ANÁLISES DOS CÁTIONS DO GRUPO II Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO PIAUÍ.
CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA (CCN)
COORDENAÇÃO DE QUÍMICA
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA
ANÁLISES DOS CÁTIONS DO GRUPO II - Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+
Teresina – 2018
1 INTRODUÇÃO
Os metais de alcalinos terrosos (grupo II da tabela periódica), são geralmente metais brancos prateados, duros e densos e menos reativos que os elementos do Grupo I, mas continuam sendo mais reativos do que muitos metais comuns. Esses elementos formam um número ilimitado de complexos e compostos organometálicos [1,2].
Esses metais, chamados de elementos representativos do bloco s, possuem uma grande representatividade industrial, tendo também, uma grande importância à vida [3]. Os elementos magnésio, cálcio, estrôncio e bário formam juntos o grupo II e apresentam configurações eletrônicas bastante similares (possuem apenas dois elétrons de valência) o que torna suas propriedades parecidas [4]. 
O magnésio é o sexto elemento mais abundante da crosta terrestre e que apresenta a propriedade mais diferenciada do restante do grupo, devido ao seu pequeno tamanho. Além disso, ele reage fortemente com oxigênio e com a água, é maleável, dúctil e tem o ponto de fusão a 650°C. Os íons Mg2+ apresentam-se incolores em soluções, seus sais são de caráter iônico, brancos ou incolores, ao menos que esteja presente um ânion colorido. Seu óxido, junto com o hidróxido, carbonato e fosfato são insolúveis [4].
O cálcio, no entanto, é o quinto mis abundante e funde a 845°C. Ele decompõe a água com formação de hidróxido de cálcio sólido e hidrogênio gasoso, além de formar o cátion Ca2+, em soluções aquosas. Seus sais são normalmente pós brancos e formam soluções incolores a não ser que o ânion seja colorido [1].
Por sua vez, o estrôncio é um metal branco prateado, maleável e dúctil, que funde a 771°C. Reage violentamente com a água e como um pó finamente dividido entra em ignição ao ar, o seu íon é o Sr2+. Os ácidos diluídos dissolvem o estrôncio facilmente, com desprendimento de gás hidrogênio. No caso do bário, o mesmo é obtido por eletrólise do cloreto fundido ou por redução do BaO com alumínio. Suas propriedades são similares as do estrôncio, apenas seu ponto de fusão diferencia, sendo de 710°C [1].
No entanto, todas as soluções dos íons desse grupo são incolores e seus sais apresentam caráter iônico e são brancos ou incolores, a menos que esteja presente um ânion colorido [5]. Os íons desses metais apresentam uma grande insolubilidade quando estão na forma de carbonatos em solução alcalina, com exceção do magnésio que não precipita com a presença de hidróxido [5,6]. Esta propriedade permite separar os íons Mg2+ de Ca2+, Sr2+ e Ba2+.
2 OBJETIVOS
2.1 Objetivo geral
Analisar e determinar os cátions do grupo II (Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+) em solução com determinadas condições. 
2.2 Objetivo específico
Identificar através do teste de chama os cátions Ca2+, Ba2+e Sr2+;
Identificar o cátion Mg2+ a partir da reação com base forte;
Observar que o íon Mg2+ pode ou não ser identificado na presença de uma reação com hidróxido de amônio;
Determinar quais cátions formam precipitados com carbonato de amônio e quais precipitados são dissolvidos em ácido acético e cloreto de amônio;
Identificar os cátions Ba2+, Ca2+ e Sr2+ através da formação de precipitado em reação com o oxalato de amônio;
Identificar os cátions Ba2+, Ca2+ e Sr2+ através da formação de precipitado em reação com o dicromato de potássio;
Observar a formação de precipitado para os cátions Ba2+, Ca2+ e Sr2+ em uma reação com sulfato de amônio quando aquecida e efeito de NH4OH na reação.
3 METODOLOGIA
3.1 Materiais e Reagente
Pipetas;
Bastão de vidro; 
3 vidros de relógio; 
1 béquer;
Fio de níquel-cromo;
Tubos de ensaio em diferentes volumes; 
Bico de Busen; 
Garra de madeira; 
Mg(NO3)2 0,2 mol/L
Ba(NO3)2 0,2 mol/L
Ca(NO3)2 0,2 mol/L
Sr(NO3)2 0,2 mol/L
NaOH 4 mol/L
NH4Cl 0,2 mol/L
NH4OH 6 mol/L
HCl 6 mol/L
(NH4)3CO3 1,5 mol/L
Ácido acético 6 mol/L
Oxalato de amônio 0,25 mol/L
Acetato de sódio 6 mol/L
K2Cr2O7 0,5 mol/L
(NH4)2SO4 2,5 mol/L
3.2 Procedimento
3.2.1 Teste da chama
Colocou-se uma pequena porção de saia de cálcio (CaCl2), bário (BaCl2) e estrôncio (SrCl2) em vidros de relógio distintos. molhou-se o fio de níquel-cobre em ácido clorídrico (HCl) concentrado e em seguida, no sal, levando-o à chama oxidante do bico de Bunsen.
3.2.2 Reação com Base forte
Inicialmente, adiciona-se 5 gotas de Mg(NO3)2 0,2 mol/L em um tubo de ensaio e 10 gotas de NaOH 4 mol/L, tornado o meio reacional alcalino e formando um precipitado gelatinoso branco. Em seguida, dilui-se este precipitado adicionado 20 gotas de sais de amônio (NH4Cl).
3.2.3 Reação com Hidróxido de Amônio
Adicione em um tubo de ensaio 5 gotas Mg(NO3)2 0,2 mol/L, 5 gotas de NH4Cl 0,2 mol/L e altere o meio da reação para alcalino adicionado gotas de NH4OH. Repetir este mesmo procedimento substituindo o NH4Cl por 3 gotas de HCl 6 mol/L.
3.2.4 Reação com Carbonato de Amônio
Com o auxílio de um conta gotas, adicionou-se 5 gotas de nitrato dos cátions do grupo II (Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+), cada nitrato em um tubo de ensaio diferente, sendo 0,2 mol/L a concentração de todos eles. Em seguida, 3 gotas de carbonato de amônio (concentração 1,5 mol/L) foi adicionado aos tubos de ensaios e todos eles foram levados a chama do bico de Bunsen com o cuidado para não deixar as soluções ebulirem. Posteriormente as soluções passaram por um processo de separação em centrifuga e o sobrenadante foi separado do precipitado (o sobrenadante foi descartado).
O passo seguinte foi separar em duas partes o precipitado de cada tubo, nominando-as de Alíquotas 1 para a primeira parte separada e Alíquota 2 para a segunda. Nos tubos de ensaio contendo as alíquotas 1 foram adicionadas 15 gotas de ácido acético (CH3COOH - concentração 6 mol/L) e nas alíquotas 2 foram adicionadas 15 gotas de cloreto de amônio (NH4Cl - concentração 6 mol/L), observou-se os resultados. 
3.2.5 Reação com Oxalato de Amônio
Em tubos de ensaio separados adicionou-se 3 gotas de nitratos 0,2 mol/L de cada cátion (Ba2+, Ca2+ e Sr2+), 5 gotas de ácido acético 0,6 mol/L e 6 gotas do oxalato de amônio 0,25 mol/L, aqueceu-se em banho-maria para a observação de possível formação de precipitado.
3.2.6 Reação com Dicromato de Potássio
Em tubos de ensaios diferentes foram adicionadas 5 gotas de nitratos 0,2 mol/L de cada cátion (Ba2+, Ca2+ e Sr2+), em seguida, acrescentou-se 3 gotas de ácido acético 6 mol/L e 3 gotas de acetato de sódio, por fim, misturou-se 2 gotas de dicromato de potássio 0,5 mol/L.
3.2.7 Reação com Sulfato de Amônio
Adicionou-se em tubos de ensaio separados 3 gotas de nitratos 0,2 mol/L de cada cátion (Ba2+, Ca2+ e Sr2+), 5 gotas de ácido acético 6 mol/L e 6 gotas de sulfato de amônio 2,5 mol/L, seguidamente, aqueceu-se em banho maria.
Adicionou-se em tubos de ensaio separados 3 gotas de nitratos 0,2 mol/L de cada cátion (Ba2+, Ca2+ e Sr2+), gotas de NH4OH 6 mol/L observando até a solução se converter em básica e 6 gotas de sulfato de amônio 2,5 mol/L, seguidamente, aqueceu-se em banho maria.
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Teste da chama
Nesse procedimento, observamos a presença dos cátions do grupo II Ba2+, Ca2+e Sr2+ mediante ao teste de chama que é um procedimento no qual, pode-se identificar um determinado elemento químico meio a uma reação, para isso um determinado sal é exposto a uma chama, assim os elétrons presente no sal são excitado, fazendo com que o mesmo passe a ocupar um novo nível energético, contudo a tendência dos elementos presentes na natureza é de se manter em seu estado fundamental, assim este retornaria ao seu estado fundamental, fazendo com que o elemento emita uma cor característica, este fato que permitiria que fosse feita a sua identificação [9] . 
O cloreto de Bário (BaCl2), cloreto de cálcio (CaCl2) e cloreto se estrôncio (SrCl2) são sais que em sua composiçãopossuem cátions do grupo II, estes por sua vez apresentam características muito próximas um dos outros, devido as suas propriedades serem muito semelhantes.
 Com o teste de chama constatou-se que o Bário quando exposto a chama do bico de Bunsen possui uma coloração alaranjado-forte como o que consta na literatura, o Calcio uma cor verde-amarelada e o estrôncio um vermelho-carmim meio amarelado. (Tabela. 1). 
 Tabela 1: Coloração dos sais de BaCl2, CaCl2 e SrCl2.
	Sal
	Cor observada
	Cátions presentes
	BaCl2
	verde-amarelado 
	Ba2+
	CaCl2
	vermelho-alaranjado 
	Ca2+
	SrCl2
	Vermelho-carmim
	Sr2+
 Fonte: Autoria própria, 2018.
A variação de coloração dos sais acima ocorreria porque de acordo com o proposto por Bohr, os elétrons no átomos estariam quantizados em subníveis estes por sua vez seriam responsáveis por manter um nível mínimo de energia, com isso quanto mais este elétron se afastar mais energizado o mesmo ficaria, esta mudança de subnível acarretaria na variação de energia do elétron. Sendo assim átomos de diferentes elementos liberariam ou absorveriam variadas energias [7]. (Ver no apêndice A).
 Essa energia seria liberada em forma de luz, obtida logo após o salto de nível do elétron, este que por sua vez em um nível diferente, se veria com excesso de energia e sua tendência seria o retorno ao seu estado fundamental, então liberaria esta energia extra, e com isso emitiria uma luz com cor característica própria para cada elemento de acordo com o espectro visível [8]. (ver no Anexo A). 
4.2 Reação com Base forte
	Na primeira parte deste procedimento, o produto formado precipitado foi o Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) que é um precipitado branco, gelatinoso e pouco solúvel, pois possui um Kps igual a 7,1 x 10-12 (Eq. 1)[10].
 (Eq. 1)
Com a adição do cloreto de amônio (NH4Cl) nota-se precipitado é parcialmente dissolvido e a formação do cloreto de magnésio (MgCl2), (Eq. 2)
 (Eq. 2)
Na presença de cloreto de amônio, a concentração de OH- diminui a o produto de solubilidade do Mg(OH)2. Em questão da solubilidade, a relação carga-raio que deve ser levada em consideração. Apesar do magnésio possuir a mesma carga dos cátions analisados, ele possui um raio menor, o que faz com que seu núcleo atraia mais os elétrons e a ligação é mais difícil de ser rompida. E é por este motivo, que o precipitado formado é branco e gelatinoso, escassamente solúvel em água e solúvel em sais de amônio [11].
Podemos observar também que essas reações são realizadas como reações de dupla troca que envolvem substâncias compostas e a troca de espécies químicas que resulta na formação de novas substâncias compostas. No laboratório, percebe-se que a reação ocorre quando um desses fatores são formados: sal praticamente insolúvel, base praticamente insolúvel e o Hidróxido de amônio (NH4OH) que é um composto instável [12]. 
4.3 Reação com Hidróxido de Amônio
4.3.1 Reação do Mg(NO3)2(aq) com o NH4Cl(aq)
	As reações observadas neste experimento podem ser representadas pelas Eq. 3 e Eq. 4. Na Equação 3, na qual a reação ocorre em meio alcalino, obtemos a formação do cloreto de magnésio (MgCl2 (aq)) e o Nitrato de amônio (NH4NO3(aq)), não havendo a formação de precipitado. Já na Eq. 4, temos a formação de um precipitado pouco solúvel, o Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2 (s)).
 (Eq. 3) (Eq. 4)
4.3.2 Reação do Mg(NO3)2(aq) com o HCl(aq)
	Quando se utiliza o HCl no meio reacional, ao invés do NH4Cl, obtemos a formação do MgCl2 (aq) e do ácido nítrico HNO3(aq), Eq 5, ambos no estado físico aquoso. Em seguida, com a adição do NH4OH(aq), ocorre a formação do precipitado Mg(OH)2 (s), Eq. 6.
 (Eq. 5)
 (Eq. 6)
Nota-se que o HCl e o NH4Cl possuem um íon comum, o Cl-, por esta razão as reações com os mesmos resultam na formação do cloreto de magnésio MgCl2 (aq).
4.4 Reação com Carbonato de Amônio
4.4.1 Reação com Carbonato de Amônio e Mg2+
	Os íons magnésio reagem fortemente com soluções de carbonato de amônio, dando origem à um sal branco e gelatinoso, de composição variável, quando deixado em repouso ou quando aquecido (imagem no Apêndice 1a). A equação 7 representa a reação ocorrida, onde o produto solido é nomeado carbonato de magnésio. 
5 Mg2+ (aq) + 6 CO32− (aq) + 7 H2O (l) → 4 MgCO3·Mg(OH)2·5 H2O ↓ (s) + 2 HCO3− (g) (Eq. 7)
	O carbonato de magnésio foi separado do sobrenadante, e em seguida, dividido em duas alíquotas. A primeira alíquota foi tratada com ácido acético, concentração 6 mol/L, como mostrado na equação 8.
8 MgCO3 (s) + 3 CH3COOH (aq) → 8 MgCOOH (aq) + 2 H2O (l) + 6 CO2 (g) (Eq. 8)
	O resultado dessa mistura de ácido acético com o carbonato de magnésio é a dissolução do precipitado, isso por que ocorre uma diminuição na concentração dos íons carbonato pela reação com os íons H+ provenientes do ácido (imagem no Apêndice 1b). 
	A segunda alíquota do carbonato de magnésio foi tratada com cloreto de amônio, nessa reação também ocorreu a dissolução do solido, como mostra a equação 9 (imagem no Apêndice 1c).
NH4Cl (aq) + MgCO3 (s) → (NH4)2CO3 (aq) + MgCl2 (aq) (Eq. 9)
A dissociação do precipitado ocorre porque existe uma tendência na concentração dos íons carbonato em diminuir, nesse caso, com a presença do íon amônio. 
4.4.2 Reação com Carbonato de Amônio e Ba2+
	As soluções contendo íons de Ba2+, nesse caso o nitrato de bário, quando misturadas a soluções de carbonato de amônio formaram como produto o carbonato de bário (BaCO3), como mostra a equação 10, estes por sua vez tornam-se mais cristalinos ao serem aquecidos (imagem no Apêndice 2a).
Ba(NO3)2 (aq) + (NH4)2CO3 (aq) → 2NH4NO3 (aq) + BaCO3 ↓ (s) (Eq. 10)
O precipitado, dividido em duas partes, também foi tratado com ácido acético e com cloreto de amônio. Nas primeiras circunstâncias, a mistura de ácido acético com o carbonato de bário resultou na dissolução do precipitado (imagem no Apêndice 2b), pois o deslocamento do equilíbrio tende à direita, como mostra a equação 11, a seguir.
8 BaCO3 (s) + 3 CH3COOH (aq) → 8 BaCOOH (aq) + 2 H2O (l) + 6 CO2 (g) (Eq. 11)
	A segunda parte do BaCO3 foi tratada com cloreto de amônio, o que resultou na permanência do solido (imagem no Apêndice 2c), como mostra a equação 12. A dissolução não aconteceu porque embora o haja uma diminuição na concentração de íons CO32- na presença dos íons NH4+, essa diminuição não é suficiente para atingir o produto de solubilidade deste carbonato, que possui um Kps na ordem de 109.
 CO32+ (s) + NH4+ (aq) → HCO3- (s) + NH3 (g) (Eq. 12)
4.4.3 Reação com Carbonato de Amônio e Sr2+
O carbonato de estrôncio é um tanto menos solúvel que o carbonato de bário; fora disso, suas características (ligeira solubilidade em sais de amônio, decomposição com ácidos) são semelhantes às deste último. O nitrato de estrôncio quando misturadas a soluções de carbonato de amônio formaram como produto o carbonato de estrôncio, SrCO3 (imagem no Apêndice 2a), como exibe a equação 13.
Sr(NO3)2 (aq) + (NH4)2CO3 (aq) → 2NH4NO3 (aq) + SrCO3 ↓ (s) (Eq. 13)
Assim como nos procedimentos anteriores, o precipitado foi separado do sobrenadante e dividido em duas partes. A primeira parte foi tratada com ácido acético e resultou na diluição do precipitado (imagem no Apêndice 2b), isso porque a presença do ácido diminui a concentração do íon CO32-, além da tendência do equilíbrio da reação se descocar para a direita, como salienta a equação 14 (I, II e III).
SrCO3 (s) ↔ Sr2+ (aq) + CO32- (s0 (Eq. 14-I)
CO32- (s) + H+ (aq) ↔ HCO3- (aq) (Eq. 14-II)
HCO3- (aq) + H+ (aq) ↔ H2CO3 (aq) ↔ H2O (l) + CO2 (g)(Eq. 14-III)
A equação 8 (I, II e III) demonstra que a presença de ácido acético faz com que os equilíbrios sejam deslocados para a direita, dissolvendo o precipitado.
	A segunda parte do carbonato de estrôncio foi tratada com cloreto de amônio, nesse caso o precipitado não foi dissolvido, permanecendo solido (imagem no Apêndice 2c). Isso ocorreu porque, assim como nos resultados do tópico 4.4.2, a diminuição na concentração dos íons CO32- foi insuficiente para atingir o produto de solubilidade deste carbonato. Essa reação pode ser representada pela equação 6, descrita anteriormente.
4.4.4 Reação com Carbonato de Amônio e Ca2+
	As reações entre nitrato de cálcio e carbonato de amônio resultam também em precipitado, segundo a equação 15, entretanto, não foi possível observar a presença de precipitado (imagem no Apêndice 2a). 
Ca(NO3)2 (aq) + (NH4)2CO3 (aq) → 2NH4NO3 (aq) + CaCO3 ↓ (s) (Eq. 15)
A ausência do sal carbonato de cálcio pode ter sido ocasionada por diversos fatores (determinados), sendo os mais prováveis: reagentes com validade ultrapassadas (vencidos) e até mesmo erros de analises. Com isso, não foi possível prosseguir as etapas de separação do precipitado e tratamentos do mesmo com ácido acético e cloreto de amônio.
4.5 Reação com Oxalato de Amônio
Para observar a reação da 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. Soluções neutras de oxalato de amônio formam precipitados com os íons dos metais alcalinos terrosos. O ácido acético que é um ácido mineral e considerado um ácido fraco, foi utilizado porque oxalatos de amônio se dissolvem em ácido fortes porque forma íons (C2O4 2-). Observou-se precipitado branco em todas as soluções, como mostra o apêndice C. As equações químicas abaixo mostram as reações: 
 (Eq. 16)
 (Eq. 17)
 (Eq. 18)
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 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, e assim, não é suficiente para deslocar o equilíbrio e dissolver o precipitado [2]. A solubilidade dos oxalatos aumenta na ordem Ca2+, Sr2+ e Ba2+, com mostra o apêndice Tabela 2.
Tabela 2: Solubilidade dos oxalatos.
	Substância
	Formula
	Kps
	Oxalato de cálcio
	CaC2O4
	2,6 x10-9
	Oxalato de estrôncio
	SrC2O4
	1,6 x10-7
	Oxalato de bário
	BaC2O4
	2,3 x10-8
Fonte: Universidade Federal Fluminense.
4.6 Reação com Dicromato de Potássio
A identificação da formação de um precipitado amarelo alaranjado (ver no apêndice D) no tubo contendo o íon Ba2+ foi possível através de uma reação de ácido acético, acetato de amônio e dicromato de potássio, sendo esse precipitado, o cromato de bário (BaCrO4), descrito pela equação:
 (Eq. 19)
 (Eq. 20)
A equação seguinte apresenta a solução sem a presença do acetato de sódio, ocorrendo a formação de um ácido forte e não completa a formação do precipitado [5], sendo a combinação da Equação 19 com a Equação 20:
 (Eq. 21)
A adição de acetato de sódio possibilita a total formação do precipitado, pois o mesmo reagirá com os íons H+, diminuindo sua concentração, formando ácido acético [2].
Desta forma, os íons Ca2+ e Sr2+ não ocorreu a formação de precipitado, devido ao produto de solubilidade serem muito maiores que o do Ba2+, ou seja, eles requerem uma concentração maior do íon para precipitá-los [7].
4.7 Reação com Sulfato de Amônio
Na reação entre nitratos dos cátions (Ca2+, Ba2+ e Sr2+), ácido acético e sulfato de amônio ocorreu formação de precipitado, com todos os cátions de acordo com a reação:
Obs: Considere M2+ = Ca2+, Ba2+ e Sr2+.
 (Eq. 22)
O precipitado não é dissolvido, pois o ácido acético, presente no meio reacional, possui baixa concentração do íon H+ não sendo suficiente para reagir com o íon , proveniente do sulfato de amônio, e provocar o deslocamento do equilíbrio [5]. (ver no apêndice E. 5a)
Pode-se se constatar que a reação entre nitratos dos cátions (Ca2+, Ba2+ e Sr2+), hidróxido de amônio e sulfato de amônio, a identificação dos cátions também foi possível devido a formação de precipitado para cada cátion aqui analisado, assim como na presença de ácido acético.
	 Para o Nitrato de cálcio é importante salientar que quando o mesmo possui o ion NH4+ em excesso, este por sua vez não precipita [7]. Contudo o nitrato de cálcio sofreu precipitação assim como pode ser observado no apêndice.
A explicação para a precipitação do nitrato de cálcio neste experimento é que mesmo havendo uma quantidade considerável de íon NH4+ no meio reacional, o mesmo não se apresentava em excesso. (ver no apêndice E. 5b)
5 CONCLUSÃO
O teste da chama foi realizado com êxito e a presença dos cátions (Ba+2, Ca+2 e Sr+2) foram confirmados nos sais BaCl2, CaCl2 e SrCl2;
Foi constatado a presença do íon Mg2+ na reação com base forte;
Observou-se a formação de precipitado do íon Mg2+ para a reação com hidróxido de amônio, não condizendo com a literatura;
Foi possível observar a formação de precipitado para os íons Mg2+, Sr2+ e Ba2+. Já para o Ca2+ não foi possível verificar (podendo destacar os erros de análises ou validade ultrapassada dos reagentes). A mistura dos precipitados obtidos em ácido acético e cloreto de amônio resultou na dissolução e na permanência do sal, respectivamente, corroborando com a literatura. 
Houve a formação de precipitado nas reações dos cátions do grupo II com o Oxalato de amônio;
Na reação dos cátions com o dicromato de potássio, notou-se a formação de precipitado apenas para o Ba2+, pois o mesmo possui baixa solubilidade em relação aos demais do grupo;
Houve o precipitado de todos os íons do grupo II na reação com o ácido acético e na reação com o hidróxido de amônio.
REFERÊNCIAS
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2. ATIKINS, P; JONES, L. Princípios de Química, questionando a vida moderna e o meio ambiente. Ed. 5. Porto Alegre: Bookman, 2012.
3. LEMES, M. R. A tabela periódica dos elementos químicos prevista por redes neurais artificiais de Kohonen. v. 31, n. 5, p. 1141–1144, 2008.
4. LEE. J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.
5. BACCAN, N. et al. Introdução à semimicroanálise qualitativa. Ed. 2. Campinas: 1988. 
6. CHANG, R; GOLDSBY, K. A. Química. Ed. 11. Porto Alegre: AMGH, 2013.
7. VOGEL, A. I. Química analítica qualitativa. 5ª ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
8. BACCAN, Nivaldo; ANDRADE, João Carlos de. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3 ed. Edgard blucher, 2001.
9. Cations do grupo II. Disponivel em: http://www.omundodaquimica.com.br/academica/cations_grupo2. Acesso em: 09 de julho de 2018.
10. Tabela de Kps. Disponível em: https://pt.scribd.com/doc/132266317/Tabela-de-Kps Acesso em: 03 de Julho de 2018.
11. Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª ed. São Paulo: Makron Books, 1994.
12. Reações de dupla troca. Disponível em: https://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/sais.htm Acesso em: 03 de Julho de 2018.
APÊNDICES
Apêndice A
Figura 1: Coloração dos cátions no teste de chama a) Ca+2 b) Sr+2 
 1a) 
1b)
 
Fonte: Autoria própria, 2018.
Apêndice B
Figura 2: Reação com Carbonato de Amônio(2c)
(2b)
(2a)
Fonte: Autoria própria, 2018.
Apêndice C
Figura 3: Observação dos precipitados dos Cátions (Ca2+, Sr2+ e Ba2+) na reação com oxalato de amônio.
Fonte: Autoria própria, 2018.
Apêndice D
Figura 4: Reação com Dicromatode Potássio
Fonte: Autoria própria, 2018.
Apêndice E
Figura 5: Reação com Sulfato de Amônio
 (5b)
(5a)
Fonte: Autoria própria, 2018.
ANEXO
Anexo A – Imagem do Espectro Visível
Fonte: Google imagens, 2018.