APOSTILA_QUIMICA_ANALITICA_Qualitativa

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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. 
 
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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 
 
 
 
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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 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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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