de bário, 
Ba(BO2)2, solúvel nos ácidos. A sua formação pode ser representada pela equação: 
 
B4O72- + 3H2O ⇔ 2BO2- + 2H3BO3 
Ba2+ + 2BO2- ⇔ Ba(BO2)2 
______________________________________________ 
B4O72- + Ba2+ + 3H2O ⇔ Ba(BO2)2↓ + 2H3BO3 
 
Pela equação, podemos observar que ocorre precipitação de somente parte do íon borato 
presente em solução. Para precipitação completa, a reação deve desenvolver-se em meio 
alcalino: 
 
3H3BO3 + 2OH- + Ba2+ ⇔ Ba(BO2)2↓ + 4H2O 
 
 
♦♦♦♦2. Coloração da chama: os compostos voláteis de boro dão à chama cor verde. Como os 
boratos não são voláteis, a reação efetua-se por um dos dois métodos seguintes: 
 
a) Mistura-se, sobre uma cápsula de porcelana ou sobre um vidro de relógio, um pouco da 
substância sólida, Na2B4O7.10H2O por exemplo, com pó de CaF e molha-se esta mistura 
com algumas gotas de H2SO4 concentrado. Forma-se um composto de boro (BF3) de tal 
modo volátil que uma pequena porção desta mistura, colocada na extremidade de uma 
vareta de vidro aproximada de uma chama, sem lhe tocar, dá ao fim de um certo tempo uma 
cor verde à parte exterior da chama. 
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b) Coloque uma pequena porção da amostra sólida em análise em uma cápsula de 
porcelana. Adicione 3 a 4 gotas de ácido sulfúrico concentrado, 5 a 6 gotas de álcool etílico, 
agite bem e acenda. o composto formado - o éter boroetílico - é muito volátil e se inflama 
com chama verde característica. 
 
B4O72- + 2H+ + 5H2O ⇔ 4B(OH)3 
B(OH)3 + 3C2H5OH ⇔ B(OC2H5)3 + 3H2O 
 
3. Prova da chama: podemos ainda verificar a presença de borato em uma amostra pela 
prova da chama, usando fio de platina. Neste teste utiliza-se ácido sulfúrico concentrado. 
Limpe o fio de platina em ácido clorídrico concentrado, molhe-o em ácido sulfúrico 
concentrado e toque a amostra de modo a aderir uma pequena quantidade da mesma. Leve 
o fio à chama pálida de Bunsen, na zona oxidante inferior. O aparecimento de chama verde, 
indica a presença do íon borato. 
 
 
 
QUESTÕES 
 
 
1. Como os ânions são repartidos em grupos e o que caracteriza cada um destes grupos? 
 
2. Qual é o reagente geral dos ânions do Grupo I e do Grupo II? 
 
3. Em que se distingue a análise dos ânions da dos cátions? Que papéis desempenham 
aqui os reagentes gerais? 
 
4. Se não se forma precipitado com BaCl2, pode-se concluir que estão ausentes os ânions 
do Grupo I sem efetuar um ensaio prévio de reação em solução? 
 
5. Na reação do íon SO42-, pode-se utilizar HCl concentrado em vez de HCl diluído? Por 
quê? 
 
6. Como se identificam os ânions que contém enxofre, quando estão simultaneamente 
presentes? 
 
7. Por que acaba por desaparecer a turvação que se forma pela passagem de CO2 pela 
água de cal? 
 
8. Que íons pertubam a pesquisa de CO32-? Como proceder se estes existem na solução? 
 
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 10.2 SEGUNDO GRUPO DE ÂNIONS 
 
 
 O II grupo de ânions compreende Cl- (íon cloreto), Br- (íon brometo), I- (íon 
iodeto), S2- (íon sulfeto), CNS- (íon tiocianato), [Fe(CN)6]4- (íon ferrocianeto), [Fe(CN)6]3- 
(íon ferricianeto), etc. Estes ânions são precipitados pelo íon Ag+ em solução nítrica, 
porque os sais de prata formados por eles são quase insolúveis em HNO3 diluído (com 
exceção do AgS que dissolve-se em HNO3 a quente). 
 
 Ao contrário dos ânions do II grupo, os sais de prata dos ânions do III grupo e dos ânions 
SO42- e F- são hidrossolúveis, enquanto que os dos outros ânions do I grupo não são 
solúveis senão em presença de HNO3 diluído. 
 
 Consequentemente, o reagente geral dos ânions do II grupo é AgNO3 em presença de 
HNO3 diluído. 
 
 Os sais de bário dos ânions do grupo II são hidrossolúveis. Assim, ao contrário dos 
ânions do I grupo, os ânions do II grupo não são precipitados pelo BaCl2. Em solução 
aquosa, os ânions do II grupo são incolores, com excessão dos íons ferrocianeto e 
ferricianeto. 
 
 
 a) REAÇÕES DO ÍON CLORETO (Cl-) 
 
 O íon cloreto é o ânion do ácido clorídrico HCl, solução aquosa de cloreto de 
hidrogênio gasoso. Pertence aos ácidos minerais mais fortes. As soluções de sais de HCl e 
de bases fortes (por exemplo NaCl, CaCl2) têm uma reação neutra e as soluções de sais de 
HCl e de bases bracas, uma reação ácida. O que acaba de ser dito é válido também para os 
brometos e os iodetos, pois o HBr e o HI são ácidos tão fortes como HCl. Entre os cloretos,são pouco solúveis AgCl (cloreto de prata), Hg2Cl2 (cloreto de mercúrio I), PbCl2 (cloreto de 
chumbo - este é escassamente solúvel a frio, mas prontamente solúvel em água fervendo), 
CuCl (cloreto de cobre I), BiOCl (oxicloreto de bismuto), SbOCl (oxicloreto de antimônio), 
Hg2OCl2 (oxicloreto de mercúrio). Os outros cloretos dissolvem-se bem. 
 Para estudo dessas reações, empregue solução de cloreto de sódio. 
 
1. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): atuando sobre cloretos secos (NaCl ou KCl) faz 
libertar destes HCl gasoso [ reconhecido por a) seu odor picante; b) produção de fumaças 
brancas, que são gotículas de HCl, formadas quando se sopra a boca do tubo; c) 
desenvolver nuvens brancas de cloreto de amônio, quando um bastão de vidro umedecido 
com solução de amônia é mantido perto da boca do tubo; c) avermelhar o papel de 
tornassol azul úmido quando aproximado da abertura do tubo de ensaio)]. 
 
 A decomposição é considerável a frio e completa a quente (utilizar capela). 
 
NaCl + H2SO4 ⇔ NaHSO4 + HCl↑ 
 
Obs.: como foi salientado, este teste só deve ser efetuado em amostras sólidas. 
 
♦♦♦♦2. Solução de nitrato de prata: precipitado branco, floculento, de cloreto de prata, AgCl, 
insolúvel em água e em ácido nítrico diluído, mas solúvel em solução diluída de amônia e 
em soluções de cianeto de potássio (tóxico) e tiossulfato de sódio:
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Cl- + Ag+ ⇔ AgCl↓ 
AgCl↓ + 2NH3 ⇔ [Ag(NH3)2]+ + Cl- 
[Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H+ ⇔ AgCl↓ + 2NH4+ 
 
 Se o cloreto de prata precipitado é filtrado, lavado com água destilada e então agitado 
com solução de arsenito de sódio, ele é convertido em arsenito de prata amarelo (distinção 
do brometo de prata e iodeto de prata, que não são afetados por este tratamento). Este 
ensaio pode ser empregado como uma prova confirmatória para o cloreto: 
3 AgCl + AsO33- ⇔ Ag3AsO3↓ + 3Cl- 
 
Obs.: Veja outras reações: com acetato de chumbo; com dióxido de manganês e ácido 
sulfúrico concentrado; com ácido sulfúrico e dicromato de potássio (ensaio do cloreto de 
cromila) no Vogel – Química Analítica Qualitativa, seção IV.14. 
 
 
 b) REAÇÕES DO ÍON BROMETO (Br-) 
 
 O íon brometo é o ânion do ácido bromídrico (HBr) que, como HCl, é uma solução 
aquosa de brometo de hidrogênio gasoso. HBr é um ácido tão forte quanto o HCl. Entre os 
sais de ácido bromídrico (brometos), apenas Ag2Br, HgBr2 e PbBr2 são insolúveis na água 
(análogo aos cloretos). Em geral, os brometos assemelham-se pelas suas propriedades aos 
cloretos e não se distinguem destes senão por uma estabilidade ligeiramente menos forte à 
ação dos oxidantes. 
 
 Utilize para os ensaios solução de brometo de potássio. 
 
♦♦♦♦1. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): forma HBr gasoso por ação sobre os brometos 
sólidos: 
 
NaBr + H2SO4 ⇔ NaHSO4 + HBr↑ 
 
 Ao contrário de HCl, HBr é parcialmente oxidado a Br2 livre por H2SO4, o que se vê pela 
coloração acastanhada dos gases que libertam (ver Obs.): 
 
2HBr + H2SO4 ⇔ Br2↑ + 2H2O + SO2↑ 
 
Obs.: O bromo livre (Br2) é muito tóxico, deste modo todas as reações nas quais ele se 
liberta devem ser efetuadas só se extremamente necessário e, neste caso, em capela. 
 
♦♦♦♦2. Ação dos oxidantes: o potencial normal de óxi-redução do par Br2 / 2Br- (Eo= +1.07V) 
tem um valor inferior ao do par Cl2 / 2Cl- (Eo = +1,36V) e, por esta razão, os íons Br- são 
redutores mais fortes que os íons Cl-. Assim, todos os oxidantes que, como KMnO4, KClO3, 
PbO2 e MnO2 oxidam, em meio ácido, os íons Cl- em Cl2, devem com mais razão oxidar os 
íons Br- em Br2. Existem, porém, oxidantes que não conseguem oxidar os íons Cl- e que 
oxidam os íons Br-. Já observamos um exemplo de tal oxidação na reação com H2SO4 
estudada anteriormente. 
 
 Um outro exemplo análogo é a ação da água de cloro (solução de Cl2) ou de hipoclorito 
de sódio (NaClO) sobre as soluções de brometos. Para efetuar esta reação, coloca-se num 
tubo de ensaio um pouco de NaBr, acidifica-se com algumas gotas de uma solução de 
H2SO4 diluído ou de HNO3 diluído, depois adiciona-se gota a gota solução de hipoclorito de 
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sódio (ou água de cloro). A solução torna-se castanha em virtude da libertação de Br2 livre 
(lembre-se que Br2 é tóxico, portanto este ensaio deve ser feito em capela). Se for 
adicionada à solução gotas de CCl4 (tetracloreto de carbono) -ou CHCl3 (clorofórmio), ou 
C6H6 (benzeno), ou CS2 (sulfeto de carbono), no qual o Br2 se dissolve melhor que na água, 
agitando em seguida, a camada orgânica toma a coloração castanho-avermelhada 
característica do bromo, ou seja, devido à oxidação do bromo. Quando há um excesso de 
cloro, a coloração vira para o amarelado devido a BrCl (distinção do iodeto). É uma das 
principais reações do íon brometo. Sendo o íon brometo, como o íon cloreto, um redutor 
extremamente fraco, o ânion Br- não é capaz de reduzir KMnO4 a MnO(OH)2 em meio 
alcalino. 
 
♦♦♦♦3. Reagente fucsina: a fucsina ou magenta é um corante orgânico -de cor avermelhada 
que dá com NaHSO3 (hidrogenosulfito de sódio) um composto incolor. Se o bromo livre 
atuar sobre este composto, obtém-se um corante de substituição contendo bromo, de cor 
viva violeta-avermelhado. Como o cloro ou o iodo não produzem tal coloração, esta reação 
permite identificar mesmo vestígios de Br- em presença de Cl- e I-. 
 
 Para efetuar esta reação é necessário utilizar o seguinte processo: Introduza num tubo de 
ensaio algumas gotas de uma solução aquosa de fucsina a 0,1% e descorá-la adicionando 
NaHSO3 sólido e 1 ou 2 gotas de HCl concentrado. Molhar com a solução obtida uma tira de 
papel de filtro e fixá-la na superfície interior e seca do vidro de relógio superior de uma 
“microcâmara de gás” , cuja montagem consiste em dois vidros de relógio (θ). Sobre o vidro 
inferior, colocar 2 ou 3 gotas da solução teste e 4 ou 5 gotas de uma solução de ácido 
crômico (H2CrO4) 25%. Aquecer 10 minutos os vidros de relógio acoplados, conservando-os 
por cima de um banho-maria em ebulição. O Br2 livre formado por oxidação dos íons Br- 
pelo ácido crômico reage com o composto dissulfatado da fucsina e dá coloração, mais ou 
menos rapidamente (dependendo da quantidade de Br-), violeta-avermelhado ao papel. A 
reação é muito sensível, exigindo uma grande pureza dos reagentes utilizados, visto 
que o iodeto de potássio pode conter, como impurezas, quantidades mínimas de brometos 
que não são perceptíveis em outras reações, mas que dão neste caso uma coloração 
apreciável. 
 
 
c) REAÇÕES DO ÍON IODETO (I-) 
 
 O íon iodeto (I-) é o ânion do ácido iodídrico HI, solução aquosa do iodeto de 
hidrogênio. Este ácido é tão forte quanto o HCl e HBr. Entre os iodetos, são praticamente 
insolúveis na água os de prata (AgI), de mercúrio, de chumbo (PbI2) e de cobre (CuI). 
 O HI livre e os iodetos oxidam-se ainda mais facilmente que o HBr e os brometos, 
visto que o potencial normal redox do par I2 / 2I- (Eo = +0,54V) é mais fraco que o do par Br2 
/ 2Br- (Eo = +1,07V). 
 
 Para estes testes utilize iodeto de potássio. 
 
1. Solução de nitrato de prata (AgNO3): precipitado amarelo de iodeto de prata (AgI), 
pouco solúvel em HNO3, assim como em amônia (ao contrário de AgCl). O iodeto de prata 
dissolve-se em Na2S2O3 (tiossulfato de sódio) e KCN (cianeto de potássio - altamente 
tóxico), que formam, respectivamente, com o íon Ag+ os íons complexos [Ag(S2O3)]-, 
[Ag2(S2O3)3]4- e [Ag(CN)2]- menos dissociados que [Ag(NH3)2]+. A reação com Na2SO4 exige 
um grande excesso deste último: 
2AgI + 3Na2S2O3 ⇔ Na4[Ag2(S2O3)3] + 2NaI 
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AgI é igualmente decomposto sob ação do zinco, em presença de uma solução de H2SO4 
2N: 
 
2AgI + Zn + H2SO4 ⇔ 2Ag↓ + ZnSO4 + 2HI 
 
2. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): atua sobre os iodetos, assim como também atua 
sobre os brometos com a única diferença que a oxidação de HI livre é ainda mais fácil que a 
oxidação do HBr. O ácido sulfúrico é, nesta reação, reduzido a SO2 ou H2S: 
 
 tóxico (reação em capela) 
8HI + H2SO4 ⇔ 4H2O + H2S↑ + 4I2 
 
 O iodo obtido é depositado sob a forma de um precipitado cinzento--escuro ou torna a 
solução de cor castanha. Se o conteúdo do tubo de ensaio for aquecido, libertam-se 
vapores de iodo violeta (local do ensaio: capela). 
 
♦♦♦♦3. Nitrito de potássio ou de sódio, em presença de H2SO4 ou de HCl: oxidam os íons I- 
segundo a equação: 
2I- + 2NO2- + 4H+ ⇔ I2 + 2H2O + 2NO↑ 
 
 O iodo obtido na reação precipita sob a forma de um depósito cinzento-escuro ou dá à 
solução cor castanha. Pode-se detectar a sua formação com a ajuda do benzeno ou da 
goma de amido. A solução toma cor azul intensa pela formação de um composto de 
adsorção do iodo sobre o amido. A coloração desaparece por aquecimento e volta a 
aparecer por resfriamento; porém, se aquecer demasiadamente o iodo volatiliza. 
 Coloque 1 gota da solução em análise sobre um vidro de relógio, adicione 1 gota de 
solução de amido e 1 gota de nitrito de sódio. Adicione 1 gota de H2SO4 diluido. O 
aparecimento de coloração azul intensa confirma a presença de iodeto. 
 Ao contrário dos íons I-, os íons Br- não são oxidados pelos nitritos. Isto explica-se pelo 
fato de que o potencial de óxido-redução de HNO2 (Eo = +0,98V) é superior ao de I2 (Eo = 
+0,54V), mas inferior ao de Br2 (Eo = +1,07V). O íon Fe3+ (Eo = +0,77V) comporta-se do 
mesmo modo em relação a I- e a Br-. 
 Pode-se, utilizando a volatilidade do iodo livre, eliminar os íons I- da solução com a ajuda 
da reação indicada. Para isto, acidifica-se a solução com H2SO4 2N, adiciona-se uma 
solução de nitrito e leva-se à ebulição até o desaparecimento da cor castanha de I2. Para 
evitar que HBr se volatilize, é necessário adicionar água à medida que a solução se 
evapora. 
 
 
d) ANÁLISE DE UMA MISTURA DE ÂNIONS: Cl-, Br- E I- 
 
 Esta marcha de análise só é aplicável na ausência dos ânions SCN-, [Fe(CN)6]4- e 
[Fe(CN)6]3-. 
 
 O mais cômodo para pôr em evidência os íons Cl-, Br- e I-, quando se encontram todos 
presentes, é utilizar o precipitado de sais de prata obtido em solução nítrica. Nestas 
condições, os ânions redutores [S2O32-, SO32- e S2-(precipitado de Ag2S dissolve-se a 
quente)] que perturbam a pesquisa dos íons I- e Br- são separados e a identificação do 
cloreto é facilitada. 
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1. Precipitação dos íons Cl-, Br- e I-. Adicionar a 1 ou 2 ml da solução estudada 0,5 a 1,0 
ml de solução de AgNO3 e 1 ou 2 ml de solução 6N de HNO3 e aquecer. Se o precipitado se 
dissolve totalmente, os íons Cl-, Br- e I- estão ausentes. É necessário obter uma precipitação 
completa (fazer o teste), porque de outro modo os íons Cl- e mesmo Br- poderiam ficar na 
solução, em virtude da solubilidade de AgCl e de AgBr ser mais elevada que a de AgI, 
sendo que este precipita em primeiro lugar, em seguida AgBr e finalmente AgCl. 
 
2. Dissolução de AgCl e identificação do íon Cl-. Agitar energicamente durante um minuto 
o precipitado lavado (testar com NaCl se há existência de íons Ag+. Por quê?) com 0,5 a 1 
ml de uma solução de (NH4)2CO3 a 12% (para solubilizar todo Cl-). AgCl dissolve--se com 
formação de [Ag(NH3)2]Cl, enquanto que AgBr e AgI ficam no precipitado (com Ag2S, se 
este não se dissolveu totalmente por aquecimento com HNO3). Filtrar e lavar o precipitado e 
estudá-lo procedendo como indicado no ítem 3. Adicionar gota a gota ao filtrado (se o 
filtrado estiver turvo, filtrá-lo várias vezes sobre o mesmo filtro) uma solução de KBr. 
 Se a solução estudada contém [Ag(NH3)2]Cl, obtém-se uma turvação intensa (em virtude 
da formação de AgBr) que testemunha a presença do cloreto. 
 
3. Passagem dos íons I- e Br- para a solução. Adicionar ao precipitado lavado 0,5 a 1 ml 
de água e um pouco de pó de zinco (se, em vez de pó de zinco, utilizar limalha de zinco 
metálico, é necessário efetuar a reação em presença de uma solução de H2SO4 2N a 
quente, a fim de acelerar a reação e eliminar H2S que poderia libertar-se se o precipitado 
contivesse Ag2S). Agitar durante 1 minuto o conteúdo do tubo com um bastão de vidro, 
depois filtrar o precipitado (excesso de Zn e prata metálica formada) e desprezá-lo. Estudar 
o filtrado como indicado no ponto 4. 
 
4. Identificação dos íons I- e Br-. Acidificar uma parte do filtrado por uma solução de H2SO4 
2N e identificar os íons I- e Br- por ação de água de cloro ou de uma solução de NaClO em 
presença de benzeno (ou CHCl3 ou solventes do mesmo gênero). 
 Paralelamente a esta reação, pode-se pesquisar: 
a) o íon I- pela reação com KNO2 em presença de amido; 
 
b) o íon Br- pela reação com a fucsina após oxidação dos íons Br- em Br2 
 
 
e) REAÇÕES DO ÍON SULFETO (S2-) 
 
 O íon sulfeto (S2-) é o ânion do ácido sulfídrico que, do mesmo modo que os 
ácidos halogenados, é uma solução aquosa de H2S. O ácido sulfídrico é um dos ácidos 
mais fracos. Assim, os sulfetos de bases fortes têm em solução uma reação fortemente 
alcalina. O cálculo mostra que as soluções 0,1N de Na2S e K2S têm um pH ≈ 13,0. Uma 
solução de (NH4)2S da mesma concentração tem um pH 9,25. Quanto aos sulfetos de bases 
fracas (Al2S3, Cr2S3, TiS3), não podem em certos casos existir em presença da água, devido 
ao fato que se hidrolisam totalmente com formação dos hidróxidos correspondentes. Devido 
ao fato do H2S ser um ácido extremamente fraco, formando sais insolúveis com a maioria 
dos cátions, esta propriedade é utilizada para a separação dos cátions em grupos, como 
veremos mais tarde. 
 Para os testes utilize solução de sulfeto de sódio ou de potássio. 
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1. Ácido clorídrico ou sulfúrico diluídos: o H2S gasoso (gás sulfídrico) pode ser 
identificado por seu odor característico e pelo enegrecimento do papel de filtro umedecido 
com solução de acetato de chumbo: 
 
S2- + 2H+ ⇔ H2S↑ 
H2S + Pb2+ ⇔ PbS↓ 
 
Alternativamente, um papel de filtro, umedecido com solução de acetato de cádmio torna-se 
amarelo: 
H2S + Cd2+ ⇔ CdS↓ 
 
2. Solução de nitrato de prata: precipitado preto de sulfeto de prata, Ag2S, insolúvel em 
NH4OH e em ácido nítrico diluído a frio, mas solúvel neste último a quente: 
 
S2- + 2Ag+ ⇔ Ag2S↓ 
 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução em análise e adicione solução de 
nitrato de prata. Ocorre a formação do Ag2S. 
 
♦♦♦♦3. Solução de nitroprussiato de sódio (Na2[Fe(CN)5NO]): cor púrpura transitória na 
presença de soluções alcalinas, devido à formação do complexo Na4[Fe(CN)5NOS] com o 
íon S2- (mas não com HS-). 
 
O ácido sulfídrico livre que forma quase exclusivamente íons HS- não dá coloração. Pelo 
contrário, se for adicionada uma base, aparece coloração por formação de íons S2- em 
excesso necessários para que se produza a reação. 
 
CdS + 2OH- ⇔ S2- + 2H2O 
 
S2- + [Fe(CN)5NO]2- ⇔ [Fe(CN)5NOS]4- 
 
O reagente deve ser recém-preparado, dissolvendo-se um cristal (do tamanho de 
uma ervilha) de nitroprussiato de sódio puro em um pouco de água destilada. 
Coloque em um papel de filtro (ou em uma placa de toque) 1 gota da solução emanálise, 1 gota de solução de hidróxido de amônio e 1 gota da solução de nitroprussiato de 
sódio. O aparecimento de coloração violeta indica a presença de íons S2-. 
 
 
10.3 TERCEIRO GRUPO DE ÂNIONS 
 
 O terceiro grupo de ânions compreende o íon nitrato (NO3-), o íon nitrito (NO2-
), o íon acetato (CH3COO-), o íon permanganato (MnO4-), etc. 
 
 A propriedade característica deste grupo é a solubilidade de sais correspondentes de 
bário e de prata em virtude da qual nem AgNO3, nem BaCl2 precipitam os ânions do III 
grupo. Entre os sais de prata, os menos solúveis são AgNO2 e CH3COOAg que podem 
precipitar em soluções suficientemente concentradas. Mas, dissolvem-se facilmente diluindo 
com água e aquecendo. Não há reagente geral do III grupo. Os ânions NO2-, NO3- e 
CH3COO- são incolores e o íon MnO4- é violeta. 
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a) REAÇÕES COM O ÍON NITRATO (NO3-) 
 
 O íon nitrato é o ânion do ácido nítrico HNO3, um dos ácidos minerais mais fortes. 
O ácido nítrico é ao mesmo tempo um oxidante muito forte capaz de oxidar um grande 
número de redutores. Assim HNO3 é utilizado em análise para dissolver numerosos sulfetos 
e diferentes metais e ligas, insolúveis em HCl e H2SO4. Os produtos da sua redução são 
normalmente o dióxido de nitrogênio, NO2, ou o óxido nítrico, NO. O primeiro forma-se na 
oxidação de várias substâncias pelo HNO3 concentrado, o segundo quando se utiliza HNO3 
diluído. Em certos casos, a redução do ácido nítrico pode ir mais longe e formar-se-á 
nitrogênio (azoto) livre, N2, ou amoníaco NH3, este último formando NH4NO3 com excesso 
de ácido. 
 
 Os sais de HNO3 chamados nitratos são solúveis na água, exceto os sais básicos de 
bismuto e de mercúrio, assim como os sais de algumas bases orgânicas. Assim, na 
pesquisa de NO3- utiliza-se quase exclusivamente reações de oxidação. 
 
 Para estes ensaios utilize nitrato de sódio (ou de potássio). 
 
1. Solução de sulfato de ferro (II) e ácido sulfúrico concentrado (ensaio do anel 
marrom): este ensaio pode ser efetuado de dois modos: 
 
a) Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar, 30 gotas de solução 
saturada de sulfato de ferro (II), FeSO4 , recém preparada e algumas gotas de ácido 
sulfúrico diluído. A seguir, derrame lentamente aproximadamente 1 ml de ácido sulfúrico 
concentrado, H2SO4 , escorrendo-o pelas paredes do tubo de ensaio (com cuidado e na 
capela), de modo que o ácido forme uma camada debaixo da mistura. Na presença de íons 
nitrato forma-se um anel marrom na interface dos dois líquidos. 
 
b) Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar, 20 gotas de H2SO4 
concentrado; misture os líquidos completamente e esfrie a mistura numa corrente de água 
fria. Derrame lentamente uma solução satura de FeSO4 nas paredes do tubo de ensaio, de 
modo que forme uma camada sobre a superfície do líquido. Um anel marrom se formará na 
zona de contato dos dois líquidos. 
 
 O anel marrom é devido à formação do [Fe(NO)]2+. Agitando e aquecendo a mistura, a 
cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico e permanece uma solução amarela de 
íons ferro (III). O ensaio não é confiável na presença de brometos, iodetos, nitritos, cromatos 
e cloratos: 
 
2NO3- + 4H2SO4 + 6Fe2+ ⇔ 6Fe3+ + 2NO↑ + 4SO42- + 4H2O 
 
Fe2+ + NO↑ ⇔ [Fe(NO)]2+ 
 
 Os brometos e iodetos interferem, porque liberam o halogênio: o ensaio não é confiável 
na presença de íons cromatos, sulfitos, tiossulfatos, iodatos, cianetos, tiocianatos e 
hexacianoferratos (II) e (III). Todos estes ânions podem ser removidos, adicionando-se um 
excesso de Ag2SO4 isento de nitrato a uma solução aquosa de carbonato de sódio, agitando 
vigorosamente durante 3-4 minutos e filtrando os sais de prata insolúveis. 
 
 Os nitritos dão reações semelhantes às dos nitratos. São eliminados adicionando-se um 
pouco de ácido sulfâmico. A seguinte reação ocorre a frio: 
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H2N-HSO3 + NO2- ⇔ N2↑ + SO42- + H+ + H2O 
 
2. Ácido sulfúrico concentrado: aquecendo o nitrato sólido com o reagente, formam-se 
vapores de cor avermelhada de dióxido de nitrogênio, acompanhado de vapores ácidos 
penetrantes de ácido nítrico, que formam fumaça no ar. O ácido sulfúrico diluído não tem 
ação (diferença do nitrito): 
 
4NO3- + 2H2SO4 ⇔ 4NO2↑ + O2↑ + 2SO42- + 2H2O 
 
3. Redução a amoníaco: coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar, 
adicione 20 gotas de solução de hidróxido de sódio e uma pitada de zinco em pó. Havendo 
íons nitrato presentes, estes serão reduzidos à amônia, que pode ser reconhecida pelo odor 
ou pelo papel de tornassol vermelho, previamente umidecido. 
 Nestas condições, o íon NO3- é reduzido a NH3 que azula o papel de tornassol ou 
avermelha o papel de fenolftaleína, umedecidos (NH3↑ + H2O ⇔ NH4OH). A reação é: 
 
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH ⇔ NH3↑ + 4Na2ZnO2 + 2H2O 
 
 Esta reação é perturbada pelo íon NH4+, que deve ser previamente eliminado por ebulição 
com hidróxido de sódio, antes da adição do zinco metálico. 
 
4. Reagente difenilamina (C6H5)2NH): Coloque sobre um pedaço de papel de filtro 1 gota 
da solução em análise e 1 gota de solução sulfúrica de difenilamina. Em presença de NO3- 
aparece uma coloração azul intensa em virtude da oxidação da difenilamina pelo ácido 
nítrico formado. A mesma reação acontece com vários agentes oxidantes que possuam 
potencial de óxido-redução bastante elevado. Em presença de íons I-, produz-se a oxidação 
destes em I2 por ação do ácido sulfúrico, o que pode por vezes alterar a coloração devida 
aos íons NO3-. 
 
Obs.: o reagente é preparado dissolvendo-se 0,5 g de difenilamina em 85 ml de ácido 
sulfúrico diluído para 100 ml de água. 
 
 
10.4 ANÁLISE DE UMA MISTURA DE ÂNIONS DOS GRUPOS I. II E III 
 
 Na maior parte das vezes, a pesquisa dos ânions faz-se pelo método 
fracionado, isto é, em frações separadas do líquido primitivo e por ordem arbitrária. É 
apenas em casos relativamente raros que se devem utilizar reações de separação. 
 
 É vantajoso começar a análise por uma série de ensaios preliminares destinados a 
estabelecer a ausência de certos ânions na solução e assim simplificar a continuação da 
análise. 
 
 É necessário ter em vista o fato de que a solução na qual se pesquisa os ânions não 
pode conter senão os cátions K+, Na+ ou NH4+. Todos os outros cátions, a começar por 
Mg2+, formam com muitos ânions sais pouco solúveis na água, que perturbam a sua 
identificação e devem ser previamente eliminados por ebulição com carbonato de sódio para 
precipitar os cátions dos grupos II, IV e Mg2+. 
 
 Para os casos mais complicados é necessário recorrer à literatura especializada. 
Apostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 31 
Ensaios Preliminares 
 
1. Reação da solução estudada. Se a reação da solução estudada é ácida (pH ≤ 2), esta 
não pode conter ânions dos ácidos voláteis e instáveis, isto é CO3- e S2O3-. Se esta solução 
não tem cheiro, não contém também S2-, SO32- e NO2-. 
 
Obs.: Não se pode concluir que o íon CO32- está ausente no caso de reação ácida da 
solução obtida no estudo de misturas de substâncias sólidas porque a sua dissolução pode 
ser acompanhada de reações que provocam uma decomposição total dos carbonatos com 
liberação de CO2. Assim, no caso de misturas sólidas, é necessário efetuar a reação do íon 
carbonato sobre uma fração separada da substância sólida. 
 
2. Pesquisa dos ânions do I grupo. A uma fração separada da solução neutra ou 
fracamente básica (pH ≈ 7 a 9), [sendo que as soluções ácidas devem ser previamente