Baixe o app para aproveitar ainda mais
Prévia do material em texto
1 2 PRESIDENTE DA REPÚBLICA Luiz Inácio Lula da Si lva MINISTRO DA EDUCAÇÃO Fernando Haddad GOVERNADOR DO ESTADO José Well ington de Araújo Dias REITOR DA UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ Luiz de Sousa Santos Júnior SECRETÁRIO DE EDUCAÇÃO A DISTÂNCIA DO MEC Carlos Eduardo Bielschowisky COORDENADOR GERAL DA UNIVERSIDADE ABERTA DO BRASIL Celso José da Costa DIRETOR DO CENTRO DE EDUCAÇÃO ABERTA A DISTÂNCIA DA UFPI Gildásio Guedes Fernandes DIRETOR DO CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA Helder Nunes da Cunha COORDENADORA DO CURSO DE QUÍMICA NA MODALIDADE EaD Rosa Lina Gomes Perei ra do Nascimento da Si lva COORDENADORA DA PRODUÇÃO DO MATERIAL DIDÁTICO - UAPI Cleidinalva Maria Barbosa Ol iveira COORDENADOR DA REVISÃO DO MATERIAL DIDÁTICO Naziozênio Antônio Lacerda REVISÃO Leda Mara Barreto Cavalcante DIAGRAMAÇÃO Gisel le da Si lva Castro 3 O presente material didático, voltado essencialmente para o estudo e aplicação das aulas práticas da disciplina de Química Analítica Qualitativa, é destinado ao corpo discente do curso de Química, na modalidade EaD, da Universidade Federal do Piauí (UFPI), consorciada da Universidade Aberta do Piauí (UAPI), integrante da Universidade Aberta do Brasil (UAB). A apostila é constituída de sete unidades contendo informações e metodologias de desempenho experimental, assim organizadas: Unidade 1 – Instruções para trabalho em Laboratório de Química e conceitos básicos da área de Química Analítica. Unidade 2 - Demonstração das reações de identificação dos cátions do Grupo I (Na+, K+ e NH4 +) e do Grupo II (Mg2+, Ba2+ , Ca2+e Sr2) e suas principais características. Unidade 3 - Ilustração das reações de separação e identificação dos Cátions do Grupo III (Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+). Unidade 4 - Apresentação das reações de separação e identificação dos Cátions do Grupo IV, divididos em duas partes: I) As3+, As5+, Sb3+, Sn2+ e Sn4+ e II) Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+. Unidade 5 – Exemplificação das reações de separação, ilustração de solubilidade e identificação para os Cátions do Grupo V (Ag+, Pb2+ e Hg2 2+). Na Unidade 6 – apresentação das reações de identificação, classificação (em Grupos Analíticos) e testes prévios dos ânions. Na Unidade 7 - Explanação sobre as reações características (e fundamentais) dos ânions: carbonatos, bicarbonato, sulfito, tiossulfato, sulfeto, nitrito, cloreto, brometo, iodeto, fluoreto, nitrato, acetato, oxalato, sulfato e fosfato. 4 UNIDADE 1 - Segurança em Laboratório de Química 1.1 Instruções para Trabalho em Laboratório ........................................... 09 1.2 Conceitos Básicos em Química Analítica............................................ 13 1.3 Tipos de Reações Analíticas .............................................................. 14 1.3.1 Via Seca .......................................................................................... 14 1.3.2 Via Úmida........................................................................................ 14 UNIDADE 2 - Análise de Cátions do Grupo I e do Grupo II 2.1 Análises dos Cátions do Grupo I – Na+, K+ e NH4 +.............................. 26 2.1.1 Reações de Identificação para Sódio (Na+) ..................................... 28 2.1.2 Reações de Identificação para Potássio (K+) ................................... 29 2.1.3 Reações de Identificação para Amônio (NH4 +)................................. 29 2.2 Análises dos Cátions do Grupo II – Mg2+, Ba2+ , Ca2+e Sr2+ ................ 30 2.2.1 Reações de Identificação para Magnésio (Mg) ................................ 34 2.2.2 Reações de Identificação para Bário, Cálcio (Ca) e Estrôncio (Sr) ........................................................................................... 37 2.3 Exercícios Resolvidos......................................................................... 39 2.4 Exercícios Propostos.......................................................................... 41 UNIDADE 3 - Análise de Cátions do Grupo III 3.1 Análise dos Cátions do Grupo III – Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+ .............................................................................. 44 3.2 Reação de Separação ........................................................................ 54 3.3 Reações de Identificação para Ferro II e Ferro III............................... 55 3.4 Reações de Identificação para Alumínio III......................................... 57 3.5 Reações de Identificação para Crômio III ........................................... 57 3.6 Reações de Identificação para Zinco II ............................................... 58 3.7 Reações de Identificação para Manganês II ....................................... 53 3.8 Reações de Identificação para Cobalto II ........................................... 59 3.9 Reações de Identificação para Níquel II ............................................. 60 3.10 Exercícios Propostos ........................................................................ 61 5 UNIDADE 4 - Análise de Cátions do Grupo IV 4.1 Análise de Cátions do Grupo IV: Parte I) As3+, As5+, Sb3+, Sn2+ e Sn4+; Parte II) Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+.....................................64 4.2 Subgrupo do arsênio ..........................................................................73 4.2.1 Reações do íon arsênio (III) .............................................................73 4.2.2 Reações do íon arsênio (V)..............................................................75 4.2.3 Reação do íon antimônio (III) ..........................................................75 4.2.4 Reação do íon antimônio (V) ...........................................................76 4.2.5 Reação do íon estanho (II)...............................................................77 4.2.6 Reação do íon estanho (IV) .............................................................78 4.3 Subgrupo do Cobre.............................................................................79 4.3.1 Mercúrio, Hg. Chumbo, PB. Bismuto, Bi. Cobre Cu. Cádmio, Cd...............................................................................................79 4.3.2 Reações de Identificação do Mercúrio II ..........................................80 4.3.3 Reações de Identificação do Chumbo II...........................................81 4.3.4 Reações de Identificação do Bismuto III ..........................................81 4.3.5 Reações de Identificação do Cobre II...............................................82 4.3.6 Reações de identificação do Cádmio II ............................................82 UNIDADE 5 - Análise de Cátions do Grupo V 5.1 Análise de Cátions do Grupo V: Ag+, Pb2+ e Hg2 2+ ..............................85 5.2 Reação de Separação ........................................................................88 5.3 Reação de Solubilidade ......................................................................88 5.4 Reação de Identificação da Prata, Ag+................................................89 5.5 Reação de Identificação do Chumbo, Pb2+..........................................89 5.6 Reação de Identificação do Mercúrio, Hg2 2+........................................90 UNIDADE 6 - Análisedos Ânions 6.1 Reações com Ânions ..........................................................................93 6.2 Classificação dos Ânions em Grupo Analíticos ...................................93 6.3 Testes Prévios para Ânions ................................................................93 UNIDADE 7 - Testes Específicos para Identificação de Ânions 7.1 Análise de Ânions via Extrato com Soda.............................................99 7.2 Reação para Carbonatos, CO3 2-........................................................102 7.3 Reação para Hidrogenocarbonatos (bicarbonato), HCO3 - .................103 7.4 Reação para Sulfito, SO3 2- ................................................................103 6 7.5 Reação para Tiossulfato, S2O3 2- ....................................................... 104 7.6 Reação para Sulfeto, S2-................................................................... 105 7.7 Reação para Nitrito, NO2 - ................................................................. 106 7.8 Reação Para Cloreto, Cl- .................................................................. 107 7.9 Reação para Brometo, Br- ................................................................ 108 7.10 Reação para Iodeto, I- .................................................................... 108 7.11 Reação para Fluoreto, F- ............................................................... 110 7.12 Reação para Nitrato, NO3 - .............................................................. 110 7.13 Reação para Acetato, CH3COO - ..................................................... 111 7.14 Reação para Oxalato, (COO)2 2- ...................................................... 112 7.15 Reação para Sulfato, SO4 2-............................................................. 112 7.16 Reação para Fosfato, PO4 3- ............................................................ 113 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ...................................................... 115 7 8 UNIDADE 1 - Segurança em Laboratório de Química 1.1 Instruções para Trabalho em Laboratório ........................................... 09 1.2 Conceitos Básicos em Química Analítica............................................ 13 1.3 Tipos de Reações Analíticas .............................................................. 14 1.3.1 Via Seca .......................................................................................... 14 1.3.2 Via Úmida........................................................................................ 14 9 UNIDADE 1 - Segurança em Laboratório 1.1 Instruções para trabalho em laboratório Mesmo que outras disciplinas de laboratório do curso de Química tenham apresentado e discutido as normas e fornecido esclarecimentos sobre o trabalho prático, convém relembrar alguns itens importantes, assim como mencionar aqueles de caráter especifico. Vejamos então, as principais orientações e instruções para práticas em Laboratório de Química: 1. Não usar lentes de contato, ainda que os olhos estejam protegidos por óculos de segurança. 2. É indispensável o uso de avental de algodão, o qual não deve ser de tecido sintético facilmente inflamável. 3. O aluno deve trajar calças compridas e sapatos fechados. Não é permitido o uso de bermudas, shorts e chinelos. 4. Importante: O aluno que não estiver de avental, trajando roupas apropriadas, será impedido de permanecer no laboratório. Não haverá reposição de aulas perdidas. 5. Acomodar (reter) os cabelos, evitando que estes caiam no rosto, sobre frascos contendo reagentes químicos, ou que fiquem próximos ao fogo. 6. O laboratório é um lugar de trabalho sério, por isso deve-se evitar qualquer tipo de brincadeira. O estudo da disciplina de Quí- mica Analítica Qualitativa da Universidade Aberta do Piauí (UAPI) é dividido em 7 Unidades. 1 0 7. O trabalho de laboratório é em equipe, composta de dois a quatro alunos. Antes do início e após o término dos experimentos, é importante manter sempre limpa a aparelhagem e a bancada de trabalho. 8. Estudar com bastante atenção os experimentos antes de executá-los, registrando no caderno de laboratório todas as observações e conclusões realizadas. 9. A lavagem dos recipientes de vidro é realizada inicialmente com água corrente, e posteriormente com pequenos volumes de água destilada. Em alguns casos, é necessário o emprego de sabão ou detergente, mas sempre em quantidades pequenas. 10. Quando forem usadas soluções de limpeza tais como: ácido muriático (HCl comercial, solução de sulfocrômica, água régia - mistura de HNO3 e HCl concentrados, solução potassa alcólica - NaOH ou KOH em etanol), deve-se proceder com cuidado a fim de evitar contato com a pele ou roupa. Jamais pipetar essas soluções aspirando com a boca, as quais devem ser reaproveitadas, retornando-as ao frasco de estoque após uso. Mantê-las na capela. Enxaguar a vidraria com água da torneira, e por último com água destilada (Veja item limpeza de material de vidro). Cuidado com material corrosivo. 11. Cuidado ao trabalhar com substâncias inflamáveis. Mantenha- as longe do fogo. 12. Sempre verificar se não há vazamento de gás combustível ao abrir a torneira de gás. Certificar-se de que as mangueiras de borracha ou plástico estão em boas condições (sem furos) e adaptadas corretamente ao bico de bunsen e a saída de gás. 1 1 13. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de gases tóxicos (como por exemplo: evaporações de soluções ácidas, amoniacais etc.) devem ser executadas na capela. 14. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente sobre o frasco que a contém. 15. Na preparação ou diluição de uma solução, use água destilada. 16. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente, antes de tirar dele qualquer porção de seu conteúdo. Leia o rótulo duas vezes para se certificar de que tem o frasco certo. Lembrar: o rótulo está para um reagente, assim como o registro geral (RG) está para a identificação de uma pessoa. 17. Estar atento ao trabalhar com ácido concentrado. Adicionar sempre o ácido à água (acidificar a água). No caso de queimadura com ácido sulfúrico concentrado – H2SO4, secar muito bem a parte afetada, lavar com água fria. 18. Ácidos e bases concentradas atacam a pele e roupa, por esta razão, devem ser utilizadas com o máximo de cuidado, principalmente na neutralização de um com o outro, pois a reação é violenta. Caindo sobre a pele: deve-se lavar abundantemente com água. 19. Deve-se evitar o desperdício de soluções, reagentes líquidos e sólidos, gás e água destilada. 20. Em análise semi-micro, trabalhar sempre com pequenas quantidades de substâncias. Quando as provas forem realizadas em tubos de ensaios, o volume da solução 1 2 problema, bem como os volumes de cada um dos reagentes adicionados, devem ser aproximadamente 5 gotas (aproximadamente 0,25 mL). 21. No estudo das reações de cátions, utilizar, preferencialmente, soluções de seus nitratos ou cloretos. Para o estudo de ânions, utilizar soluções de seus sais de sódio ou potássio. 22. Deve-se tomar o máximo cuidado para não contaminar os reagentes sólidos e assoluções com outras substâncias, ou íons, respectivamente. As substâncias que não chegaram a serem usadas nunca devem voltar ao frasco de origem. Jamais introduzir qualquer objeto em frascos de reagentes, exceção feita para espátulas limpas ou conta-gotas, com o qual estes possam estar equipados. 23. Ao se aquecer um tubo de ensaio, deve-se fazê-lo de maneira adequada; caso contrário, o seu conteúdo poderá ser projetado para fora, atingindo o operador ou outras pessoas que estiverem do seu lado. 24. Dar tempo suficiente para que um vidro quente resfrie. Lembrar que o vidro quente apresenta o mesmo aspecto de um vidro frio. Não o abandonar sobre a mesa, mas sim, sobre tela de amianto. 25. Não é permitido o uso de telefone celular, rádio ou walkman durante as aulas. 26. Informar ao professor sobre qualquer acidente que ocorra, mesmo que resulte em um dano de pequena importância. 1 3 27. Só é permitida a permanência no laboratório aos alunos matriculados na disciplina. Fora do horário de aula o aluno não poderá realizar experimentos no laboratório. 28. Entregar as tarefas sempre nas datas pré-estabelecidas. 1.2 Conceitos básicos em Química Analítica QUÍMICA ANALITICA - É a parte da química que estuda os princípios teóricos e práticos das análises químicas, cujo objetivo é a determinação da composição química de substâncias puras ou de suas misturas. QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - Trata da determinação dos constituintes (elementos, grupos de elementos ou íons) que formam uma dada substância ou mistura. QUÍMICA ANALÍTICA QUANTITATIVA - Trata da determinação das quantidades ou proporções dos constituintes previamente identificados, numa dada substância ou mistura. Em Química Analítica Qualitativa, o elemento ou íon a ser determinado é tratado de maneira a se transformar num composto que possua certas propriedades que lhes são características. A transformação que processa é denominada reação analítica. A substância que provoca a transformação é denominada reagente. A substância a ser analisada é denominada substância problema (SP). 1 4 1.3 Tipos de reações analíticas 1.3.1 Via seca A solução problema e o reagente estão, geralmente, no estado sólido. A reação pode ser realizada através de aquecimento empregando: a) Reação de coloração de chama. b) Reação de formação de pérolas coloridas (de bórax ou de sal de fósforo). c) Fusão alcalina, ácida ou oxidante. d) Método da trituração. e) Reação sobre carvão. 1.3.2 Via úmida São as reações mais usuais e aquelas onde o reagente e a solução problema estão no estado líquido ou em solução aquosa. No caso de amostras sólidas, o primeiro passo é dissolvê-las. O solvente usual é a água ou um ácido, se ela for insolúvel em água. Veja o exemplo: BaCl2(s) → Ba2+(aq) + 2Cl-(aq) O óxido de cobre e o hidróxido de ferro (III) são insolúveis em água, mas solúveis em meio ácido: CuO(s) + H2SO4(aq) → Cu2+(aq) + SO42-(aq) + H2O(l) Fe(OH)3(s) + 3HCl(aq) → Fe3+(aq) + 3Cl-(aq) + 3H2O(l) Lembre-se: sólido para líquido: dissolução. Líquido para líquido: diluição. 1 5 Para os testes de análise qualitativa, somente empregamos as reações que se processam acompanhadas de variação das suas propriedades físicas ou químicas facilmente detectáveis. Por exemplo, na mistura de soluções para identificação de um dado íon, deve ocorrer: a) Mudança de coloração (formação de complexos) ou; b) Formação de substância sólida (formação de precipitados) ou; c) Desprendimento de gás (formação de gases facilmente identificáveis através da cor, cheiro etc.). Nas análises químicas de substâncias inorgânicas, em geral, empregam-se soluções aquosas de sais, ácidos e bases. Estas substâncias são eletrólitos fortes ou fracos, dependendo do seu grau de ionização ou dissociação. Por exemplo: Sal: BaCl2(s) → Ba2+(aq) + 2Cl-(aq) (eletrólito forte) Ácido: H3CCOOH(aq) → H+(aq) + H3CCOO-(aq) (eletrólito fraco) HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq) (eletrólito forte) Base: NH4OH(aq) → NH4+(aq) + OH-(aq) (eletrólito fraco) NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq) (eletrólito forte) Como nas reações analíticas por via úmida não detectamos o sal, mas sim o(s) íon(s) deste sal, devemos representá-las de uma forma simplificada, denominada equação de reação. Neste caso, anotamos apenas as fórmulas daquelas espécies que, efetivamente, participam da reação, ou seja, estão envolvidas no processo. Por exemplo: Cl- é detectado em HCl(aq) ou soluções de cloretos metálicos por ação de solução de Ag+NO3 -. 1 6 Observe: H+Cl- + Ag+NO3 - → AgCl(s) + H+NO3- Ca2+(Cl-)2 + 2Ag +NO3 - → 2AgCl(s) + Ca2+(NO3-)2 Em ambos os casos, ocorre a formação do precipitado branco de AgCl. Pelas equações observa-se que apenas ele não está na forma de íons; logo, conclui-se que os íons H+ e NO3 -, no primeiro caso, e Ca2+ e NO3 -, no segundo, não participam da reação. Então, ambos os processos podem simplesmente serem representados pela equação iônica líquida, de acordo com a equação abaixo: Cl- (aq)+ Ag + (aq) AgCl(s) A equação iônica mostra que a reação ocorre, essencialmente, entre os íons Ag+ e Cl- na formação do precipitado branco de AgCl, e que haja um equilíbrio dos íons com o sal pouco solúvel (Kps AgCl) DICAS IMPORTANTES: 1) Nos íons ClO3 - e ClO4 -, ou nas moléculas de CHCl3 e CCl4 existe o elemento cloro, mas não na forma de Cl-, logo: Ag+ + ClO3 - → não ocorre reação ou Ag+ + CH3Cl → não ocorre reação 2) Se um elemento forma íons de diferentes valências, cada um deles terá as reações que lhes são características. Por exemplo: Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 : vermelho-castanho 1 7 Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 : verde musgo Fe3+ + 6SCN- → [Fe(SCN-)]63- : vermelho-sangue Fe2+ + SCN- → não ocorre reação Para entender os métodos de análise qualitativa e os princípios nos quais se fundamentam, serão estudados apenas os íons e elementos mais comuns e representativos. Didaticamente, estas espécies são estudadas em grupos. Pertencem ao mesmo grupo aqueles elementos ou íons que possuem propriedades ou características químicas semelhantes. Sendo assim, a maneira mais eficiente de se analisar uma amostra é separar os íons que a constituem em vários grupos, e em seguida analisar cada grupo separadamente. Considerando um sal com fórmula geral: MxAy, tem se que: M y+ é o cátion, e Ax- é o ânion. Desta forma: 1) Os ânions (Ax-) podem ser agrupados, por exemplo, quanto ao seu caráter oxidante, redutor e indiferente. Oxidantes ���� NO2 -, NO3 -, MnO4 -, Cr2O7 2-. Redutores ���� Cl-, Br-, I-, S2-, SO3 2-, S2O3 2-, C2O4 2-, NO2 -. Indiferentes ���� SO4 2-, CO3 2-, BO3 3-, CH3COO -, F-, SiO4 3-, PO4 3-. 2) Os cátions (My+) podem ser separados em 5 grupos. Quatro destes possuem um reagente precipitante de grupo, e um último grupo contém os cátions que formam produtos solúveis com a 1 8 maioria dos reagentes, desse modo não existindo um reagente de grupo. Observe na tabela 1 os cátions mais comuns, com seus nomes e características de grupo. TABELA 1. Grupos dos cátions mais comuns com seus nomes e características. GRUPO CÁTIONS MAIS COMUNS NOME E/OU CARACTERÍSTICA DO GRUPO I Na+, K+ , NH4+ Os grupos dos metais alcalinos e amônio não apresentam reagentes específicos. II Ca 2+, Sr2+, Ba2+, Mg2+ Grupo do (NH4)2CO3. Esses cátions precipitam como carbonato na presença de sal de amônio, com exceção do Mg2+. III a) Al 3+, Cr3+, Fe3+, b) Fe2+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Zn2+ Grupo do (NH4)2S. Os cátions bivalentes precipitam como sulfeto e os trivalentes como hidróxidos. Grupo do H2S / NH4OH. IV As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+ Cu2+, Hg2+, Bi3+, Cd2+, Pb2+ a) Grupo do arsênio e b) Grupo do cobre. Esses cátions precipitam como sulfeto em meio ácido. Grupo do H2S / H +. V Ag+, Hg2 2+, Pb2+ Grupo do HCl ou Grupo dos cloretos insolúveis. 2 0 OBSERVAÇÃO: Numa solução hipotética, contendo cátions de todos os 5 grupos são adicionados os reagentes específicos de cada grupo (de acordo com a ordem da tabela 1 ou esquema 1), cujo procedimento resultará na precipitação dos respectivos cátions, deixando os demais em solução. Por exemplo: adicionando HCl à uma solução dos cátions dos 5 grupos, só precipitarão Ag+, Hg2 2+ e Pb2+, como os sais pouco solúveis AgCl, Hg2Cl2 e PbCl2, e nova solução, separada após filtração, conterá os cátions dos Grupos I e IV, uma vez que seus cloretos são solúveis. Entretanto, os reagentes de grupo devem ser adicionados na sequência dada no esquema 1, pois, tratando-se de uma amostra contendo os cátions dos Grupos IV e V, com solução de sulfeto de amônio, (NH4)2S, todas precipitarão na forma de sulfeto metálicos, porém, sem separar o Grupo IV do Grupo V. . Nas tabelas 2 e 3 constam valores de Kps e Ka, respectivamente, as quais você poderá utilizar para compreender as reações de precipitação e identificação de alguns cátions e ânions estudados neste material de estudo. 2 1 ESQUEMA 1 - Fluxograma da análise qualitativa para a separação dos cátions. . Precipitado Ag+, Pb 2+ , Hg 22+ Cu2+ , Bi 3+, Cd 2+ , Hg 2+, AsO 4 3-, Sb 2+ , Sn 2+, Sn 4+ Al 3+, Fe 2+, Fe 3+ , Co 2+, Ni 2+ , Cr 3+, Zn 2+ , Mn 2+ Ba2+, Ca 2+, Mg 2+ , Sr 2+ Na + , K + , NH 4 + Adiciona-se HCl 6,0 mol/L Grupo 5 - Clroretos insolúveis: AgCl, Hg 2 Cl 2 , PbCl 2 Cátions remanecescentes Grupo 4 - Sulfetos insolúveis em ácido: CuS, Bi 2 S 3 , CdS, PbS, HgS, As 2 S 3 , Sb 2 S 3 , SnS 2 Precipitado Precipitado Juntar H 2 S, 0,2 mol/L HCl Cátions remanecescentes Adiciona-se (NH 4 )2 CO 3 ou (NH 4 ) 2 HPO 4 Adiciona-se (NH 4 ) 2 S, em pH 8,0 Cátions remanecescentes Grupo 3 - Sulfetos e bases insolúveis: Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Cr(OH) 3 , ZnS, NiS, CoS, MnS Precipitado Grupo 2 - Carbonatos insolúveis: BaCO 3 , CaCO 3 , MgCO 3, SrCO 3 Grupo 1 - Íons dos metias alcalinos (Na + e K + ) e NH 4 + 2 2 TABELA 2. Valores de constante do produto de solubilidade (Kps) para alguns sais pouco solúveis. Sal Pouco Solúvel Kps (25 oC) CaCO3 3,8 x 10 -9 CdCO3 2,5 x 10 -14 SrCO3 9,4 x 10 -10 BaCO3 8,1 x 10 -9 BaSO4 1,1 x 10 -10 Ca(OH)2 7,9 x 10 -6 CaF2 3,9 x 10 -11 CdS 1,0 x 10-27 PbS 3,2 x 10-28 CuS 7,9 x 10-37 HgS 2,0 x 10-53 AgCl 1,8 x 10-10 AgBr 3,3 x 10-13 AgI 1,5 x 10-16 Ag2CrO4 9,0 x 10 -12 Ag2SO3 1,5 x 10 -14 Ag2SO4 1,7 x 10 -5 PbCl2 1,7 x 10 -5 PbCrO4 1,8 x 10 -14 Hg2Cl2 1,1 x 10 -18 Cu2S 1,6 x 10 -48 Cu(OH)2 1,6 x 10 -19 NiCO3 6,6 x 10 -9 2 3 TABELA 3. Valores de constante de acidez (Ka) para alguns ácidos. Ácido Ka (25 oC) Ka1 - 7,5 x 10 -3 H3PO4 Ka2 - 6,2 x10 -8 Ka3 - 3,6 x 10 -13 HF 7,2 x 10-4 HNO2 4,5 x 10 -4 CH3CO2H 1,8 x 10 -5 H2CO3 Ka1 - 4,2 x 10 -7 Ka2 -4,8 x 10- 11 H2S Ka1 - 1,0 x 10 -7 Ka2 -1,0 x 10 -19 HCN 4,0 x 10-10 Ka1 - 2,5 x 10 -4 H3AsO4 Ka2 - 2,6 x 10 -8 Ka2 - 3,0 x 10 -15 H2C2O4 Ka1 - 5,9 x 10 -2 Ka2 - 6,4 x 10 -5 H2SO4 Ka1 - muito grande Ka2 -1,2 x 10 -2 H2CO2 1,8 x 10 -4 CH2ClCOOH 1,4 x 10 -4 HNO3 muito grande 2 4 2 5 UNIDADE 2 - Análise dos Cátions do Grupo I e do Grupo II 2.1 Análises dos Cátions do Grupo I – Na+, K+ e NH4 + ..............................26 2.1.1 Reações de Identificação para Sódio (Na+)......................................28 2.1.2 Reações de Identificação para Potássio (K+) ...................................29 2.1.3 Reações de Identificação para Amônio (NH4 +) .................................29 2.2 Análises dos Cátions do Grupo II – Mg2+, Ba2+ , Ca2+e Sr2+.................30 2.2.1 Reações de Identificação para Magnésio (Mg) ................................34 2.2.2 Reações de Identificação para Bário, Cálcio (Ca) e Estrôncio (Sr)............................................................................................37 2.3 Exercícios Resolvidos .........................................................................39 2.4 Exercícios Propostos ..........................................................................41 2 6 UNIDADE 2 - Análise dos Cátions do Grupo I e do Grupo II 2.1 Análises dos cátions do grupo I – Na+, K+ e Nh4 + Os cátions dos metais alcalinos são os maiores do Grupo I da tabela periódica dos elementos, possuindo carga pequena e estrutura eletrônica de gás nobre. Por esses motivos, tem uma fraca atração por ânions e moléculas. A Maioria de seus sais é solúvel em água e seus íons raramente formam complexos. O íon amônio está neste grupo porque apresenta propriedades químicas semelhantes aos demais. DESCRIÇÃO Sódio, Na, é um metal branco prateado, mole, e funde a 97,5oC. Oxida rapidamente em ar úmido, devendo ser em solvente orgânico como xileno ou glicerol. Este metal reage violentamente com a água, formado hidróxido de sódio e hidrogênio: Na(s) + H2O → NaOH(aq) + H2(g) O sódio em seus sais aparece como cátion monovalente Na+. Seus sais formam soluções incolores, a menos que o ânion produza coloração às suas soluções. Quase todos os sais de sódio são solúveis em água. Potássio, K, é também um metal branco prateado e mole, e funde a 63,5oC. Permanece inalterado no ar seco, mas é rapidamente oxidado em ar úmido, cobrindo-se com uma película azul. O metal reage violentamente em água, liberando hidrogênio e hidróxido de potássio e queimando com uma chama violeta. K+(S) + H2O → KOH(aq) + H2(g) 2 7 Comumente, o potássio é guardado em nafta. Seus sais são geralmente solúveis em água e formam soluções incolores, a menos que o ânion seja colorido. Os íons amônio, NH4 +, são derivados do amoníaco NH3 e do íon hidronio H+. As características destes íons são semelhantes às dos outros dois íons que compõem este grupo. Por eletrólise com um catodo de mercúrio, pode ser preparada amálgama de amônio que possui propriedades análogas ao amalgama de sódio e potássio. Os sais de amônio são bastante solúveis em água, dão soluções incolores. Por aquecimento, todos os sais de amônio decompõem-se em amoníaco e no ácido correspondente: NH4Cl(s) → NH3(g) + HCl(g) A menos que o ácido não seja volátil, os sais podem ser quantitativamente removidos de misturas secas por aquecimento. As reaçõesdos íons amônio são semelhantes às do potássio, isto devido aos seus tamanhos que são aproximadamente iguais. Reagente do grupo: Não existe um reagente especifico para os cátions deste grupo. Reação do grupo: Reações especiais e ensaios do teste de chama para os íons sódio e potássio podem ser usados para suas identificações. As reações dos íons amônios são bastante semelhantes à dos íons potássio, pois o raio iônico destes é quase idêntico. 2 8 Ensaios por via seca (Teste de Chama) O teste de chama baseia-se na quantidade de energia fornecida a um determinado elemento químico, onde os elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível mais elevado – excitado. Ao retornarem ao estado de origem – fundamental, emitem energia radiante, cujo comprimento é característico de cada elemento. Assim, a cor da luz emitida identifica o referido elemento. Para este ensaio usa-se o bico de Bunsen ajustado para produzir uma chama azul, e um fio de platina ou níquel-cromo preso a um bastão de vidro. O fio deve ser limpo, aquecendo-o ao rubro na chama, e em seguida mergulhando-o em uma solução de ácido clorídrico, repetidas vezes, até não mais emitir coloração à chama. Coloque pequena porção de cada sal (sódio, potássio e amônio) em tubos de ensaio. Com uma alça de níquel/cromo limpa e levemente úmida, leve o sal à chama oxidante do bico de Bunsen – região não luminosa - observe a coloração e faça suas anotações em forma de tabela. A figura 1 ilustra o bico de Bunsen com as zonas de aquecimento características da chama (oxidante, redutora e neutra). 2.1.1 Reações de identificação para Sódio (Na) Reação com acetato de Zinco e Uranila Coloque 10 gotas de NaCl 0,2 mol L-1 num tubo de ensaio, acrescente 5 gotas de álcool etílico e 5 gotas de acetato de zinco e uranila, gota a gota, com agitação, e deixe em repouso por 5 a 10 FIGURA 1. Bico de Bunsen com as zonas de aquecimento. 2 9 minutos. Observe e anote a reação (figura 2). O meio reacional deve estar neutro ou levemente acidificado com ácido acético. 2.1.2 Reações de identificação para Potássio (K) a) Reação com Cobaltonitrito de Sódio Junte 10 gotas de solução 0,2 mol L-1 de KCl, 3 gotas de ácido acético 3 mol L-1 num tubo de ensaio. Adicione 6 gotas de solução de cobaltonitrito de sódio 0,2 mol L-1, recém preparada (ou sólido, uma ponta de espátula). Aqueça a solução em banho-maria e deixe em repouso por alguns minutos, observe e anote. b) Reação com Ácido Perclórico Junte 10 gotas de solução 0,20 mol L-1 de KCl, 5 gotas de ácido perclórico 20 % e 5 gotas de álcool etílico. Um precipitado branco cristalino indica a presença de potássio. O mesmo resultado pode ser obtido usando-se uma solução de perclorato de sódio. 2.1.3 Reações de identificação para Amônio (NH4 +) a) Reação com Hexanitritocobalto (III) de Sódio Junte 10 gotas de solução 0,2 mol L-1 de NH4Cl e 3 gotas de ácido acético 3 mol L-1 num tubo de ensaio. Depois adicione 6 gotas de solução de hexanitritocobalto (III) de sódio 0,2 mol L-1, recém preparada (ou sólido, uma ponta de espátula – figura 3). Deixe em repouso por alguns minutos, observe e anote. FIGURA 3. Espátula utilizada em procedimento analítico. FIGURA 2. Reação realizada em tudo de ensaio. 3 0 b) Reação com base forte Adicione num tubo de ensaio 10 gotas de NH4Cl 0,2 mol L -1 e 5 gotas de NaOH 4 mol L-1. Aqueça cuidadosamente em banho- maria, e teste a amônia desprendida de duas maneiras: (1) Colocando papel de tornassol vermelho na boca do tubo, sem tocá-la. A mudança da coloração para azul indica a presença de amônia; ou (2) Umedecendo um bastão de vidro com HCl concentrado, colocando-o em contato com o vapor desprendido. Haverá formação de fumos brancos indicando a presença de NH4Cl. c) Preparo da solução de Acetato de Zinco e Uranila Solução A: Dissolve-se 30 g de acetato de uranila em solução mista de 6 mL de ácido acético a 30 %, e 50 mL de água. Solução B: Dissolve-se 30 g de acetato de zinco em uma solução mista de 3 mL de ácido acético a 30 %, e 50 mL de água. Mistura-se as duas soluções em temperatura de aproximadamente 70º C, e adiciona-se um pouco de cloreto de sódio. Deixa-se precipitar completamente o sódio contido como impureza no reagente, por decantação durante 24 horas, filtrando-se em seguida. Posteriormente estoca-se em frasco escuro e conserva- se em lugar escuro e fresco. 2.2 Análise dos cátions do grupo II – Mg2+, Ba2+, Ca2+e Sr2+ Os elementos magnésio (Mg), bário (Ba), cálcio (Ca) e estrôncio (Sr) pertencem ao Grupo II A da tabela periódica, 3 1 apresentando configurações eletrônicas similares, conferindo-lhes semelhanças de suas propriedades. Dos cátions deste grupo, o magnésio apresenta reações análogas aos cátions do Grupo I. Entretanto, na presença de sais de amônio o carbonato de magnésio é solúvel, e as propriedades mais distintas do resto do Grupo II, ocorrem devido ao seu pequeno tamanho, e por essa razão, ás vezes não faz parte deste grupo no procedimento de análise química qualitativa. Todas as soluções dos íons desse grupo são incolores e seus sais apresentam caráter iônico. São brancos ou incolores, a menos que esteja presente um íon colorido. Embora solúveis em água, os nitratos de estrôncio e bário podem ser precipitados pela adição de ácido nítrico concentrado. DESCRIÇÃO Magnésio, Mg, é um metal branco, maleável e dúctil. Funde a 650oC e queima facilmente no ar ou em oxigênio com uma luz branca brilhante, formando óxido de magnésio, MgO e nitreto de magnésio, Mg3N2. O metal reage lentamente com a água à temperatura ambiente. Contudo, numa temperatura de 100oC a reação acontece rapidamente produzindo hidróxido de magnésio e hidrogênio: Mg(s) + H2O(l) → Mg(OH)2 + H2(g) Na ausência de sais de amônio, o hidróxido de magnésio é praticamente insolúvel. O magnésio dissolve-se facilmente em meio acido: Mg(s) + H + (aq) → Mg2+(aq) + H2(g) 3 2 O magnésio forma cátion divalente Mg2+. Seu óxido, hidróxido, carbonato e fosfato são insolúveis; os outros, por sua vez, são sais solúveis. Eles têm sabor amargo e alguns são higroscópios. Bário, Ba, também é um metal branco prateado, maleável e dúctil, e estável em ar seco. Funde a 700oC, e reage com a água formando hidróxido de bário e gás hidrogênio: Ba(s) + H2O(l) → Ba2+2OH- (aq) + H2(g) Ácidos diluídos dissolvem o bário facilmente, com desprendimento de hidrogênio: Ba(s) + H + (aq) → Ba2+(aq) + H2(g) O bário é divalente em seus compostos, formando o cátion Ba2+. Seus cloretos e nitratos são solúveis, mas em meio ácido (clorídrico ou nítrico concentrados). Cálcio, Ca, metal branco prateado, relativamente mole, e fundea 845oC. É atacado pelo o oxigênio atmosférico, cuja umidade forma óxido ou hidróxido de cálcio. Ele decompõe a água formando hidróxido de cálcio e hidrogênio: Ca(s) + H2O(l) → Ca(OH)2 + H2(g) O cálcio forma o cátion Ca2+, em soluções aquosas. Seus sais são normalmente sólidos brancos e formam soluções incolores, a menos que o ânion seja colorido. O cloreto de cálcio é higroscópio e é frequentemente usado como agente secante. O cloreto de cálcio e o nitrato de cálcio dissolvem-se facilmente em etanol ou em mistura 1/1 de etanol e éter dietílico. 3 3 Estrôncio, Sr, O estrôncio é um metal brancoprateado, maleável e dúctil, e funde a 771oC. Suas propriedades são análogas às do bário. Reagente do grupo: Carbonato de amônio, solução 1,0 mol L-1. Este reagente é incolor e apresenta uma reação alcalina, devido à hidrólise: CO3 2- (aq) + H2O(l) HCO3 - (aq) + OH - (aq) O reagente é decomposto por ácidos, formando dióxido de carbono e água: CO3 2- (aq) + H + (aq) CO2(g) + H2O(l) O reagente deve ser usado em meio neutro ou alcalino. Reação do grupo: Os cátions deste grupo reagem com carbonato de amônio, em quantidades moderadas de amônia ou íons amônio, formando precipitados brancos. O ensaio deve ser efetuado em soluções neutras ou alcalinas. TABELA 4. Solubilidade em água a 25o C. M * OH- CO3 2- C2O4 2- SO4 2- CrO4 2- Mg2+ 5,9 x 10-12 1,0 x 10-5 8,6 x 10-5 - - Ba2+ - 4,9 x 10-9 2,3 x 10-8 1,0 x 10-10 1,2 x 10-10 Ca2+ - 4,8 x 10-9 2,3 x 10-9 6,1 x 10-5 7,1 x 10-4 Sr2+ - 7,0 x 10-10 5,6 x 10-8 2,8 x 10-7 3,6 x 10-6 M = metal 3 4 Na tabela 4, acima, são apresentados os produtos de solubilidade do hidróxido de magnésio e de alguns sais dos metais alcalinos terrosos. Uma análise desta tabela ajuda a entender e escolher reagentes para a separação dos cátions deste grupo. Bário, cálcio e estrôncio formam carbonatos insolúveis em solução alcalina. O magnésio não precipita como hidróxido em presença de excesso de íons amônio, os quais reduzem a concentração dos íons hidroxilas a um valor tal, que o produto de solubilidade do hidróxido magnésio não é atingido. Por razões semelhantes, o carbonato de magnésio não precipita na presença de excesso de íons amônio. Esta propriedade permite separar os íons magnésio, bário, cálcio e estrôncio. Ensaios por via seca (Teste de Chama) Coloque uma pequena quantidade de cada sal (magnésio, bário, cálcio e estrôncio) em tubos de ensaio, e proceda como descrito para os cátions do Grupo I. 2.2.1 Reações de identificação para Magnésio (Mg) Para o estudo das reações deste cátion, pode ser usada uma solução (SP) 0,50 mol L-1 de Nitrato de magnésio, Mg(NO3)2, ou sulfato de magnésio, MgSO4.7H2O. a) Reação com Hidróxido de Sódio Em um tubo de ensaio adiciona-se 10 gotas de SP e 5 gotas de NaOH 4 mol L-1. Observa-se a formação de um precipitado branco gelatinoso. Este precipitado dissolve-se na presença de sais de amônio. Teste a solubilidade com algumas gotas de NH4Cl 4 mol L -1. 3 5 b) Reação com Hidróxido de Amônio Etapa 1: Em um tubo de ensaio, coloque 10 gotas de SP e 5 gotas de NH4OH 4 mol L -1. Observe a formação de um precipitado gelatinoso branco. Etapa 2: Adicione a um tubo de ensaio 10 gotas SP, 5 gotas de NH4Cl 4 mol L-1 e 5 gotas de NH4OH 4,0 mol L -1. Não deverá haver formação de precipitado. Etapa 3: Repita a etapa 2, usando HCl 6 mol L-1, ao invés de NH4Cl 4 mol L-1. Não haverá formação de precipitado. A razão é a mesma do item anterior. c) Reação com Carbonato de Amônio Os íons magnésio reagem com solução de carbonato de amônio, dando origem a um sal básico de coloração branca, gelatinosa, e de composição variável quando se deixa a solução em repouso, ou quando se aquece: 5 Mg2+ + 5 CO3 2- + 6 H2O 4 MgCO3.Mg(OH)2.5H2O(S) + CO2 Coloque em dois tubos de ensaio 10 gotas de SP e 5 gotas de carbonato de amônio 1,5 mol L-1. Aqueça ambos os tubos em banho-maria, centrifugue e despreze o sobrenadante. Em seguida, trate um dos precipitados com ácido acético 6 mol L-1, e o outro com NH4Cl 4 mol L -1. Escreva as possíveis reações observadas. 3 6 d) Reação com Monohidrogeno-fosfato de Sódio Quando se adiciona uma solução de monohidrogeno-fosfato de sódio a uma solução contendo íons magnésio tamponada, com hidróxido de amônio/cloreto de amônio, ocorre a formação de um precipitado branco cristalino como mostra as equações: HPO4 2- + OH- H2O + PO4 3- Mg2+ + NH4 + + PO4 3- + 6 H2O MgPO4 .6H2O(s) Na precipitação dos íons magnésio por esse método, a solução deve ser alcalinizada com hidróxido de amônio para que a precipitação seja completa. Isto é facilmente entendido, observando- se os equilíbrios das reações acima. Por outro lado, é necessária a adição de cloreto de amônio, pois a presença do NH4 +, além de ajudar a precipitação através do efeito do íon comum, impede a formação de um precipitado branco, de fosfato ácido de magnésio. A adição deste cloreto impede a formação de hidróxido de magnésio. Faça o experimento: Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de SP, 5 gotas de água, 2 gotas de HCl 6 mol L-1, 4 gotas de Monohidrogeno-Fosfato de Sódio 3 mol L-1, e lentamente, gotas de NH4OH 6 mol L -1, até o meio tornar-se alcalino. Formar-se-á um precipitado branco que cristaliza sob a forma de estrelas, o qual pode ser observado ao microscópio ou lupa. 3 7 2.2.2 Reações de identificação para Bário, Cálcio (Ca) e Estrôncio (Sr) Para o estudo destas reações, emprega-se soluções (SP’s) 0,50 mol L-1 de nitrato de bário, cálcio e estrôncio. Reação para o Bário: a) Reação com carbonato de amônio Soluções contendo os íons de Ba2+, Ca2+ e Sr2+, quando tratados com solução de carbonato de amônio, dão origem à formação de um precipitado branco de BaCO3, CaCO3 e SrCO3, respectivamente, que, quando aquecidos em banho-maria se tornam gradativamente cristalinos. Coloque em dois tubos de ensaio 10 gotas de SP, 3 gotas de (NH4)2CO3 1,5 mol L -1. Aqueça em banho-maria, agitando. Centrifugue e despreze o sobrenadante. Trate um dos precipitados com gotas de CH3COOH 6 mol L -1, e o outro com gotas de NH4Cl 6 mol L-1. Anote as observações e escreva as reações. Repita o mesmo procedimento acima (2.2.2.a) com as SP’s de cálcio e estrôncio. b) Reação com oxalato de amônio Em dois tubos de ensaio adicione 10 gotas de SP, 3 gotas de CH3COOH 6 mol L -1 e 6 gotas de (NH4)2C2O4 0,25 mol L -1. Aqueça em banho-maria. Observe as ocorrências. 3 8 Observação: Soluções neutras de oxalato de amônio ou de sódio formam precipitados com os cátions deste grupo. O precipitado formado a frio é finamente granulado e difícil de centrifugar e decantar. Entretanto, à quente formam-se cristais grandes. Repita o procedimento acima (2.2.;2.b) com as SP’s de cálcio e estrôncio. c) Reação com dicromato de potássio Adicione a dois tubos de ensaio, 10 gotas de SP, 3 gotas de CH3COOH 6 mol L -1, 3 gotas de CH3COONa 6 mol L -1 e 5 gotas de K2Cr2O7 0,5 mol L -1. Observe e anote as ocorrências das reações. Repita o procedimento acima (2.2.2.c) com as SP’s de cálcio e estrôncio. Observe onde há formação de precipitados. Detalhe: Lembre-se dos sais pouco solúveis e consequentemente dos Kps. d) Reação com sulfato de amônio Adicione a dois tubos de ensaio, 10 gotas de SP, 3 gotas de CH3COOH 6 mol L -1, e gotas de (NH4)2SO4 2,5 mol L -1. Aqueça em banho-maria e observe se há formação de precipitado. Em um tubo de ensaio adicione 10 gotas de Ba(NO3)2, gotas de NH4OH 6,0 mol L -1, até o meio se tornar alcalino, e gotas de (NH4)2SO4 2,5 mol L -1. Aqueça em banho-maria e observe se há formação de precipitado. Repita os dois itens acima (2.2.2.d) usando as SP’s de cálcio e estrôncio. 3 9 2.3 Exercício Resolvido Uma solução é preparada dissolvendo 1,0 mol de HNO2 (eletrólitofraco), em água o suficiente para se obter 1 litro de solução. Quais são as concentrações no equilíbrio de HNO2, NO2 - e H+? Resposta: Para melhor compreensão e entendimento da resolução dos exercícios propostos de química analítica qualitativa, sugere-se sequenciar por etapas. 1. Escreva todas as equações químicas das reações que possam estar presentes na solução: HNO2 H + + NO2 - H2O H + + OH- 2. Escreva as expressões da constante de equilíbrio pertinente: [H+].[NO2 -] ⁄ [HNO2] = Ka = 4,5 x 10 -4 (eq. 01) 3. Escreva a equação de balanço de carga (eletroneutralidade): [H+] = [NO2 -] (eq. 02) 4. Escreva a equação de balanço de massa (conservação da matéria): [HNO2] + [NO2 -] = 1,0 mol L-1 (eq. 03) 4 0 5. Resolva as equações algebricamente: Temos três equações: (01) expressão da constante de equilíbrio; (02) eletroneutralidade, e (03) conservação da matéria. Então temos três incógnitas neste equilíbrio, [HNO2], [NO2 -] e [H+]. Como mostra a equação 02, as [H+] e [NO2 -] são iguais, pela equação 03. Como se trata de um ácido fraco, podemos afirmar que a [HNO2] no equilíbrio é aproximadamente 1,0 mol L -1. Então reescrever a expressão de equilíbrio, seria: [H+]2 ⁄ 1,0 – [H+] = 4,5 x 10-4 [H+]2 + (4,5 x 10-4)[H+] – 4,5 x 10-4 =0 Resolvendo as equações de 2º grau acima, obtém-se: a [H+] = 0,021 molL-1; Equação 2, [NO2 -] = 0,021 molL-1, e Equação 03, [HNO2] = 1,0 – 0,021, ou seja, [HNO2] = 0,98 mol L -1. 4 1 2.4 Exercícios Propostos a) Determine as concentrações de Ca2+, AC -, H+ e HAc, numa solução obtida ao dissolver 0,50 mol de acido acético, CH3COOH (abreviado HAc, onde CH3COO - é representado por AC -), e 0,50 mol de Ca(AC)2, em água o suficiente para obter-se 1 litro um de solução b) Determine o valor de pH solução de uma solução de hidróxido de sódio 0,625 mol L-1 c) Determine o valor de pH de uma solução contendo uma concentração de íons hidrogênio 4,76 x 10-5 mol L-1 d) Calcule os valores de pH assumindo ionização completa de: (a) 4,9 x10-4 molL-1 de ácido, e (b) 0,0016 molL-1 de base. e) Construa uma tabela contendo [H+], pH e grau de ionização dos respectivos ácidos: fórmico, fluorídrico, cloroacetico e nítrico todos na concentração de 0,25 mol L-1, cujos valores das constantes estão na tabela 3. Compare e justifique os valores encontrados. 4 2 4 3 UNIDADE 3 - Análise dos Cátions do Grupo III 3.1 Análise dos Cátions do Grupo III – Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+ ..............................................................................44 3.2 Reação de Separação ........................................................................54 3.3 Reações de Identificação para Ferro II e Ferro III ...............................55 3.4 Reações de Identificação para Alumínio III .........................................57 3.5 Reações de Identificação para Crômio III............................................57 3.6 Reações de Identificação para Zinco II ...............................................58 3.7 Reações de Identificação para Manganês II .......................................53 3.8 Reações de Identificação para Cobalto II............................................59 3.9 Reações de Identificação para Níquel II..............................................60 3.10 Exercícios Propostos ........................................................................61 4 4 UNIDADE 3 - Análise de Cátions do Grupo III 3.1 Análises dos cátions do grupo III – Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+ Este grupo, também chamado de grupo do sulfeto de amônio, é formado por íons de sete metais (Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+ e Ni2+) que são precipitados como hidróxidos ou sulfetos (reagente precipitante) numa solução tamponada com NH4OH/NH4Cl, contendo (NH4)2S. Cinco desses elementos, cromo, manganês, ferro, cobalto e níquel, são elementos de transição, e por esta razão, pode-se esperar que suas propriedades sejam aquelas de elementos que tem uma camada interna de elétrons incompleta; isto é, valência variável, íons coloridos, e uma forte tendência para formar íons complexos. O Zinco e o Alumínio não são metais de transição. Entretanto, o íon Al3+ tem muitas propriedades semelhantes às dos íons Cr3+ e Fe3+, o que pode ser explicado pelo fato destes íons terem a mesma carga e raios aproximadamente iguais. Para assegurar uma separação adequada destes cátions, deve-se evitar a precipitação dos cátions do Grupo II. Ferro, Fe, quimicamente puro, é um metal branco prateado, tenaz e dúctil, e funde a 1535oC. O ferro comercial raramente é puro e, em geral, contém pequenas quantidades de impurezas, tais como carbureto, sulfeto e grafite. Estes contaminantes exercem papel importante na resistência de estruturas metálicas de ferro. O ferro pode ser magnetizado. O ácido clorídrico concentrado ou diluído e o ácido sulfúrico diluído o dissolvem, formando sais de ferro (II) e (III), liberando hidrogênio: 4 5 Fe(s) + 2H + (aq) Fe 2+ (aq) H2(g) 2Fe(s) + 3H2SO4 (aq) 2Fe 3+(aq) + 3SO2(g) + 6H2O(l) Com ácido clorídrico diluído a frio, formam-se íons ferro (III) e íons amônio: Fe(s) + HNO3(aq) Fe 2+ (aq) + NH4 + (aq) + H2O(l) O ferro forma duas importantes séries de sais. Os sais de ferro (II), ou Ferrosos, são derivados do óxido de ferro (II), FeO. Em solução, contém o cátion Fe2+, e normalmente possui uma coloração verde-clara. Complexos por associação de íons e complexos quelatos, intensamente coloridos, são também comuns. Os íons ferro (II) são facilmente oxidados a ferro (III), sendo, portanto, agentes redutores fortes. Quanto menos ácido tiver a solução, tanto mais pronunciado será tal efeito; em meio neutro ou alcalino, onde até mesmo o oxigênio atmosférico oxidará os íons ferro (II). As soluções de ferro (II) devem, portanto, ser ligeiramente acidificadas, quando forem estocadas por longo tempo. Os sais de ferro (III), ou férrico, são derivados do óxido de ferro (III), Fe2O3. Eles são mais estáveis que os sais de ferro (II). Suas soluções apresentam coloração amarelo-clara. Entretanto, se nestas estiverem presentes cloretos, a coloração tornar-se-á mais forte. Agentes redutores convertem o ferro (III) em ferro (II). DESCRIÇÃO Cromo, Cr, é um metal branco, cristalino, e consideravelmente dúctil ou maleável. Funde a 1765oC. O metal é solúvel em ácido clorídrico diluído ou concentrado. Na ausência do ar, formam-se íons cromo (II): 4 6 Observe: Cr(s) + 2H + (aq) Cr 2+ (aq) + H2(g) Cr(s) + 2HCl(l) Cr(s) + 2Cl - (aq) + H2(g) Na presença do oxigênio atmosférico, o cromo retorna parcialmente ao estado trivalente: 4Cr2+(aq) + O2(g) + 4H2O(l) 4Cr 3+ (aq) + 2H2O(l) O ácido sulfúrico diluído ataca o cromo lentamente com a formação de hidrogênio. À quente, o ácido sulfúrico concentrado dissolve o cromo, formando íons cromo (III) e dióxido de enxofre: 2Cr(s)+ 6H2SO4 2Cr 3+ (aq) + 3SO4 2- (aq) +3SO2(aq) O ácido nítrico, quer diluído, quer concentrado, tornao cromo passivo, assim como o ácido sulfúrico e a água régia, sendo ambos a frio. Em solução aquosa, o cromo forma três tipos de íons; os cátions Cr2+ Cr3+, o ânion cromato e dicromato, onde o cromo tem o número de oxidação +6. O íon cromo (II) ou cromoso, Cr2+, é derivado do óxido de cromo (II). Estes íons formam soluções de cor azul e, por serem instáveis, são fortes agentes redutores – eles decompõem a água lentamente, com a formação de hidrogênio. O oxigênio atmosférico oxida-os facilmente em cromo (III). Os íons Cromo (II) são raros, por isto não serão objeto de estudo neste curso. Os íons cromo (III) ou crômicos, Cr3+, são estáveis e derivados do trióxido de cromo Cr2O3. Em solução, eles são verdes (o íon complexo [Cr(H2O)5Cl] 2+ ou violetas [Cr(H2O)4Cl2] +). Em solução contendo íons cromato, CrO4 2-, a coloração é amarela, e o dicromato, Cr2O7 2-, tem cor laranja. 4 7 Os cromatos são facilmente transformados por adição de ácido: 2CrO4 2- (aq) + 2H + (aq) Cr2O7 2- (aq) + H2O(l) A reação é reversível. Em soluções neutras ou alcalinas, o íon cromato é estável, enquanto em soluções ácidas os íons dicromato serão predominantes. Alumínio, Al, metal branco, dúctil e maleável, funde 659oC. O alumínio metálico exposto ao ar é oxidado na superfície, e a camada de óxido formada serve de proteção ao metal. O ácido clorídrico diluído dissolve o metal facilmente, enquanto a dissolução no ácido sulfúrico ou nítrico diluídos é mais lenta: 2Al(s) + 6H + 2Al3+(aq) + 3H2(g) O processo de dissolução pode ser alterado por adição de cloreto de mercúrio (II) à mistura. O ácido clorídrico concentrado também dissolve o alumínio: 2Al(s) + 6HCl(l) 2A l3+ (aq) + 3H2(g) + 6Cl - (aq) O ácido sulfúrico concentrado dissolve o alumínio com liberação do dióxido de enxofre: 2Al(s) + 6H2SO4(l) 2Al 3+ (aq) + 3SO4 2- (aq) + 3SO2(g) O ácido nítrico concentrado torna o metal passivo. Com hidróxidos alcalinos, forma-se uma solução de tetrahidroxialuminato: 2Al(s) + 2OH - (aq) 2[Al(OH)4] - (aq) + 3H2(aq) O alumínio é trivalente em seus compostos. Os íons Al3+ formam sais incolores com ânions incolores. Seus halogenetos, 4 8 nitrato e sulfato são solúveis em água, e apresentam reações devido à hidrólise. O sulfato de alumínio só pode ser preparado em estado seco, pois, em soluções aquosas sofre hidrólise, formando o hidróxido de alumínio, Al(OH)3. O sulfato forma sais duplos, cristais de aparência atraente, chamados alumes. Zinco, Zn, metal branco azulado, moderadamente maleável e dúctil a 110-150oC. Funde a 410oC, sendo o seu ponto de ebulição 906oC. O metal puro dissolve-se muito lentamente em ácidos e álcalis, e a presença de impurezas ou contato com platina ou cobre, produzidas por adição de algumas gotas das soluções dos sais destes metais, acelera a reação. Isso explica a solubilidade do zinco comercial. Este se dissolve facilmente em ácido clorídrico ou sulfúrico diluído, com liberação de hidrogênio: Zn(s) + 2H +(aq) Zn2+(aq) + H2(g) Quando a dissolução é feita com ácido nítrico muito diluído, não há formação de gás: 4Zn(s) + 10H + + NO3-(aq) 4Zn(aq) + NH4 + (aq) + 3H2O(l) Aumentando a concentração de acido nítrico, são formados os óxidos de dinitrogenio (N2O) e de nitrogênio (NO): 4Zn(s) + 10H + (aq) + 2NO3 - 4Zn(aq) + N2O(g) + 5H2O(l) Zn(s) + 8HNO3(l) 3Zn 2+ (aq) + 2NO(g) +6NO3 - (aq) 4H2O(l) O ácido nítrico concentrado tem pouco efeito sobre o zinco, devido à baixa solubilidade de nitrito de zinco em tal meio. Com ácido sulfúrico concentrado a quente, desprende-se enxofre: 4 9 Zn(s) + 2H2SO4(l) Zn 2+ (aq) + SO2(g) +SO4 2- (aq) 2H2O(l) O zinco também se dissolve em hidróxidos alcalinos, formando o tetrahidroxizincato (II): Zn(s) + 2OH - (aq) [Zn(OH)4] 2- + H2(g) O zinco forma somente uma série de sais; estes contêm o cátion zinco (II), derivado do óxido de zinco, ZnO. Manganês, Mn, é um metal branco acinzentado, semelhante na aparência ao ferro fundido. Funde a cerca de 1250oC, e reage com água quente formando hidróxido de manganês (II) e hidrogênio: Mn(s) + H2O(quete) Mn(OH)2(s) + H2(g) Os ácidos minerais diluídos e também o ácido acético dissolvem-no, com a produção de sais de manganês (II) e hidrogênio: Mn(s) + 2H + (aq) Mn 2+ (aq) + H2(g) Quando ele é atacado por ácido sulfúrico concentrado a quente, desprende dióxido de enxofre: Mn(s) + 2H2SO4(I) Mn 2+ (aq)+SO4 2- (aq)+ SO2(g) +2H2O(l) Os cátions manganês (II) são derivados do óxido de manganês (II), e formam sais incolores; contudo, se o composto contiver água cristalizada, e em soluções, são ligeiramente rosa, isto devido a presença do íon hexaquomanganato (II), [Mn(H2O)6] 2+. 5 0 Os íons manganês (III) são instáveis; alguns complexos contendo manganês no estado de oxidação +3 são, contudo, conhecidos. Eles são facilmente reduzidos a íons manganês (II). Ainda que possam ser derivados do óxido de manganês (III), Mn2O3, este último, quando tratado com ácidos minerais, produz manganês (II). Se o ácido clorídrico è empregado, o cloro é seu produto: Mn2O3(s) 6HCl(l) 2Mn 2+ (aq) + Cl2(g) + 4Cl - + 3H20(l) Com o ácido sulfúrico, forma-se oxigênio: 2Mn2O3(s) + 4H2SO4(l) 4Mn 2+ (aq) + O2(g) + 4SO4 2- (aq) Os compostos de manganês (IV), com exceção do óxido de manganês (IV) ou dióxido de manganês, são instáveis, enquanto o íon Mn4+ e o íon manganato (IV), ou manganito, são facilmente reduzidos a manganês (II). Quando dissolvido em ácido clorídrico ou ácido sulfúrico, concentrados, o óxido de manganês (IV) produz íons manganês (II), bem como cloro e oxigênio gasoso: MnO2(s) + 4HCl(I) Mn 2+ (aq) + Cl2(g) + 2Cl - + 2H20(I) 2MnO2(s) + 2H2SO4(l) Mn 2+ (aq) + O2(g) + 2SO4 2- Os compostos de manganês (IV) contêm o ânion manganato (VI), o qual é estável em soluções alcalinas, possuindo uma cor verde. Por neutralização, ocorre uma reação de desproporcionamento. São formados dióxidos de manganês e íons manganato (VII): 3MnO4 2- (aq) + 2H2O(l) MnO2(s) + 2MnO4 - (aq) + 4OH - (aq) 5 1 Se o óxido de manganês (VI) é tratado com ácido, formam-se íons manganês (II). E com o ácido sulfúrico concentrado a quente, ocorre a reação: 2MnO3(s) + 2H2SO4(l) 2Mn 2+ + O2(g) + 2SO4 2- (aq) Os compostos de manganês (VII) contêm o íon manganato (VII) ou permanganato, MnO4 -. Os permanganatos alcalinos são compostos estáveis, produzindo soluções de cor violeta. Todos eles são fortes agentes oxidantes. Nesta seção serão tratadas exclusivamente as reações dos íons manganês (II). Cobalto, Co, é um metal de cor cinza metálico, levemente magnético, e funde a 1490oC. Dissolve-se facilmente em ácidos minerais diluídos: Co(s) + 2H + (aq) Co 2+ (aq) + H2(g) A dissolução em ácido nítrico é acompanhada pela formação de óxido de nitrogênio: 3Co(s) + 2HNO3(l) Co 2+ (aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) Em soluções aquosas, o cobalto está normalmente presente como íon cobalto (II), e, às vezes, especialmente em complexos, o íon cobalto (III) é encontrado. Estes dois são provenientes dos óxidos Côo e Co2O3, respectivamente. O óxido de cobalto (II) – cobalto (III), Co3O4, também é conhecido. Em soluções aquosas de compostos de cobalto (II),a coloração vermelha é nítida devido à presença do Co2+. Os 5 2 compostos anidros ou não dissociados de cobalto (II) são azuis. Se a dissociação destes compostos for impedida, a solução torna-se gradualmente azul. Os íons cobalto (III), Co3+, são instáveis, porém, seus complexos são estáveis tanto em solução, como em forma anidra. Os complexos de cobalto (II) podem facilmente ser oxidados a complexos de cobalto (III). Níquel, Ni, é um metal duro, branco, prateado, dúctil, maleável e muito tenaz. Funde a 1455oC, e è ligeiramente magnético. O ácido clorídrico diluído e/ou concentrado, e o ácido sulfúrico diluído, dissolvem o níquel com formação de hidrogênio: Ni(s) + 2H + (aq) Ni 2+ (aq) + H2(g) Ni(s) + 2HCl(l) Ni 2+ (aq) + 2Cl - (aq) + H2(g) Estas reações são aceleradas, se a solução for aquecida. O ácido sulfúrico concentrado a quente dissolve o níquel com formação de dióxido de enxofre: Ni(s) + H2SO4(l) Ni 2+ (aq) + SO2(g) + 2H2O(l) O ácido nítrico diluído e concentrado dissolve facilmente o níquel a frio: 3Ni(s) + 2HNO3(l) 3Ni 2+ (aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) Os sais de níquel (II) estáveis são derivados do óxido de níquel (II), NiO, que é uma substância verde. Os sais solúveis de níquel (II) são verdes, devido à cor do complexo hexaquoniquelato (II), [Ni(H2O)6] 2+; em resumo, podemos dizer que estes serão considerados simplesmente como íon níquel (ii), Ni2+. Existe também o óxido de níquel (III), Ni2O3, de cor escura, o qual se dissolve em Dica: para estocar soluções alcalinas, como hidróxido de sódio, hidróxido de potássio, recomenda-se frascos de polietileno. Vidro não é recomendado, pois reagem com a solução e produzem silicatos. 5 3 ácidos, formando íons níquel (II). Com ácido clorídrico diluído, produz cloro gasoso: Ni2O3(s) + HCl(i) 2Ni 2+ (aq) + Cl2(g) + 3H2O(l) Reagente do grupo: Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada) na presença de amônia e cloreto de amônio ou solução de sulfeto de amônio. Reação do grupo: Precipitados de cores diversas: sulfeto de ferro (II) preto, hidróxido de alumínio branco, hidróxido de cromo (III) verde, sulfeto de níquel preto, sulfeto de cobalto preto, sulfeto de manganês (II) rosa, e sulfeto de zinco branco. Os metais deste grupo são precipitados pelo gás sulfídrico, na presença de cloreto de amônio, a partir de soluções tornadas alcalinas pela amônia. Os metais, com exceção do alumínio e do cromo, que são precipitados como hidróxidos devido à hidrolise completa dos sulfetos em solução aquosa, são precipitados como sulfetos. O ferro, alumínio e cromo (frequentemente acompanhados de um pouco de manganês), também são precipitados como hidróxidos pela solução de amônia na presença de cloreto de amônio, enquanto os outros metais do grupo permanecem em solução e podem ser precipitados como sulfetos pelo gás sulfídrico. É, portanto, normal subdividir o grupo em grupo do ferro (ferro, alumínio e cromo) ou grupo III.A, e grupo do zinco (níquel, cobalto,manganês e zinco) ou grupo III.B. 5 4 3.2 Reação de separação Para o estudo das reações destes cátions, pode ser usada uma solução (SP) 0,50 mol L-1 de seus nitratos, ou seus sulfatos respectivos. a) Reação com NaOH Coloque em tubos de ensaio 10 gotas de SP’s de [Cr3+,Al3+, Fe3+,Zn2+,Mn2+,Fe2+, Co2+, Ni2+], e 5 gotas de NaOH 4 mol L-1. Observe e anote as cores dos precipitados formados. Volte a adicionar NaOH aos precipitados, e observe os casos em que há dissolução destes na presença de excesso do reagente. Aqueça em banho-maria o tubo de ensaio contendo Cr3+. b) Reação com NH4OH Coloque em tubos de ensaio 10 gotas de SP’s de [Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+], e 3 gotas de NH4OH, concentrado. Observe e anote a coloração dos precipitados formados. Continue adicionando NH4OH, e observe os casos em que há dissolução do precipitado, no excesso deste reagente. No caso do Cr3+, o precipitado formado é parcialmente solúvel no excesso de NH4OH, dando uma solução violeta ou rosada, devido à formação de amin - complexos de crômio. c ) Reação com NH4OH em presença de NH4Cl Coloque em tubos de ensaio, 10 gotas de SP’s de [Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+], 5 gotas de NH4Cl 4 mol L -1 e gotas de NH4OH 4 mol L -1, até o meio tornar-se alcalino. Observe os precipitados formados e escreva as equações químicas. 5 5 d) Reação com (NH4)2S Coloque em tubos de ensaio, 10 gotas de SP’s de [Cr3+, Al3+, Fe3+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Co2+, Ni2+], 5 gotas de NH4Cl 4 mol L -1 e gotas de NH4OH 6 mol L -1, até o meio ficar alcalino, e em seguida coloque mais 1 gota em excesso. Adicione lentamente, com agitação, 5 gotas de (NH4)2S 1 mol L -1. Aqueça em banho-maria até ebulição, na capela. Observe, anote as cores dos precipitados formados e escreva as equações químicas. Centrifugue. Para verificar se a precipitação foi quantitativa, adicione 1 ou 2 gotas de (NH4)2S 1 mol L-1 ao sobrenadante. Nos casos de Al3+ e Cr3+, precipitam seus respectivos hidróxidos ao invés de Al2S3 e Cr2S3, como seria esperado. A explicação deste fato é que o (NH4)2S hidrolisa-se fortemente em meio aquoso formando S2-, HS- e OH-. As soluções contêm uma concentração de OH- suficientemente grande para exceder o produto de solubilidade do Al(OH)3 e Cr(OH)3, que então a precipitam. As reações para os cátions deste grupo também podem ser obtidas substituindo-se o (NH4)2S pela tioacetamida. 3.3 Reações de identificação para Ferro II e Ferro III Para o estudo das reações destes cátions, pode ser usada uma solução (SP) 0,50 mol L-1 de Nitrato de ferro, Fe(NO3)3 , ou cloreto de ferro (III), FeCl3.6H2O. a) Reação com NH4SCN Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de SP, 6 gotas de HCl 6 mol L-1 e 5 gotas de NH4SCN 1 mol L -1. Observe a forte coloração vermelha formada: Fe3+ + 6SCN- Fe(SCN)6 - 5 6 Com Fe2+, não se obtém nenhuma coloração. Observe e anote as possíveis reações químicas. Essa reação é um teste altamente sensível para indicar a presença de Fe3+, e outros cátions, incluindo Fe2+, os quais não interferem no resultado. O teste é realizado em meio ácido, onde a hidrólise de Fe3+ é minimizada. Pode-se usar esta reação para identificar o Fe2+, bastando para isso oxidá-lo a Fe3+ pela adição de água oxigenada, ou usando FeSO4.7H2O ao invés de Fe(NO3)3. Observação O íon Fe2+, nestas condições, forma um precipitado branco, que, exposto ao ar, se converterá lentamente no composto azul. O íon Fe2+ é facilmente oxidado a Fe3+ pelo ar; quando for desejável oxidá-lo rapidamente a Fe3+ pode-se usar H2O2 em meio ácido: 2Fe2+ + H2O2 + 2H + Fe3+ + H2O Para reduzir o Fe3+ em Fe2+ em meio ácido usa-se H2S, SnCl2 ou KI. b) Reação com K4[Fe(CN)6] Coloque em 2 tubos de ensaio, 10 gotas de Fe(NO3) 3 0,50 mol L-1, 6 gotas de HCl 6 mol L-1, e 5 gotas de K4[Fe(CN)6] 1 mol L -1. Essa reação produzirá um precipitado de coloração azul escuro (azul da Prússia). Anote a equação química e teste a solubilidade (tubo 01) com ácido nítrico diluído, e (tubo 2) com HCl concentrado. Observe e escreva as possíveis reações. 5 7 3.4 Reações de identificação para Alumínio III Reação com NaOH Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas de SP e algumas gotas de NaOH 4 mol L-1, até formar um precipitado gelatinosoesbranquiçado. Para melhor detecção, centrifugue-o. Continue acrescentando com agitação gotas de NaOH, até a dissolução. Acrescente gotas de HCl ou HNO3 6 mol L -1 e observe a reprecipitação. Escreva as equações químicas. 3.5 Reações de identificação para Crômio III a) Reação com NaOH/H2O2 à quente Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução Cr(NO3)3 0,2 mol L-1, e adicione gotas de NaOH 4 mol L-1 até formar um precipitado gelatinoso. Continue acrescentando NaOH até a dissolução. Acrescente gota a gota, 10 gotas de H2O2 3%. Aqueça até atingir o ponto de ebulição, por 2 minutos, quando cessar o desprendimento de oxigênio. Observe a formação do íon cromato, CrO4 2-, de coloração amarela. Escreva as equações químicas. b) Ensaio por via seca – pérola de Bórax Trata-se de um procedimento básico para a realização deste ensaio, que será usado para outros íons deste grupo. Prepare o precipitado de Cr(OH3)3 por um dos métodos descritos anteriormente. Centrifugue e decante o sobrenadante. Aqueça a ponta do fio de níquel/cromo (usado nos testes de chama ao rubro) e toque em uma pequena quantidade de bórax sólido, Na2B407.10H2O, contido em um tubo de ensaio. Reaqueça o fio com os cristais, mantendo-o na chama do bico de Bunsen até a massa 5 8 parar de espumar. Retire da chama e deixe o fio contendo a pérola na ponta para esfriar. Pegue um pouco do precipitado de Cr(OH3)3 diretamente com a pérola, e aqueça novamente na chama até fundir. Deixe esfriar. Na presença do crômio, a pérola assume uma coloração verde esmeralda devido à formação do metaborato de crômio. 3.6 Reações de identificação para Zinco II a) Reação com CH3CSNH2 -tioacetamida Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução Zn(NO3) 2 0,2 mol L-1, e adicione NaOH 4 mol L-1 até formar um precipitado gelatinoso. Continue acrescentando NaOH até a dissolução. Acrescente uma ponta de espátula de tioacetamida e aqueça em banho-maria. Observe a formação de um precipitado, ZnS. Escreva a equação química. b) Reação com K4[Fe(CN)6] Coloque em dois tubos de ensaio 10 gotas de solução Zn(NO3) 2 0,2 mol L -1, e acrescente 5 gotas de K4[Fe(CN)6] 1 mol L -1. Observe a formação de um precipitado branco-acinzentado. Se o reagente for adicionado em excesso, a composição do precipitado será de K2 Zn3(Fe(CN)6)2. Teste a solubilidade dos precipitados em solução com: (1) acido clorídrico e; (2) hidróxido de ódio. Escreva as equações químicas: 5 9 3.7 Reações de identificação para Manganês II a) Oxidação a permanganato com PbO2/HNO3 Coloque em um tubo de ensaio, 5 gotas de solução Mn(NO3)2 0,2 mol L-1, 5 gotas de água destilada, e junte HNO3 6 mol L -1 até a solução tornar-se ácida. Acrescente uma ponta de espátula de PbO2. Aqueça até atingir a ebulição em banho-maria, e deixe decantar. Deve-se observar uma coloração violeta no líquido sobrenadante. Escreva as equações químicas. b) Precipitação de MnO(OH) 2 Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas de cloreto manganoso – MnCl2.4H2O, e adicione gota a gota NaOH 6 mol L -1, até a formação de um precipitado de coloração branca. Resfrie a solução e adicione H2O2 gota a gota, sob agitação. Aqueça em banho-maria, de 2 a 3 minutos, até cessar o desprendimento de O2. Centrifugue e lave o precipitado que passou de coloração inicialmente branca à marrom, com água destilada quente, até que o teste para Cl- com Ag+ dê negativo em meio de ácido - HNO3. Observe as mudanças de coloração. Anote as equações. 3.8 Reações de identificação para Cobalto II Reação com NH4SCN Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas de Co(NO3)2 0,2 mol L-1, 2 gotas de CH3COOH 2 mol L -1, 5 gotas de NH4SCN 0,2 mol L -1 e 10 gotas de acetona. Observe a formação do íon complexo - Co(SCN)4 2-, de coloração azul. Escreva a equação química. Observação: Essa reação poderá dar resultados negativos se houver excesso de íons Mn2+ na solução, pois podem reduzir o MnO4 - a MnO(OH)2. 6 0 Observação É necessário adicionar NH4SCN em excesso para que o teste dê bons resultados. 3.9 Reações de identificação para Níquel II Reação com C4H8N2O2 - dimetilglioxina Coloque em um tubo de ensaio, 5 gotas de Ni(NO3)2 0,2 mol L-1, 5 gotas de água destilada, algumas gotas de solução de dimetilglioxima 0,1 mol L-1 e gotas de NH4OH 6 mol L -1, até o meio ficar alcalino. Evite o excesso de NH4OH para que não haja a formação do íon complexo Ni[(NH3)6] 2+. Observe a formação de um precipitado vermelho de dimetilglioximato de níquel. Escreva a equação química. 6 1 3.10 Exercícios Propostos a) Calcule a concentração molar na qual uma solução de acido acético está 2% ionizada, a 25º C. b) A solução de K2CO3 é alcalina. Escreva a equação equilibrada que mostra como o íon carbonato é responsável por este efeito. c) O leite de magnésio, Mg(OH)2, possui pH 10,5. Qual a concentração de íon hidrônio na solução? Qual a concentração de íon hidróxido? A solução é ácida ou alcalina? d) Estime a solubilidade do brometo de chumbo (II) em (a) moles por litro (b) gramas por litro em água pura. e) Organize os compostos seguintes em ordem de solubilidade crescente em água: AgI, HgS, PbI2, PbSO4, e NH4NO2. 6 2 6 3 UNIDADE 4 - Análise dos Cátions do Grupo IV 4.1 Análise de Cátions do Grupo IV: Parte I) As3+, As5+, Sb3+, Sn2+ e Sn4+; Parte II) Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+.....................................64 4.2 Subgrupo do arsênio ..........................................................................73 4.2.1 Reações do íon arsênio (III) .............................................................73 4.2.2 Reações do íon arsênio (V)..............................................................75 4.2.3 Reação do íon antimônio (III) ..........................................................75 4.2.4 Reação do íon antimônio (V) ...........................................................76 4.2.5 Reação do íon estanho (II)...............................................................77 4.2.6 Reação do íon estanho (IV) .............................................................78 4.3 Subgrupo do Cobre.............................................................................79 4.3.1 Mercúrio, Hg. Chumbo, PB. Bismuto, Bi. Cobre Cu. Cádmio, Cd...............................................................................................79 4.3.2 Reações de Identificação do Mercúrio II ..........................................80 4.3.3 Reações de Identificação do Chumbo II...........................................81 4.3.4 Reações de Identificação do Bismuto III ..........................................81 4.3.5 Reações de Identificação do Cobre II...............................................82 4.3.6 Reações de identificação do Cádmio II ............................................82 6 4 UNIDADE 4 - Análise dos Cátions do Grupo IV 4.1 Análise dos cátions do grupo IV: (Parte I - As3+, As5+, Sb3+, Sn2+ e Sn4+; Parte II - Hg2+, Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+ Os cátions deste grupo são tradicionalmente divididos em dois subgrupos: o subgrupo do cobre
Compartilhar