Apostila QAE Qualitativa

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Química Analítica Experimental 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL 
Cursos de Licenciatura em Química e Química Industrial 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professora Dra. Kristiany M. Diniz 
Nome: ___________________________________ 
 
Dourados/MS 
2019 
 
 Química Analítica Experimental 
Sumário 
QUÍMICA ANALÍTICA .......................................................................................................................... 3 
SEGURANÇA EM LABORATÓRIO .................................................................................................. 3 
ACIDENTES COMUNS E PRIMEIROS SOCORROS ................................................................... 4 
LIMPEZA DA VIDRARIA ..................................................................................................................... 4 
INSTRUÇÕES PARA ELABORAÇÃO DOS RELATÓRIOS ......................................................... 5 
ÁGUA PURIFICADA PARA USO EM LABORATÓRIO ................................................................. 6 
A BALANÇA ANALÍTICA .................................................................................................................... 7 
MÉTODOS DA QUÍMICA ANALÍTICA .............................................................................................. 7 
MÉTODOS FÍSICOS ........................................................................................................................... 9 
MÉTODOS FÍSICO-QUÍMICOS ........................................................................................................ 9 
TÉCNICAS PARA A REALIZAÇÃO DE REAÇÕES ANALÍTICAS ............................................. 10 
SENSIBILIDADE E ESPECIFICIDADE DAS REAÇÕES ............................................................ 11 
REAÇÕES SELETIVAS E REAÇÕES ESPECÍFICAS ................................................................ 11 
ENSAIOS DE CHAMA ....................................................................................................................... 12 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS ........................................................................... 12 
PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS (potássio, sódio, lítio, rubídio, césio e NH4+) .................... 13 
MARCHA DA ANÁLISE DE UMA MISTURA DE CÁTIONS DO GRUPO I .......................... 15 
SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS (Ca2+, Mg2+, Sr2+ e Ba2+) ..................................................... 15 
SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO II ........................................................................... 20 
TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS (Al, Cr, Fe, Mn, Zn, Co, Ni) ................................................ 21 
SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO III .......................................................................... 28 
QUARTO GRUPO DE CÁTIONS (Ag+, Pb2+, Hg2+, Cu2+, Cd2+ e Bi3+) ....................................... 30 
SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO IV ......................................................................... 36 
ANÁLISE DE ÂNIONS ....................................................................................................................... 38 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Química Analítica Experimental 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA 
 
A Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de análise química 
que nos permitem determinar a composição química das substâncias ou de misturas das mesmas. A análise 
permite-nos determinar a composição qualitativa da substância em estudo, ou seja, identificar os elementos 
ou íons que a constituem e também a composição quantitativa, ou seja, estabelecer as proporções entre os 
elementos ou íons que tinham já sido identificados. 
A finalidade da Análise Qualitativa é a identificação ou pesquisa dos elementos ou íons que constituem a 
substância em estudo. 
A Análise Quantitativa permite determinar a composição quantitativa dos elementos que entram na 
constituição da substância em estudo. 
SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
 
Especial atenção deve ser dada à segurança, tanto pessoal, como coletiva. As medidas de segurança no 
laboratório são uma consequência das regras de bom senso. Em geral, um acidente ocorre quando menos 
se espera e não se pode prevê-los com antecedência. No entanto, inúmeros cuidados podem ser adotados 
sem grande esforço, diminuindo assim os riscos a um mínimo insignificante, principalmente com o 
manuseio das tubulações presentes no laboratório de química, Figura 1. Embora não seja possível 
enumerar aqui todas as causas possíveis de acidentes num laboratório, existem certos cuidados básicos 
que facilmente podem ser observados. 
Fogo: além de materiais usualmente inflamáveis (madeira, cortiça, o próprio vestuário, cabelos, etc.), todo 
o laboratório contém solventes altamente inflamáveis. Portanto, o bico de Bunsen deve ser utilizado 
somente quando necessário. Não se deve aquecer líquidos inflamáveis em chama direta; deve-se afastar 
o fogo de qualquer coisa que possa inflamar-se e, sobretudo, não esquecer acesa uma chama e/ou de 
desligar o gás ao sair do laboratório. 
Explosões: podem ocorrer principalmente por causa de vazamento de gás ou ignição expontânea de 
materiais finamente divididos (carvão ativo, pó de alumínio), de vapores de solventes inflamáveis ou pelo 
aquecimento de substâncias oxidantes (água-régia, ácido nítrico, ácido perclórico, cloratos, nitrato de 
amônio e outros) em temperaturas acima do necessário e em presença de substâncias orgânicas. 
Substâncias Tóxicas em Geral: grande número de substâncias utilizadas no laboratório são tóxicas em 
maior ou menor escala. Notoriamente tóxicas são os cianetos, arsênico, gás sulfídrico, fósforo branco, 
compostos de mercúrio e chumbo, entre outras. Portanto, de um modo geral, evite o contato de qualquer 
substância com a pele e não prove, nem aspire profundamente, qualquer substância desconhecida 
Figura 1. Cores das tubulações presentes no laboratório de química 
 
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ACIDENTES COMUNS E PRIMEIROS SOCORROS 
 
Queimaduras causadas pelo calor seco: no caso de queimaduras causadas por chama ou objetos 
aquecidos estas devem ser cobertas com gaze esterilizada umedecida em solução de bicarbonato de sódio 
a 5%. 
Queimaduras causadas por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca 
de cinco minutos. Em seguida, lavar com solução saturada de bicarbonato de sódio e novamente com 
água. Secar a pele e aplicar mertiolate. 
Queimaduras por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com bastante água, durante cerca de 
cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético a 1% e lavar novamente com água. Secar a pele e 
aplicar mertiolate. 
ÁLCALIS OU ÁCIDOS NOS OLHOS: lavar exaustivamente com água, por uns quinze minutos, no lavador 
de olhos e aplicar solução de ácido bórico a 1%. 
INTOXICAÇÃO POR GASES: remover a vítima para um local arejado, deixando-a descansar. Em casos 
de asfixia, fazer respiração artificial. 
INJESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS: recomenda-se beber muita água. 
Ingestão de ácidos: em seguida à água, beber um copo de bicarbonato de sódio a 2% ou leite de 
magnésia. 
Ingestão de álcalis: em seguida à água, tomar um copo de ácido cítrico ou acético a 2% ou vinagre na 
diluição 1:1. 
 
LIMPEZA DA VIDRARIA 
É uma condição essencial que a vidraria, no momento do uso, se encontre rigorosamente limpa, com 
as paredes internas livres de qualquer traço de gordura. A água não molha uniformemente uma superfície 
de vidro engordurada. Quando se deixa escoar água ou uma solução aquosa sobre uma superfície 
engordurada, restarão gotículas aderentes àsuperfície; ou, então, forma-se, inicialmente, uma película, que, 
em seguida, se desfaz deixando o líquido irregularmente distribuído. Além disso, a superfície líquida em um 
tubo estreito produz um menisco imperfeito quando as paredes se encontram engorduradas, tornando 
impossível efetuar acuradamente as medidas de volume. Para verificar se a vidraria se acha em boas 
condições, o aparelho de vidro é enxaguado com água destilada. Ele será considerado livre de gordura se 
a superfície se mantiver uniformemente molhada pela água; a película inicialmente retida não deve se 
desfazer depois de algum tempo. 
 
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Um certo número de soluções de limpeza tem sido recomendado para a remoção de gordura em 
aparelhos de vidro. Os vidros têm boa resistência aos ácidos (salvo, o ácido fluorídrico). Soluções alcalinas 
atacam o vidro sob contato mais ou menos prolongado. Soluções diluídas de detergentes não exercem ação 
prejudicial, a não ser para períodos longos de contato com o vidro. Agentes abrasivos não devem ser usados. 
Na limpeza, é admissível verter na vidraria soluções moderadamente aquecidas; em nenhum caso as 
soluções de limpeza serão aquecidas diretamente no aparelho. Em muitos casos, a vidraria pode ser 
satisfatoriamente limpa com solução moderadamente aquecida de detergente a 1-2%. 
Há ainda, outras soluções recomendadas para a limpeza de vidraria. Uma solução de hidróxido de 
potássio em etanol é de ação desengordurante rápida; entretanto, a referida solução 
alcalina não pode permanecer em contato com o aparelho por tempo prolongado, pois ela ataca lentamente 
o vidro. Também ainda são empregadas como soluções de limpeza, apesar de serem extremamente 
poluentes as soluções: 
*A solução sulfocrômica, que é uma solução de dicromato de sódio ou de potássio em ácido sulfúrico 
concentrado. A solução é obtida por adição de 30g do sal a 1 litro do ácido; se necessário, a solução é 
clarificada por filtração através de lã de vidro ou decantação. A eficiência desta solução é devida ao seu alto 
poder oxidante. Com o uso, a solução vai adquirindo coloração esverdeada, com a redução do dicromato a 
íon cromo (III), perdendo gradualmente sua eficiência. A solução sulfocrômica tem forte ação corrosiva sobre 
a pele. Em geral, a solução de limpeza é utilizada a frio, mas a solução quente é muito mais eficiente. O 
aparelho a limpar é primeiramente enxaguado com água; em seguida, a solução de limpeza é vertida ou 
aspirada dentro do aparelho. 
* Solução aquosa de hidróxido de potássio contendo permanganato de potássio. O permanganato atua sobre 
a matéria gordurosa com formação de dióxido de manganês, que pode ser, depois removido da superfície 
do vidro com ácido clorídrico forte ou ácido clorídrico diluído contendo sulfito. Também é apontada como 
muito eficiente uma solução de limpeza obtida mediante adição de 200g de dicromato de potássio a 1 litro 
de ácido nítrico concentrado. 
Após o tratamento com a solução de limpeza e o subsequente enxágue com água corrente e, 
posteriormente, com água destilada, o aparelho é deixado escoar. Na maioria das vezes, o aparelho pode 
ser usado depois de drenado por alguns minutos. É raramente necessário secar o interior de um aparelho 
de vidro mediante passagem de ar ou lavagem com acetona; o ar comprimido pode conter traços de óleo e 
o ar ambiente, traços de poeiras; por sua vez, a acetona pode conter traços de óleos não voláteis, a menos 
que muito pura. Nas poucas ocasiões em que requer equipamento seco, o mais apropriado é limpá-lo com 
suficiente antecedência para permitir sua drenagem e secagem naturalmente. 
 
INSTRUÇÕES PARA ELABORAÇÃO DOS RELATÓRIOS 
 
O relatório de um trabalho experimental tem como finalidade justificar os fatos que motivaram a sua 
realização, descrever a forma como o trabalho foi realizado e, através dos resultados obtidos 
experimentalmente, interpretar conclusivamente a relação entre tais dados. Para que o relatório torne-se 
compreensível e reprodutível, as anotações devem ser claras, exatas e completas. A fim de descrever 
exatamente o que aconteceu e não o que deveria acontecer, não se deve confiar na memória e sim utilizar 
o Caderno de Laboratório com as devidas anotações. Um bom relatório deve ser o mais simples possível, 
de linguagem correta e não prolixo ou ambíguo. 
Este tipo de relatório deve conter os seguintes itens: 
a) Introdução 
 
 Química Analítica Experimental 
A introdução deve conter uma abordagem sobre o problema em estudo, conter também os motivos 
que levaram à realização do experimento e uma breve revisão bibliográfica sobre a experimentação. 
b) Objetivo 
O objetivo é o alvo ou o fim que se pretende atingir através do desenvolvimento de um trabalho 
experimental a ser estudado. Portanto, deve conter resumidamente o que se propõe com a realização do 
trabalho. 
c) Procedimento Experimental 
O procedimento experimental é a forma como o trabalho será executado. Esta parte do relatório é 
importante, pois descreve como o trabalho experimental foi feito, quais materiais, reagentes e equipamentos 
foram utilizados e as condições experimentais empregadas. Uma descrição precisa do procedimento deve 
permitir a sua reprodutividade. Consequentemente, se o trabalho foi bem descrito, a sua reprodutividade 
deve permitir também que a similaridade dos resultados leve às mesmas conclusões. 
d) Discussão dos Resultados 
A discussão dos resultados, realizada pelos executores do trabalho, decorre da interpretação 
científica dos resultados obtidos experimentalmente. Esta é uma parte muito importante do relatório, pois 
quanto maior a qualidade da análise dos resultados maior será a probabilidade de se concluir corretamente 
sobre o tema em estudo. 
e) Conclusão 
A conclusão é o resultado de um processo de dedução fornecida pela análise dos dados obtidos 
experimentalmente através da aplicação correta de um raciocínio lógico. Assim, pela conclusão de um 
trabalho prático, demonstra-se e prova-se que os resultados obtidos experimentalmente tornam-se 
concordantes e previsíveis com a teoria. Finalmente, deve-se ter em mente que a conclusão é algo muito 
pessoal, pois depende da percepção do indivíduo de como os resultados podem ser analisados e inter-
relacionados. 
g) Bibliografia consultada 
São livros, periódicos, manuais, “sites’”, que foram consultados e citados na elaboração do relatório. 
A citação das obras deve conter: o autor(es), o título da obra, editora, ano de publicação, número de páginas 
consultadas. Recomenda-se a citação de bibliografia segundo as normas da ABNT (Associação Brasileira 
de Normas Técnicas). 
 
ÁGUA PURIFICADA PARA USO EM LABORATÓRIO 
Os trabalhos analíticos envolvem o consumo de quantidades consideráveis de água destilada na 
lavagem de utensílios, preparação de soluções, extrações, lavagem de precipitados, etc. Em muitos casos, 
a água destilada pode ser substituída por água desmineralizada, isto é água purificada mediante tratamento 
com resinas trocadoras de íons. É recomendável conservar a água destilada ou a água desmineralizada em 
recipientes de polietileno. 
Água destilada: A purificação da água mediante destilação remove as espécies contaminantes não 
voláteis, inorgânicas ou orgânicas; os gases dissolvidos na água original são livrados durante a destilação 
junto com o vapor d’água e, em parte, eliminados por ventilação; a matéria em suspensão é retida no pote 
de destilação. A preparação de água ultrapura, para trabalhos de eletroquímica e outros estudos, exige o 
uso de processos de pirodestilação catalítica (este processo envolve a oxidação catalítica das impurezas 
orgânicas fazendo passar o vapor com uma fraca corrente de oxigênio purificado atravésde uma coluna de 
sílica aquecida a 750-800ºC contendo uma tela de platina-ródio (9:1) na zona de aquecimento. 
 
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Água desmineralizada: O processo de desmineralização mais eficiente consiste em percolar a água 
original através de uma coluna carregada com uma mistura estequiométrica da forma hidrogênica de uma 
resina catiônica fortemente ácida e da forma hidroxílica de uma resina aniônica fortemente básica. (Com a 
combinação das resinas referidas, a desmineralização também pode ser realizada com a técnica de contato). 
A água obtida é isenta de todo material presente na água original em forma ionizada, porém o processo não 
remove materiais não-eletrólitos 
A desmineralização direta da água apresenta interesse de certa forma limitado na química analítica 
em virtude do processo não assegurar a eliminação de não eletrólitos. Por outro lado, uma água destilada 
contém frequentemente traços de amônia, cobre, chumbo e zinco, assim como quantidades consideráveis 
de dióxido de carbono, e, às vezes, ainda ácidos orgânicos voláteis. Assim, as impurezas de uma água 
destilada podem ser eliminadas com o uso de resinas trocadoras. Em certos casos, é suficiente remover as 
impurezas catiônicas com o emprego apenas de uma resina trocadora de cátions na forma hidrogênica. As 
colunas fabricadas para a produção de água desmineralizada são, geralmente, acompanhadas de um 
medidor de condutância para indicar a pureza do efluente. O medidor indica a condutância em mhos.cm-1 e 
o correspondente salino expresso em ppm de NaCl. 
A BALANÇA ANALÍTICA 
Um dos procedimentos mais comuns efetuado pelo analista é o da medida de uma massa. Muitas análises 
químicas baseiam-se na determinação exata da massa de uma amostra, ou da massa de uma substância 
sólida obtida da amostra (análise gravimétrica), ou na medida do volume de uma solução padrão 
cuidadosamente preparada (que contém uma massa exatamente conhecida do soluto) que reage com a 
amostra (análise titrimétrica). Emprega-se, na medição exata da massa, nestas operações, uma balança 
analítica; a operação denomina-se pesada e invariavelmente faz referência ao peso do objeto ou do 
material. O peso de um objeto é a força da atração gravitacional que se exerce sobre ele: w = m.g, onde 
w é o peso do objeto, m a sua massa e g a aceleração devida à gravidade. 
Uma vez que a atração gravitacional varia sobre a superfície da Terra, com a altitude e também com a 
latitude, o peso de um objeto é variável, enquanto a sua massa é constante. Tornou-se, no entanto, 
costume empregar o termo “peso” como sinônimo de massa, e é neste sentido que “peso” é empregado 
na análise quantitativa. Desta forma, a balança analítica é um dos instrumentos mais importantes do 
químico analítico e um aparelho que nos últimos anos sofreu modificações radicais. 
Estas modificações foram estimuladas pelo desejo de se ter um instrumento mais robusto, menos 
dependente da experiência do operador, menos suscetível ao ambiente e, acima de tudo, mais rápido na 
operação de pesar. Para satisfazer a estas exigências, o modelo da balança foi fundamentalmente alterado, 
e a balança química tradicional, com dois pratos, oscilação livre e braços iguais, juntamente com sua caixa 
de pesos, é, nos dias de hoje, um aparelho pouco comum. 
MÉTODOS DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
Para atingir suas finalidades, na Análise Qualitativa recorre-se a vários métodos: químicos, físicos e físico-
químicos (o mesmo se passa em Análise Quantitativa). 
MÉTODOS QUÍMICOS 
Nos método químicos de Análise Qualitativa, o elemento ou íon pesquisado é transformado num composto 
que possua determinadas propriedades características que nos permitam ter a certeza de que foi esse o 
composto obtido. A transformação química chama-se reação analítica e a substância que a provoca 
chama-se reagente. 
 
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Conforme a quantidade de substância com a qual se opera para realizar as reações analíticas, 
distinguem-se os seguintes métodos de Análise Qualitativa: macroanálise, microanálise, semimicroanálise 
e ultramicroanálise. 
 
Macroanálise: ensaiam-se quantidades relativamente grandes de substância: 0,5 a 1 g ou, no caso de 
solução 20 a 50 ml. As reações realizam-se em tubos de ensaio comuns (10 a 20 ml) ou em balões. Os 
precipitados são separados das soluções por filtração através de papel de filtro. 
 
Microanálise: empregam-se quantidades bem menores de substância, cerca de alguns miligramas de 
substância sólida ou uns décimos de mililitros de solução. Usam-se reagentes de grande sensibilidade, que 
permitem identificar a presença de vários componentes, mesmo que existam somente vestígios de alguns. 
As reações realizam-se pelo método microcristaloscópico ou pelo método da gota. 
 
Método microcristaloscópico: as reações devem realizar-se sobre uma lâmina de vidro, identificando-se o 
íon ou o elemento pela forma dos cristais que se formam, observados ao microscópio. 
 
Método da gota (reações gota a gota): usam-se reações que são acompanhadas de uma viragem da 
coloração da solução ou da formação de precipitados corados. As reações realizam-se numa tira de papel 
de filtro onde se depositam sucessivamente e numa ordem bem definida, gota a gota, a solução em estudo 
e os reagentes. Como resultado da reação, no papel de filtro aparece uma mancha corada, cuja cor permite 
comprovar a presença na solução do íon a identificar. 
 
Semimicroanálise: ocupa um lugar intermediário entre a macro e a microanálise. Utilizam-se quantidades 
de substâncias da ordem de 1/20 ou 1/25 das usadas na macroanálise, ou seja, cerca de 50 mg de 
substância sólida ou 1 ml de solução. A semimicroanálise apresenta inúmeras vantagens sobre a 
macroanálise e, sendo o trabalho devidamente esmerado, obtêm-se resultados tão precisos quanto os da 
macroanálise. 
 
Ultramicroanálise: usam-se quantidades de substâncias inferiores a 1mg. Todas as operações analíticas 
efetuam-se observando-as ao microscópio. 
 
Na Figura 1 estão esquematizadas as diferentes técnicas operatórias que correspondem aos vários 
métodos de análise e comparam-se as de separação do precipitado. 
 
Figura 1. Separação do precipitado por diversos métodos de análise 
 
 
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MÉTODOS FÍSICOS 
 
Baseiam-se na relação que existe entre a composição química de uma substância e algumas das 
suas propriedades físicas. É o caso da análise espectral, que estuda os espectros de emissão que se 
obtêm quando se expõe uma substância à chama de um bico de Bunsen, de um arco elétrico, etc. A 
existência no espectro de riscas correspondentes aos comprimentos de onda característicos de um 
determinado elemento permite comprovar a sua existência na substância em estudo. A intensidade das 
riscas no espectro permite avaliar o teor deste elemento. 
O método espectroscópico é extremamente sensível (permite identificar elementos, desde que haja 
10-6 a 10-8 g desse elemento); exige pouco tempo e pequenas quantidades de substância. Menciona-se 
também a análise por fluorescência, na qual se observa a fluorescência obtida quando se ilumina o objeto 
em estudo com radiação ultravioleta. Como fonte de radiação pode utilizar-se uma lâmpada de quartzo 
com vapor de mercúrio (luz de Wood) e que absorva as radiações do espectro visível. Esta análise é 
ainda mais sensível que a análise espectroscópica, pois permite identificar até 10-10 g de substância. 
Mas, como só algumas substâncias têm uma fluorescência característica sob a ação da luz de Wood, a 
possibilidade de utilização deste tipo de análise é muito limitada. No entanto, é usada com êxito em vários 
ramos da ciência e da técnica (na análise de compostosminerais e orgânicos, em biologia, em medicina, 
na análise de produtos alimentares e na de produtos para o curtimento de peles, na classificação de 
vidros e cristais, no estudo de jazidas de petróleo, etc.). 
 
MÉTODOS FÍSICO-QUÍMICOS 
 
 
 Química Analítica Experimental 
Entre os métodos físico-químicos da Análise Qualitativa, destaca-se a cromatografia. Na 
cromatografia em coluna, faz-se passar a solução em estudo através duma coluna de adsorvente sólido 
pulverizado (por exemplo, Al2O3) que se introduziu num tubo de vidro. Como o poder adsorvente varia 
consideravelmente de íon para íon e de uma substância para outra, estes podem ser separados e 
identificados ao longo da coluna pela sua coloração própria ou então tratando-os por reagentes que 
formem com eles compostos de coloração diferentes. 
Citemos também o método polarográfico; neste método, a solução em estudo é submetida à 
eletrólise com um eletrodo de mercúrio num aparelho especial chamado polarógrafo. O polarógrafo traça 
automaticamente a curva intensidadepotencial, que evidencia as variações de intensidade da corrente 
com o aumento da tensão; a partir da curva podem identificar-se qualitativamente os cátions presentes 
na solução e até dosá-los quantitativamente. O método é extremamente sensível e muito rápido; é 
extremamente vantajosa na identificação de impurezas nos materiais, ligas, etc. 
Neste curso, só estudaremos os método de análise da química mineral; a análise de substâncias 
orgânicas é feita por outros métodos que são expostos em outros cursos específicos. 
 
TÉCNICAS PARA A REALIZAÇÃO DE REAÇÕES ANALÍTICAS 
 
As reações analíticas podem realizar-se por via seca ou via úmida. 
 
Via seca: neste caso, a substância em estudo e os reagentes estão no estado sólido e, geralmente, a 
reação realiza-se os aquecendo à alta temperatura. Entre as reações por via seca cita-se, por exemplo, 
a coloração das chamas por sais de certos metais. Por exemplo, os sais de sódio, introduzidos por meio 
de um fio de platina no cone exterior da chama de um bico de Bunsen, dão a esta uma coloração amarela 
viva; os sais de potássio, violeta; os de bário, verde, etc. Em condições convenientes, esta coloração 
permite detectar a presença de elementos correspondentes, na substância em estudo. Também 
pertencem às reações por via seca, as reações de formação de pérolas coradas de bórax, cuja fórmula 
molecular é Na2B4O7.10H2O ou a partir do hidrogeno tetroxofosfato de sódio e amônio NaNH4HPO4.4H2O 
por fusão com sais de certos metais; também são reações por via seca as de fusão da substância sólida 
em estudo com certos compostos “fundentes” como, por exemplo, as misturas sólidas de Na2CO3 e KNO3 
ou Na2CO3 e K2CO3, etc. 
 
Via úmida: por esta via é que são realizadas as reações mais usuais, isto é, reações entre substâncias 
em solução. Para se realizarem, é necessário começar por dissolver a substância a analisar. O solvente 
usado é, normalmente, a água ou então ácidos, se a substância for insolúvel em água. Neste último caso, 
há uma transformação química da substância dada num sal hidrossolúvel. Por exemplo: 
CuO + H2SO4 ↔ CuSO4 + H2O 
Fe(OH)3 + 3HCl ↔ FeCl3 + 3H2O 
CaCO3 + 2HNO3 ↔ Ca(NO3)2 + H2O + CO2↑ 
 
Na análise qualitativa só se usam reações que são seguidas de um efeito exterior, isto é, transformações 
facilmente identificáveis que permitam confirmar que a reação correspondente se realizou. Esses efeitos 
exteriores são normalmente: 
a) mudança de cor da solução; 
b) formação de um precipitado (ou sua dissolução); 
 
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c) libertação de um gás. 
 
SENSIBILIDADE E ESPECIFICIDADE DAS REAÇÕES 
 
Ao se fazer um teste analítico será necessário seguir determinadas condições, pois do contrário o 
resultado poderá ser errôneo. Pode-se citar a temperatura, a acidez e a concentração dos reagentes. Na 
concentração dos reagentes inclui-se a concentração dos íons de interesse. Por isso diz-se que existe 
uma concentração mínima para o íon de interesse em solução, abaixa da qual o teste será negativo. Este 
fenômeno está relacionado com a sensibilidade de um teste. 
A sensibilidade de uma reação pode ser aumentada, dentre outros meios, por uma variação na 
concentração dos reagentes, por uma mudança no valor do pH do meio, pela adição de solventes 
orgânicos miscíveis com a água, ou através de uma extração por um solvente imiscível com a água. 
 
Sensibilidade de uma Reação: expressa a menor quantidade do analito em uma gota da solução que 
pode ser detectado por um dado reagente. 
 
Termos usados para expressar a sensibilidade de uma reação: 
 Mínimo Detectável: expressa a menor quantidade do analito em μg presente em uma gota da 
solução em análise que pode ser detectada por um dado reagente. (μg= 10-6g). 
 Concentração Mínima ou Concentração Limite: é a concentração do analito na solução que 
fornece o mínimo detectável (g/mL). (1 gota = 0,05 mL) 
 
 Diluição Limite: expressa o volume da solução aquosa em mililitros que contém 1g do analito e 
que em 1 gota contém a massa mínima detectável. 
 
↑SENSIBILIDADE, quando: 
 
 ↓MÍNIMO DETECTÁVEL 
↓CONCENTRAÇÃO MÍNIMA 
↑DILUIÇÃO LIMITE 
↓TEMPO NECESSÁRIO P/ REAÇÕES 
 
REAÇÕES SELETIVAS E REAÇÕES ESPECÍFICAS 
 
As reações seletivas são aquelas que sob certas condições tornam possível detectar alguns íons 
na presença de outros. A quelação do Ni2+ com dimetilglioxima (DMG) em meio amoniacal (pH=8) é uma 
reação seletiva amplamente empregada na análise química. Outros íons também reagem com a DMG, 
porém em outras condições de reação. Havendo condições seletivas, íons Ni2+ podem ser detectados 
na presença de outros íons. 
Reações ou reagentes específicos são aqueles que dão produtos com propriedades características 
com somente um íon. Tais reações são bastante reduzidas. Exemplo: reação qualitativa específica para 
iodo; uma intensa cor azul escura aparece quando moléculas de iodo reagem com amido. 
 
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ENSAIOS DE CHAMA 
Para compreender as operações implicadas nos ensaios de coloração de chama e de diversos 
ensaios por via seca, é necessário possuir um certo conhecimento da chama luminosa de Bunsen, a qual 
é composta por três partes: 
(I) Um cone azul interno ADB, constituído em sua maior parte de gás não queimado; 
(II) Uma ponta luminosa D (que somente é visível quando as aberturas para o ar estão ligeiramente 
fechadas); 
(III) Uma capa externa ACBDA, onde se produz a combustão completa do gás. 
As principais partes da chama de Bunsen estão indicadas, a seguir, na Figura 3. 
 
Figura 3. Estrutura da chama do bico de Bunsen 
 
1. Chama oxidante superior (ZOS) 1540oC 
2. Chama oxidante inferior (ZOI) 1540oC 
3. Chama redutora superior (ZRS) 520oC 
4. Chama redutora inferior (ZRI) 350oC 
5. Zona fria (menor temperatura) 300oC 
6. Zona de fusão (maior temperatura) 1560oC 
 
 
 
1. ZOS: corresponde ao extremo não luminoso da chama, apresenta um grande 
excesso de oxigênio e a chama não é tão quente como em 6. 
2. ZOI: é empregada para a oxidação de substâncias dissolvidas nas pérolas de bórax e semelhantes. 
3. ZRS: está no extremo da zona azul interna e é rica em carbono incandescente, sendo especialmente 
útil para reduzir as incrustações de óxidos a metal. 
4. ZRI: está situada no limite inferior da zona próxima ao cone azul e é onde os gases redutores se 
misturam com o oxigênio do ar; é uma zona de menor poder redutor que 3 e se emprega para a redução 
de pérolas fundidas de bórax e semelhantes. 
5. Zona fria: é a base da chama, onde a temperatura é mais baixa, que é empregada para testar 
substâncias voláteis, a fim de determinar se elas comunicam alguma cor à chama 
6. Zonade fusão: é a parte mais quente da chama; é empregada para ensaiar a fusibilidade das 
substâncias e também, juntamente com 5 para ensaiar a volatilidades relativas de substâncias ou misturas 
destas. 
 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS 
 
CLASSIFICAÇÃO DOS CÁTIONS EM GRUPOS ANALÍTICOS 
 
Na análise sistemática, os íons de uma mistura complexa não se separam um a um, mas sim em 
grupos, de acordo com o seu comportamento face a certos reagentes, que se denominam reagentes 
gerais ou reagentes de grupo. Assim, Ag+, Hg22+ e Pb2+ formam com o íon Cl- os sais AgCl, Hg2Cl2 e PbCl2 
que são insolúveis em água. Já os cloretos dos outros cátions são solúveis em água. De forma que, ao 
tratar a solução em estudo com HCldil., os três cátions (Ag+, Hg22+ e Pb2+) precipitam. 
Se, após a separação destes cátions, fizermos borbulhar na solução ácida resultante sulfeto de 
hidrogênio (H2S) gasoso, precipitarão todos os cátions cujos sulfetos são insolúveis nos ácidos diluídos. 
É o caso dos íons mercúrio (II), cobre, cádmio, bismuto, estanho, antimônio e arsênio. Após a separação 
dos sulfetos insolúveis em meio ácido pode-se precipitar os cátions do grupo seguinte, por meio do 
correspondente reagente geral que é o sulfeto de amônio, (NH4)2S, ou de H2S em meio básico. 
 
 Química Analítica Experimental 
 
Na química analítica, a classificação dos íons baseia-se nas diferentes solubilidades dos sais e 
dos hidróxidos que eles formam; essas diferenças nas solubilidades permitem separar uns dos 
outros os vários grupos de íons. (Os grupos de I a V podem ser classificados de formas diferentes 
dependendo do autor, no entanto o cátions presentes em cada grupo, permanecem os mesmos, e 
são separados de acordo sempre com suas solubilidades) 
 
Os cátions são distribuídos em cinco grupos, conforme as diferenças de solubilidades dos seus sulfetos, 
cloretos, carbonatos e hidróxidos, como se observa na Tabela abaixo. 
** Os algarismos romanos III, IV, etc., indicam o número de oxidação do elemento, 
independentemente da forma iônica do elemento na solução. 
 
PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS (potássio, sódio, lítio, rubídio, césio e NH4+) 
 
A maior parte dos sais que eles formam são solúveis em água. A solubilidade em água dos seus 
sulfetos, hidróxidos, carbonatos e cloretos é particularmente importante porque permite distinguir o Grupo 
I de cátions de todos os outros grupos. 
 
 
 Química Analítica Experimental 
Tratamento do resíduo dos cátions do grupo I 
Reunir todos os resíduos deste grupo. Os mesmos podem ser descartados em pia por não serem 
considerados resíduos tóxicos e ainda estarem em pequena quantidade. No entanto não devem ser 
aquecidos. Diluir o resíduo 100 vezes, descartar em pia lentamente em água corrente. 
 
REAÇÕES DO ÍON POTÁSSIO (K+) 
 
1. Reação com hexacobaltonitrito de sódio (Na3[Co(NO2)6]): 
 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas da amostra (cloreto de potássio), gotas de ácido 
acético 6 mol/L (verifique com papel de tornassol se o meio está ácido) e gotas de solução de acetato de 
sódio 2 mol/L. A seguir adicione solução recentemente preparada de hexacobaltonitrito de sódio 1 mol/L. 
Se o precipitado não se formar de imediato, deixa-se o tubo repousar por alguns minutos. A precipitação 
do íon potássio é rápida em soluções concentradas e na presença de excesso de reagentes, porém, é 
lenta em soluções diluídas. Podemos acelerar a precipitação por aquecimento. 
 
3K+ + [Co(NO2)6]3- ↔ K3[Co(NO2)6]↓ (amarelo) 
 
Obs1.: É necessário eliminar sais de amônio presentes na amostra, porque estes sais formam 
precipitados semelhantes aos do potássio. 
Obs2.: Se o meio de reação é alcalino ocorre formação de um precipitado castanho ou negro de hidróxido 
de cobalto (III), Co(OH)3. 
Obs3.: Os iodetos e outros agentes redutores interferem e devem ser eliminados antes de se efetuar o 
ensaio. 
 
Identificação de Na+ e K+ pela prova da chama 
 
Os sais voláteis de sódio dão à chama cor amarelo-vivo. Esta reação é característica do sódio. 
Utilize um fio de platina de cerca de 3 cm de comprimento, preso a uma vareta de vidro. Inicialmente, 
limpe o fio, molhando-o em ácido clorídrico concentrado e levando-o à zona de fusão da chama do bico 
de Bunsen. O fio está limpo quando não emprestar coloração à chama. Coloque uma pequena quantidade 
de NaCl num vidro de relógio, molhe o fio em ácido clorídrico concentrado, toque a amostra de modo a 
aderir uma pequena quantidade desta e leve à chama oxidante do bico de Bunsen, observando a 
coloração amarela intensa produzida. 
O teste de chama para o íon potássio é menos sensível do que o teste para o sódio. O potássio dá 
uma coloração violeta que se extingue rapidamente à chama, e é facilmente mascarada pelo sódio. Para 
se fazer o teste de potássio na presença de sódio, usa-se o vidro de cobalto. O teste da chama para o 
potássio pode ser feito usando-se cloreto de potássio, e o procedimento prático é idêntico ao caso do 
sódio. 
Comparação: Faça uma mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio e faça a prova da chama 
observando a coloração primeiramente sem e depois com vidro de cobalto. 
 
REAÇÕES DO ÍON AMÔNIO (NH4+) 
 
1. Reações com base forte 
 
 Química Analítica Experimental 
A presença do íon amônio (NH4+) em solução pode ser detectada adicionando-se um excesso de base 
forte (NaOH ou KOH) para converter o íon NH4+ à amônia (NH3). A seguir aquece-se a solução alcalina 
para expelir o gás NH3 e a amônia liberada é detectada pelo odor característico ou pelo papel de tornassol 
vermelho umedecido com água destilada, o qual se torna azul. 
 
NH4+ + OH- ↔ NH3↑ + H2O 
 
Adicionar a um tubo de ensaio 3 gotas de solução cloreto de amônio (NH4Cl) 2,0 mol/L e 8 gotas de 
hidróxido de sódio 4 mol/L. Aquecer cuidadosamente o tubo e testar a amônia desprendida por meio de 
um papel de tornassol vermelho colocado sobre o tubo, porém, sem tocá-lo. Pode-se igualmente utilizar 
o papel de fenolftaleína que o amoníaco avermelha. A viragem é mais nítida neste caso. 
 
2. Reação com Cobaltonitrito de sódio 
O íon amônio forma com o cobaltonitrito de sódio um precipitado amarelo, (NH4)3[Co(NO2)6]. 
O procedimento é idêntico ao usado com o potássio. Usar uma solução de NH4Cl 2,0 mol/L 
para fazer o teste. 
Observação: Sais de amônio dão coloração amarelada à chama. 
 
MARCHA DA ANÁLISE DE UMA MISTURA DE CÁTIONS DO GRUPO I 
 
1. Determinação do pH da solução por meio de um conjunto de indicadores ou de um indicador 
universal. 
2. Pesquisa de NH4+. É necessário começar a análise pela pesquisa do íon amônio, cuja presença 
interfere a identificação de K+ e Na+. Lembramos que o íon amônio será introduzido mais adiante na 
solução com o reagente geral do grupo II e que deve ser pesquisado previamente sobre uma porção 
separada da solução. 
3. A Pesquisa de Mg2+ pode ser efetuada na solução, pois os outros cátions do 1º grupo não a interferem 
4. Eliminação de NH4+ (se ele estiver presente, obviamente). Se faz necessária antes da pesquisa de 
K+. Para isto, muda-se a solução em estudo para uma cápsula de porcelana, evapora-se até a secura e 
calcina-se o resíduo até que terminem os “fumos” brancos. Depois disso, dissolve-se algumas parcelas 
do resíduo seco em água e ensaia-se com o reagente de Nessler. Após se ter verificado a eliminação 
total de NH4+, guarda-se um pouco do resíduo seco para o ensaio à chama e dissolve-se o resto numa 
pequena quantidade (2 a 3mL) de água destilada quente. Durante a evaporação, os sais de magnésio 
(se houverem) hidrolisam-se, o que tem como resultado a formação de um sal básico MgOHCl pouco 
solúvel na água (de cor branca); é por esta razão que, se o resíduo da calcinação não se dissolver na 
água, é necessário filtrá-lo; desprezando,em seguida, o precipitado. Pesquisa-se no filtrado obtido os 
íons K+ e Na+ pelo método fracionado. 
5. Reações testemunho para K+ e Na+. É útil confirmar as conclusões quanto à presença de K+ e Na+ 
pelas colorações da chama, observando-a a olho nu (identificação Na+) ou através de uma vidro de 
cobalto (identificação de K+). 
 
SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS (Ca2+, Mg2+, Sr2+ e Ba2+) 
 
Antes da prática: Fazer uma tabela com os valores de Kps para os carbonatos, hidróxidos, 
oxalatos e sulfatos dos elementos do grupo II. 
 
Tratamento de cátions que serão gerados no grupo II: 
 
 Química Analítica Experimental 
Ca2+ e Mg2+ = Podem ser descartados em pia após diluir 100 vezes sob água corrente. 
Sr2+ = Soluções contendo Sr2+ apresentam elevado risco, devido a toxicidade deste íon. Na forma do 
precipitado gerado der ser guardado em frasco adequado. Ao sobrenadante se necessário, neutralizar e 
descartar em pia, após diluição. 
Ba2+ = Na forma de sulfato esse cátion não é tóxico e pouco solúvel em água, no entanto, não deve ser 
descartado em pia. Guarda o precipitado em frasco adequado. Pode-se também reunidos todos os 
precipitados formados de bário e guardar em frascos adequados. 
 
REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DO GRUPO II (Ca2+, Mg2+, Sr2+ e Ba2+) 
 
REAÇÕES DO ÍON MAGNÉSIO (Mg++) 
1. Reação com base forte 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas de uma solução cloreto de magnésio 0,2 mol/L e em seguida 
adicione gotas de hidróxido de sódio 4 mol/L. Ocorrerá a formação de um precipitado branco gelatinoso 
de Mg(OH)2: 
 
Mg2+ + 2OH- ↔ Mg(OH)2(s) 
 
Este precipitado é solúvel em solução de cloreto de amônio. Adicionar ao precipitado algumas gotas de 
solução 6,0 mol/L de NH4Cl até se observar a dissolução do precipitado. 
 
2. Reação com Hidróxido de Amônio 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas de uma solução de cloreto de magnésio 0,2 mol/L e algumas 
gotas de hidróxido de amônio 6 mol/L. Deve-se observar a formação de um precipitado branco gelatinoso 
de Mg(OH)2. 
 
REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DOS ÍONS (Ca2+, Mg2+, Sr2+ e Ba2+) 
 
1. Reação com carbonato de amônio, (NH4)2CO3 
Coloque, em tubos de ensaio separados, aproximadamente 3 gotas da solução em análise (Ca++, 
Mg2+, Ba++ e Sr++) e adicione solução de carbonato de amônio 1 mol/L. Agitar, aquecer em banho Maria 
e observar. Centrifugar o precipitado e após desprezar o sobrenadante, separar o precipitado em 2 duas 
partes. Uma parte deve ser tratada com algumas gotas de cloreto de amônio 6 mol/L e a outra com 
algumas gotas de ácido ácido acético 6 mol/L. 
Ba++ + CO3-- ↔ BaCO3↓ 
MgCO3, CaCO3, BaCO3 e SrCO3 (precipitado branco) são solúveis em ácidos minerais diluídos e em ácido 
acético. 
 
2. Reação com oxalato de amônio, (NH4)2C2O4 
Coloque, em tubos de ensaio separados, 3 gotas da solução contendo o íon (Ca++, Mg2+, Ba++ e Sr++) e 
adicione gotas da solução de oxalato de amônio 0,25 mol/L. Teste a solubilidade dos precipitados em 
ácido forte (HCl ou HNO3). 
Ca++ + C2O4-- ↔ CaC2O4↓ 
 
Os precipitados de CaC2O4, BaC2O4, e SrC2O4 (branco) são solúveis em HCl e HNO3 e em 
CH3COOH concentrado à quente (exceto o CaC2O4). Em tubos de ensaio separados, adicionar 3 gotas 
de solução de Ca++, Mg2+, Ba++ e Sr++, 5 gotas de ácido acético 6 mol/L e 6 gotas de oxalato de amônio 
0,25 mol/L. Aquecer e observar os casos em que há formação de um precipitado branco. 
 
 Química Analítica Experimental 
 
3. Reação com sulfato de amônio, (NH4)2SO4 
 
Coloque, em tubos de ensaio separados, cerca de 3 gotas da solução a analisar (Ca++, Mg2+, Ba++ 
e Sr++) 5 gotas de ácido acético 6,0 mol\L e adicione solução de sulfato de amônio 2,5 mol\L. Há 
precipitação imediata? Aqueça os tubos em banho Maria e observe. Depois de frio teste a solubilidade 
em ácido forte. 
 
Reação: Ba++ + SO4-- ↔ BaSO4↓(branco) 
 
Observe o valor de Kps do BaSO4, CaSO4 e SrSO4 e explique os resultados 
Adicione, em tubos de ensaio separados, cerca de 5 gotas da solução a analisar (Ca++, Ba++ e Sr++), 
NH4OH 6,0 mol/L até o meio tornar-se alcalino e adicione gotas de solução de sulfato de amônio – aqueça 
em banho Maria. Observar os casos em que há formação de precipitado. 
 
4. Reação com dicromato de potássio, K2Cr2O7 
Adicionar em tubos de ensaio 3 gotas da solução a analisar (Ca++, Mg2+, Ba++ e Sr++) 3 gotas de ácido 
acético 6 mol/L, 3 gotas de acetato de sódio 2 mol/L e 2 gotas de dicromato de potássio 0,2 mol/L. 
Observar onde há formação de precipitado. 
Considerando o equilíbrio: 
Cr2O72- + H2O ↔ 2CrO42- + 2H+ (1) 
2CrO42- + 2Ba2+ ↔ 2BaCrO4↓ (2) 
A concentração dos íons CrO42- é suficiente para que o produto de solubilidade de BaCrO4 
seja ultrapassado (isto antes que seja atingido o produto de solubilidade do dicromato de bário). Os íons 
bário formam com o cromato um precipitado amarelo de cromato de bário, BaCrO4 neste meio, porém 
solúvel em ácidos fortes. Os íons Sr++ e Ca++ não precipitam nas condições em que foi feita a reação. 
Se adicionarmos as duas equações, obtemos (eliminando 2CrO42- em ambos os membros) 
a equação geral da reação: 
Cr2O72- + 2Ba2+ + H2O ↔ 2BaCrO4↓ + 2H+ (3) 
Em pH muito ácido a concentração dos íons CrO4-2 não é suficiente para a precipitação completa do 
BaCrO4, conforme mostra a reação 1 o equilíbrio será deslocado no sentido da formação do íon dicromato 
(veja reação 1). Se o dicromato for adicionado a uma solução aquosa não tamponada do íon Ba++ a 
precipitação não será completa, porque um ácido forte é formado, como resultado da própria reação de 
precipitação (reação 3). A precipitação será completa se o meio for tamponado (CH3COOH/CH3COONa), 
o íon acetato reagirá com os íons H+ resultantes da reação de precipitação formando o ácido acético e 
mantendo o pH constante. 
 
 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO 
 
1. Prova da chama: 
Elemento Coloração da chama 
Ba++ Amarelo-esverdeado 
Sr++ Vermelho-carmim 
Ca++ Vermelho-tijolo 
 
 
 Química Analítica Experimental 
Umedeça a amostra em HClconc. [utilize cloreto ou nitrato de (bário, estrôncio e cálcio)] e leve à 
chama do bico de Bunsen. 
 
2. Reação microcristaloscópica para o Cálcio: 
Sobre uma lâmina faz-se atuar sobre uma gota de solução de sal de cálcio uma gota de solução 
diluída de H2SO4 1 mol L-1 e evapora-se ligeiramente até o aparecimento de uma orla sobre o 
contorno da gota. Examina-se ao microscópio os cristais de gipso (CaSO4.2H2O) formados. 
Segundo a concentração do íon Ca2+ na solução. A reação permite identificar 0,4μg de Ca2+. 
Diluição limite: 1:25000. Consegue-se geralmente com esta reação identificar o íon Ca2+ em 
presença de íons Ba2+ e Sr2+, porque os sulfatos de bário e estrôncio precipitam sob a forma de 
pequenos cristais fáceis de distinguir dos grandes cristais característicos do gipso. 
 
3. Reação do magnésio com o fosfato dissódico (Na2HPO4) 
Coloque em um tubo de ensaio, 3 gotas da solução a analisar, adicione gotas de ácido clorídrico 
diluído, solução de fosfato de disódio (Na2HPO4) 1 mol/L e a seguir solução de hidróxido de amônio 
pouco a pouco, até o meio de reação tornar-se alcalino. Haverá formação de um precipitado 
branco cristalino, indicando a presença de magnésio. Em solução tamponada com NH4OH/NH4Cl 
ocorre a formação de um precipitado branco cristalizado de fosfato-magnesiano MgNH4PO4: 
 
HPO42- + OH- ↔ H2O + PO43- 
 
Mg2+ + PO43- + NH4+ + 6 H2O ↔ MgNH4PO4 .6 H2O(s) 
 
O sal de amônio formado impede a formação do precipitado de Mg(OH)2 como foi comentado no 
item anterior. 
* Na ausência de NH4OH, o íon Mg2+ forma com Na2HPO4 um precipitado amorfo pouco 
característico de MgHPO4. 
 
Identificação fracionada de Ba2+ e Sr2+ 
 
- Pesquisa do bário 
Coloque sobre uma tira de papel de filtro uma gotada solução neutra de um sal de bário e a seguir 
uma gota de solução aquosa de rodizonato de sódio. Ocorre o aparecimento de uma mancha de 
coloração pardo avermelhada de rodizonato de bário. Adicione, sobre a mancha, uma gota de 
solução diluída de ácido clorídrico 1 mol/L. A mancha adquire uma coloração rósea avermelhada, 
devido à formação de rodizonato de bário ácido. 
 
- Pesquisa do estrôncio 
Repita o mesmo procedimento descrito anteriormente, utilizando solução neutra de um sal de 
estrôncio. O aparecimento de coloração parda avermelhada indica a presença de estrôncio (a 
coloração é praticamente indistinguível da produzida pelo rodizonato de bário). Adicione agora 
 
 Química Analítica Experimental 
uma gota de solução de ácido clorídrico, a mancha desaparece, devido à dissolução do precipitado 
(diferença com o bário). 
 
-Pesquisa de estrôncio na presença de bário 
Faça uma mistura de soluções neutras de bário e de estrôncio e coloque uma gota sobre uma tira 
de papel de filtro. 
Adicione uma gota de rodizonato de sódio e observe. 
Coloque uma gota de ácido clorídrico. O aparecimento de coloração rósea avermelhada indica a 
presença de bário. Para identificar o estrôncio proceda da seguinte maneira: coloque uma gota de 
solução de cromato de potássio 1,0 mol\L sobre uma tira de papel de filtro, e também uma gota 
de rodizonato de sódio e, no centro, uma gota da mistura. O bário precipita como cromato de bário 
que não reage com o rodizonato de sódio. O cromato de estrôncio formado, devido à sua 
solubilidade, reage com o rodizonato. O aparecimento de coloração pardo avermelhada indica a 
presença de estrôncio. 
 
Obs.: Para estas provas em uma amostra, faça provas em branco e adicione mais cromato de 
potássio para garantir a precipitação total do cromato de bário. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Química Analítica Experimental 
 
 
 
 
 
 
SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO II 
 
 
 
 Química Analítica Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS (Al, Cr, Fe, Mn, Zn, Co, Ni) 
 
O grupo III, também chamado de grupo do sulfeto de amônio, compõe-se de íons de sete metais 
que são precipitados como hidróxidos ou sulfetos em uma solução tamponada com 
NH4OH/NH4Cl, contendo (NH4)2S. O reagente precipitante para o grupo é o íon sulfeto. 
 
Tratamento de resíduos desse grupo de cátions 
Ao resíduo sobrenadante de cátions do grupo II (Ca2+, Sr2+, Ba2+) pode ser separado, conforme 
a separação do grupo I. 
O resíduos derivados do sobrenadante [Co(NH3)6]2+, [Ni(NH3)6]2+ e Mn2+ Ni2+ devem ser 
identificados e guardados em frascos adequados. Os resíduos derivados do sobrenadante 
Al(OH)4-, Zn(OH) 42-, CrO42-, devem ser identificados e guardados em frascos adequados. 
 
Questão 1. Faça um resumo das principais propriedades dos cátions do grupo III. 
Questão 2. Construa uma tabela com os valores de Kps dos hidróxidos dos metais do 
grupo III 
 
REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS: Ni2+, Co2+, Fe2+, Fe3+, Mn2+, Cr3+, Al3+ e Zn2+ 
 
1. Reação com NaOH 
 
Coloque em tubos de ensaio (separados) 3 gotas de solução 0,2 mol/L de M(NO3)2, sendo M o 
analito, (M2+= Ni2+, Co2+, Fe2+, Mn2+, Zn2+) e M(NO3) 3, (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) e adicione 
lentamente (gota a gota) a solução de hidróxido de sódio 4,0 mol\L até formação do precipitado. 
Observe e anote as cores dos precipitados formados. 
Continue adicionando NaOH aos precipitados formados e observe os casos em que há 
dissolução dos mesmos, na presença de excesso de reagente. 
 
M2+ + 2OH- → M(OH)2(s) 
 
 
 Química Analítica Experimental 
 
 
Obs.: 
1. O íon Co2+ é precipitado como um sal básico de cor azul que sob aquecimento em excesso de 
hidróxido é convertido à Co(OH)2, de cor rosa. 
Co2+ + NO3- + OH- → Co(OH)NO3(s) azul 
 
2. O Co(OH)2 exposto ao ar oxida lentamente à Co(OH)3 de cor marrom escura, havendo então 
nova mudança de cor. 
 
3. Os hidróxidos de Fe2+ e Mn2+ também mudam de cor com o tempo, devido a oxidação à 
Fe(OH)3 e MnO(OH)2. O Mn(OH)2 de cor branca passa a MnO(OH) 2 de cor marrom. 
 
4. Com excesso de reativo NaOH: 
 O precipitado verde acinzentado de Cr(OH)3 dissolve-se quando há excesso de NaOH, 
devido a formação do tetrahidroxicromiato (cromito), Cr(OH)4-. 
 
Cr(OH)3(s) + OH- ↔ Cr(OH)4- 
 
Fervendo a solução, ocorre hidrólise e o crômio precipita quase que totalmente como hidróxido 
de cromo III. A reprecipitação pode ser feita também pela adição de ácido clorídrico diluído e o 
precipitado de Cr(OH)3 formado é solúvel em excesso de ácidos. 
 
 O precipitado branco gelatinoso de Al(OH)3 é solúvel no excesso de reativo NaOH devido 
a formação do íon complexo aluminato, Al(OH)4-, também se dissolve em ácidos. 
 
Al(OH)3(s) + OH- ↔ Al(OH)4- 
 
 O precipitado branco de Zn(OH)2 é solúvel no excesso de reativo (NaOH) e em ácidos 
diluídos. 
 
Zn(OH)2(s) + OH- ↔ Zn(OH)4- 
 
2. Reação com NH4OH 
Em tubos de ensaio separados, adicione 3 gotas de solução 0,2 mol/L de M(NO3)2 (M2+= Ni2+, 
Co2+, Fe2+, Mn2+, Zn2+) e M(NO3)3 (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) e adicione lentamente (gota a gota) a 
 
 Química Analítica Experimental 
solução de hidróxido de amônio 4,0 mol\L até formação do precipitado. Observe e anote as cores 
dos precipitados formados. 
Continue adicionando NH4OH aos precipitados formados e observe os casos em que há 
dissolução dos precipitados, no excesso deste reagente. 
 
3. Reação com NH4OH em presença de NH4Cl (efeito do íon comum) 
Coloque em tubos de ensaio 2 gotas de M(NO3)2 (M2+= Ni2+, Co2+, Fe2+, Mn2+, Zn2+) e M(NO3)3 
(M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+)0,2 mol/L, cinco gotas de NH4Cl 2,0 mol\L e adicione NH4OH 4,0 mol\L às 
gotas até o meio se tornar alcalino. Observar os casos em que ocorre a formação de precipitados. 
Nestas condições deverão precipitar apenas o Fe3+, Al3+ e Cr3+. Explique. 
 
5. Reação com sulfeto de amônio 
Como as propriedades básicas dos hidróxidos do grupo III são fracas, os sais correspondentes 
devem ser mais ou menos fortemente hidrolisados. 
Ex. 
Fe3+ + (x+y)H2O ↔ Fe(OH)3xH2O(s) + H3O+ 
 Al3+ + (x+y)H2O ↔ Al(OH)3xH2O(s) + H3O+ 
Os dados da tabela na questão 3 mostram o valor de pH no qual se inicia a precipitação dos 
hidróxidos em soluções dos seus sais, isto pode dar uma ideia aproximada da ordem de 
grandeza do pH das soluções dos sais do grupo III. Em outras palavras, para preparar a solução 
do sal e impedir uma hidrólise que possa conduzir à formação de precipitados de sais básicos 
ou de hidróxidos, quando se pretende conservar as soluções, adicionam-se ácido forte (HCl, 
HNO3 ou H2SO4). Por ex. pelo fato de que a precipitação de Fe(OH)3 numa solução de FeCl3 
0,01 mol/L começa em pH 2,2, pode-se concluir que o pH desta solução deve ser inferior a 2,2. 
 
A precipitação completa do sulfeto de manganês (Kps=7,0 x 10-16), que é o sulfeto mais solúvel 
dos elementos do grupo III, se dá em pH em torno de 6,0. Portanto, para efetuar a separação 
dos cátions do grupo III do grupo II, pela precipitação na forma de sulfeto, o pH do meio deve 
estar neutro ou levemente alcalino. O simples ajuste de pH com solução alcalina (p. ex. NaOH) 
faria os cátions precipitarem na forma de hidróxido. A adição de uma solução tampão 
NH4OH/NH4Cl (pH=9,2) evita a precipitação dos hidróxidos, exceto do Fe(OH)3, Al(OH)3 e Cr(OH) 
3, isto ocorre, devido ao efeito do íon comum NH4+ e também devido a formação de complexos 
Amin (ou amino) solúveis. 
 
Zn2+ + 4NH3 ↔ Zn(NH3)42+ 
 
Fontes de íons sulfetos: NaS, FeS, (NH4)2S ou CH3CSNH2 
 
NaS ou (NH4)2S → são solúveis em água, já o FeS (pirita) é insolúvel em água. No laboratório, 
obtém-se o sulfeto de hidrogênio (H2S) tratando-se o sulfeto de ferro(II)com o ácido clorídrico. 
 
FeS + 2HCl ↔ FeCl2 + H2S↑ 
 
Faz-se borbulhar o H2S na solução da amostra: 
 
H2S + H2O ↔ HS- + H3O+ Ka1 = 8,9 x 10-8 
HS- + H2O ↔ S- + H3O+ Ka2= 1,3 x 10-13 
 
 
 Química Analítica Experimental 
 
A tioacetamida produz íons S2- em meio alcalino de acordo com a equação: 
 
CH3CSNH2 + 3OH- ↔ CH3COO- + NH3 + S2- + H2O 
 
Coloque em tubos de ensaio 3 gotas de M2+= Ni2+, Co2+, Fe2+, Mn2+, Zn2+) e M(NO3) 3, (M3+ = 
Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2 mol/L, 15 gotas de NH4Cl 2,0 mol/L e adicione NH4OH 6 mol/L à solução até 
o meio ficar ligeiramente alcalino e juntar uma gota em excesso. Adicione em seguida solução 
de sulfeto de amônio ou tioacetamida, tampar os tubos e aquece-los em banho Maria. Quanto à 
cor, os sulfetos FeS, CoS e NiS são de cor negra, o MnS é de cor rosa e o ZnS é de cor branca. 
 
Ni2+ + S2- ↔ NiS(s) 
 
O Al3+, Fe3+ e Cr3+, precipitam como Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH) 3 e não Al2S3, Fe2S2, Cr2S3. O íon 
S2- hidrolisa-se fortemente em meio aquoso formando OH-. A solução contém uma concentração 
de OH- suficientemente grande para exceder o produto de solubilidade dos Al(OH)3, Fe(OH)3 e 
Cr(OH)3 que então precipitam. Conforme reações abaixo: 
S2- + 2H2O ↔ H2S + 2OH- (x3) 
Al3+ + 3OH- ↔ Al(OH)3(s) (x2) 
____________________________________. 
2Al3+ + 3S2- + 6H2O ↔ 2Al(OH)3(s) + 3H2S 
 
Trate os precipitados (sulfetos e hidróxidos) formados com ácido clorídrico 1 mol/L. Agitar 
cerca de dois três minutos e observar os casos em que há dissolução do precipitado. 
 
MS(s) + 2H+ ↔ Zn2+ + H2S 
 
Os sulfetos de NiS e CoS, são insolúveis em HCl diluído, mas dissolvem-se em solução diluída 
HNO3 a quente. 
 
NiS + 2NO3- + 4H+ ↔ Ni2+ + 2NO2↑ + 2H2O + S↓ 
 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS do GRUPO III 
 
- Reações do cátion Ni2+ 
 
1. Reação com dimetilglioxima 
 
Em um tubo de ensaio, coloque 3 gotas da solução a analisar, adicione gotas de solução 
alcoólica de dimetilglioxima e a seguir gotas de hidróxido de amônio 4,0 mol\L ou acetato de 
sódio 2,0 mol\L. Haverá formação de um precipitado vermelho de dimetilglioximato de níquel. A 
precipitação pode ser acelerada por aquecimento, principalmente quando se trata de soluções 
diluídas. 
 
Observação: A dimetilglioxima forma em meio amoniacal, dimetilglioximato de níquel (DMG-Ni). 
Em soluções ácidas, a reação não se processa, pois a DMG é um ácido fraco e o complexo que 
se forma é decomposto pelo ácido. Deve-se evitar um excesso de hidróxido de amônio, pois isto 
 
 Química Analítica Experimental 
contribui para a formação do complexo amoniacal de níquel. Esta reação sofre interferência de 
íons Fe II, bismuto e cobalto quando presentes em quantidades superiores ao níquel. 
 
- Reações do Cátion Co2+ 
 
1. Reação com tiocianato de amônio 
 
Coloque 10 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio e adicione alguns cristais de 
tiocianato de amônio 1 mol/L e 10 gotas de álcool amílico. A coloração azul que aparece na fase 
alcoólica deve-se ao íon cobaltotiocianato. 
 
Co2+ + 4 SCN- ↔ [Co(SCN)4]2- 
 
Observação: Esta reação sofre interferência do íon ferro III que forma um complexo de cor 
vermelha com tiocianato de amônio. Quando isto ocorre, podemos identificar o íon cobalto 
adicionando à solução fluoreto de sódio, que forma com o íon ferro III um complexo bastante 
estável de [FeF6]3-. 
 
2. Reação com nitrito de sódio 
 
Em um tubo de ensaio coloque cerca de 10 gotas da solução a analisar, adicione gotas de ácido 
acético (o meio deve ser levemente ácido) e a seguir 10 gotas de solução saturada de nitrito de 
sódio, e 10 a 20 gotas de cloreto de potássio. Haverá formação de um precipitado amarelo de 
cobaltonitrito. Em solução diluída a formação de precipitado é lenta, aparecendo somente após 
várias horas. 
 
Co2+ + NO3- ↔ Co3+ + NO + H2O 
Co3+ + 6NO2- ↔ [Co(NO2)6]3- 
 
- Reações do cátion Fe2+ 
 
1. Reação com Ferricianeto de potássio 
 
Em um tubo de ensaio, coloque 5 gotas da solução a analisar e adicione solução de ferricianeto 
de potássio 0,5 mol\L. Obtém-se um precipitado azul escuro de ferricianeto de ferro(II) ou azul 
de Turnbull que é decomposto por soluções de hidróxido sódio ou de potássio. 
 
3Fe2+ + 2 [Fe(CN)6]3- ↔ Fe3[Fe(CN)6]2 
 
Fe3[Fe(CN)6]2 + 6OH- ↔ 2[Fe(CN)63-] + 3Fe(OH)2 
 
 
- Reações do cátion Fe3+ 
 
1. Reação com ferrocianeto de potássio 
 
Coloque 5 gotas da solução em um tubo de ensaio e adicione solução de ferrocianeto de 
potássio. Haverá formação de um precipitado azul intenso de ferrocianeto férrico ou azul da 
 
 Química Analítica Experimental 
Prússia. O precipitado é insolúvel em ácido clorídrico diluído, porém solubiliza em ácido clorídrico 
concentrado, soluções de hidróxidos alcalinos ou quando adicionamos o agente precipitante em 
excesso. 
 
4 Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- ↔ Fe4[Fe(CN)6]3 
 
2. Reação com tiocianato de amônio 
 
Coloque em um tubo de ensaio, cerca de 10 gotas da amostra a analisar, adicione ácido clorídrico 
1,0 mol\L diluído e em seguida solução de tiocianato de amônio. O aparecimento de coloração 
vermelha intensa na solução indica a presença de ferro III. Se a concentração de íons Fe3+ é 
baixa, podemos adicionar um pouco de éter ou álcool amílico. 
 
Fe3+ + 6 SCN- ↔ [Fe(SCN)6]3- 
 
- Reações do Cátion Mn2+ 
 
1. Oxidação a permanganato com PbO2/HNO3 
Coloque em um tubo de ensaio 2 gotas da solução a analisar de Mn2+, adicione um pouco de 
dióxido de chumbo sólido e 10 a 20 gotas de ácido nítrico concentrado. Aqueça a mistura e após 
o aquecimento, deixe decantar o excesso de dióxido de chumbo. Aparecerá na fase líquida, 
coloração violeta, indicando a presença de manganês. 
 
A solução não deve conter redutores, particularmente íons Cl-. 
 
2Mn2+ + 5PbO2 + 4H+ ↔ 2Mn4- + 5Pb2+ + H2O 
 
2Mn4- + 16H+ + 10Cl- ↔ 2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2 
 
Observação: Deve-se evitar um excesso de solução de íons Mn2+, pois este pode reduzir o 
MnO4- formado, até MnO(OH)2. 
 
2MnO4- + 3Mn2+ + 7H2O ↔ 5MnO(OH)2 + 4H+ 
 
Esta reação pode ser efetuada também, utilizando bismutato de sódio com oxidante. Neste caso, 
a reação é efetuada a frio e um excesso de sal de manganês II não interfere na reação. 
Coloque uma gota da solução a analisar sobre uma placa de vidro, adicione 1 gota de ácido 
nítrico concentrado e uma pitada de bismutato de sódio. O aparecimento de coloração púrpura, 
indica a presença de ácido permangânico. 
 
14H+ ↔ 2MnO4- + Bi3+ + 7H2O 
 
2. Precipitação de MnO(OH)2 
 
Adicionar NaOH 4,0 mol/L a uma solução de 10 gotas de cloreto manganoso 1,0 mol/L até 
formação do Mn(OH)2 de cor branca. Esfriar a solução e adicionar algumas gotas de H2O2 3%, 
pouco a pouco, seguido de agitação. Aquecer cerca de 2 a 3 minutos depois que a evolução do 
 
 Química Analítica Experimental 
oxigênio cessar. A mudança de Mn(OH)2 para MnO(OH)2 de cor marrom pode ser representada 
por: 
4 Mn(OH)2(s) + 2H2O + O2 ↔ 4Mn(OH)3(s) 
2Mn(OH)3(s) + O2 → 2MnO(OH)2(s) + 2OH- 
 
- Reações do cátion Cr3+ 
 
1. Reação com H2O2/NaOH a quente 
 
Coloque 10 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio, adicione solução de hidróxido de 
sódio até dissolução do precipitado formado e formação do complexo solúvel, Cr(OH)4- . 
Adicione a seguir gotas de água oxigenada 3%. Aquecer à ebulição até o aparecimento da cor 
amarela devido a formação do íon CrO42-. 
 
2 Cr3+ + 6 OH- ↔ 2 Cr(OH)3 
2 Cr(OH)3 + 2 OH- 2 Cr(OH)4- 
2 Cr(OH)4- + 3 H2O2 + 2 OH- 2 CrO42- + 8 H2O 
 
A solução amarela obtida acima, adicione gotas de ácido sulfúrico 1,0 mol\L até o meio tornar-
se ácido (solução alaranjada) e adicione peróxido de hidrogênio. Ocorre formação de ácido 
percrômico, identificado pelo aparecimento de coloração azul intensa. Em solução aquosa, o 
ácido percrômico é muito instável, este se dissocia com formação de Cr3+ e a coloraçãoazul 
rapidamente se transforma em verde, podendo desaparecer. A adição de álcool amílico ou éter 
dietílico aumenta a estabilidade do ácido percrômico, e este passa para a camada destes 
solventes. 
 
Cr2O72- + 4H2O2 + 2H+ ↔ 2H2CrO6 + 3H2O 
 
- Reações do cátion Al3+ 
 
1. Reação com Alizarina 
 
Uma reação característica para a identificação de Al3+ é reagir o precipitado de hidróxido de 
alumínio com alizarina. Obtém-se uma laca vermelha, devido à formação de alizarinato de 
alumínio. Os íons Fe3+, Cr3+, Mn2+ e outros interferem na reação, mas isto pode ser evitado 
tratando a solução com ferrocianeto de potássio 0,5 mol/L. Para realizar esta reação, adicione 
algumas gotas de alizarina 1% no precipitado de hidróxido de alumínio obtido acima. A reação 
pode ser realizada sobre uma tira de papel filtro, colocando-se uma gota da solução a analisar e 
alizarina e expor a vapores de amônia. No caso de mascaramento da reação por íons 
interferentes, impregnar previamente o papel em solução de ferrocianeto de potássio. 
 
- Reações do cátion Zn2+ 
 
1. Reação com [Fe(CN)6]4- 
 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
hexacianoferrato II de potássio 0,5 mol/L. Haverá formação de um precipitado branco de 
 
 Química Analítica Experimental 
ferrocianeto de potássio e zinco, insolúvel em ácido clorídrico e solúvel em excesso de solução 
de hidróxido de sódio devido a formação do complexo tetrahidroxi-zincato. 
 
3 Zn2+ + 2 K+ + 2[Fe(CN)6]4- ↔ Zn3K2[Fe(CN)6]2 
 
 
2. Reação com ditizona 
 
Sobre uma tira de papel de filtro, coloque 1 gota de solução de um sal de zinco, e uma gota de 
solução de hidróxido de sódio. Contorne a mancha úmida formada com solução clorofórmica de 
ditizona 1%, utilizando para isto, um tubo capilar. Na presença de íons Zn2+, forma-se um anel 
característico de cor rósea. Na ausência deste íon a mancha torna-se amarela, própria da 
ditizona em meio alcalino. 
 
Reações de identificação do grupo III por via seca (Pérolas de Bórax). 
 
Aquecer a ponta do fio de platina ao rubro e tocar em pequena quantidade de bórax sólido, 
(tetraborato de sódio - Na2B4O7. 10H20), contido em um vidro de relógio. Aquecer o fio com os 
cristais que ficam aderidos, mantendo na chama do bico de Bunsen até a massa espumar. Retirar 
da chama e deixar o fio, contendo a pérola incolor de aspecto vítreo (Na2B4O7) na ponta esfriar. 
A seguir, tomar um pouco do precipitado (hidróxido do metal ou outro sal do metal) diretamente 
com a pérola e aquecer novamente na chama. Deixar fundir e depois retirar da chama e esfriar. 
Observe contra a luz a cor da pérola à quente e à frio. 
Alguns sais quando submetidos ao aquecimento em altas temperaturas, transformam-se nos 
seus respectivos óxidos que reagem com o bórax, formando os metaboratos correspondentes, 
que se dissolvem na massa, formando pérolas coloridas. 
 
3Na2B4O7 + 2Cr(OH)2 ↔ 2Cr(BO2)3 + 6NaBO2 + 3H2O 
 
SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO III 
 
 
 Química Analítica Experimental 
 
 
 
Pesquisar: 
- Alumínio: transformar o Al(OH)4- em Al(OH)3- para isto tome algumas gotas da solução e 
acidifique com HCl diluído e reprecipite o Al com sol. de NH4OH, agitar bem e aquecer co 
cuidado. A formação de um precipitado branco gelatinoso indica a presença de alumínio. 
Centrifugar e adicione alizarina → cor vermelha. 
- Zinco: colocar uma gota da solução sobre um papel de filtro e adicionar 1 gota de NaOH diluído 
+ ditizona – cor rosa indica presença de Zn. 
- Cromo: gotas da solução em análise + 2 gotas de H2O2 em meio alcalino(verificar) + álcool 
amílico + H2SO4(colocar um conta gotas de uma só vez) - coloração azul indica a presença de 
cromo. 
- Ferro: lavar o pptdo duas vezes com água destilada quente e desprezar o sobrenadante. 
Adicionar ao pptdo cerca de 3 gotas de HCl 6 mol/L e juntar 2 gotas de solução NH4SCN 1 mol/L. 
O aparecimento de uma cor vermelha devido ao complexo Fe(SCN)63- indica a presença de ferro. 
- Manganês: 2 gotas da solução em um vidro de relógio + 1 gota de HNO3 conc. e uma pitada de 
bismutato de sódio. A formação de cor purpura (ác. Permangânico) indica presença de 
manganês. 
- Cobalto: Tomar algumas gotas da solução (Co + Ni + Mn) e adicionar gotas de HCl diluído (só 
o necessário para desfazer o complexo) e adicionar cristais de NH4SCN e algumas gotas de 
álcool amílico. A formação do complexo azul na fase alcóolica indica a presença de cobalto. Obs. 
Fe+3 interfere formando um complexo vermelho com tiocianato (eliminar a interferência com 
NaF). 
 
 Química Analítica Experimental 
- Níquel tomar algumas gotas da solução, acidificar com sol de HCl até desfazer o complexo, 
adicionar algumas gotas de dimetilglioxima e então adicionar lentamente sol. de NH4OH até 
formação do complexo vermelho e insolúvel de dimetilglioximato de níquel. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUARTO GRUPO DE CÁTIONS (Ag+, Pb2+, Hg2+, Cu2+, Cd2+ e Bi3+) 
 
Tratamento de resíduos que serão gerados nesse grupo de cátions 
 
Unir os resíduos de PbSO4, PbCl2 identificando-os e guardando-os em frascos adequados. 
O resíduos [Cd(NH3)4]2+, [Cu(NH3)4]2+ e os derivados deles (testes) podem ser unidos. Deixar 
secar ao ar. Identificar e guardar em frasco adequado. 
Resíduos de prata podem seguir o esquema de tratamento da prata na APOSTILA DE QUÍMICA 
ANALÍTICA QUANTITATIVA. 
Quanto ao sobrenadante de cada resíduo, verificar o pH com papel tornassol, neutralizar, se 
necessário e em seguida descartar em pia após diluição e sob água corrente. 
Os resíduos de sulfeto podem ser armazenados e o sobrenadante descartado e pia. 
 
Questão 1 - Construa uma tabela com os valores de Kps para os cloretos dos metais do 
grupo IV. 
 
 
 Química Analítica Experimental 
Os cátions de metais do grupo IV apresentam como característica importante, o fato de seus 
sulfetos serem insolúveis em ácidos minerais diluídos, ao contrário dos sulfetos dos metais do 
grupo III que são solúveis nestes ácidos. Esta diferença de comportamento é usada para separar 
os íons deste grupo dos íons dos grupos anteriores. 
 
Os cátions do grupo IV são divididos em dois subgrupos: 
a) 1° subgrupo ou subgrupo da prata: Ag+2, Pb+2, precipitam com a adição de solução de HCl 
pois os cloretos destes elementos são pouco solúveis em água. O cloreto de chumbo é 
ligeiramente solúvel em água e, por isso, o chumbo nunca é completamente precipitado quando 
se adiciona ácido clorídrico diluído a amostra. Os íons chumbo restantes podem ser 
quantitativamente precipitados com ácido sulfúrico em meio ácido, ou com H2S, junto com os 
cátions do 2° subgrupo. 
 
b) 2° subgrupo: (o do cobre) compreende os cátions Cu2+, Cd2+ e Bi3+ e Pb2+, cujos cloretos são 
solúveis em água. Os sulfetos do subgrupo do cobre são insolúveis numa solução de hidróxido 
de sódio. 
 
 
Os valores de pH para início e precipitação completa dos metais dos grupos III e IV, 
mostra que é possível a separação dos dois grupos através do controle adequado da 
concentração de S2-, o que é feito indiretamente através do controle da concentração 
hidrogeniônica da solução. 
Um dos sulfetos mais solúveis do grupo IV é o CdS (PS = 3,6.10-29), pois dissolve-se não só em 
HNO3, mas também em soluções suficientemente concentradas de HCl. Assim, uma solução 1 
mol/L de HCl a quente dissolve quantidades apreciáveis de CdS, fato que pode ser usado para 
separar o Cd2+ do Cu2+. A dissolução de CdS em HCl é devida não só à combinação dos íons 
S2- com os íons H+ do ácido, mas também à formação do complexo [CdCl4]2-, o que provoca uma 
forte diminuição da concentração do íon Cd2+. Contrariamente ao CdS, o sulfeto de mercúrio (II), 
HgS, o menos solúvel de todos os sulfetos estudados (PS = 4.10-53), é insolúvel não só em HCl, 
mas também em HNO3. Para o dissolver, é necessárioutilizar um oxidante bem enérgico, como 
a água régia (mistura de 1 volume de HNO3 conc. com 3 volumes de HCl conc.), a quente: 
 
3 HgS + 2 HNO3 + 6 HCl ↔ 3HgCl2 + 3 S↓ + 4 H2O + 2 NO↑ 
 
Pode-se também dissolver HgS em HCl se, simultaneamente, se fixar os íons Hg2+ em um 
complexo muito estável de [HgI4]- (K = 5.10-31) por tratamento com uma solução de KI, a quente: 
 
HgS + 2 HCl + 4 KI ↔ K2[HgI4] + 2 KCl + H2S↑ 
 
REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DOS ÍONS DO GRUPO IV (SUBGRUPO DA PRATA 
- Ag+, Hg2+ e Pb2+) 
 
1. Reações com HCl diluído 
 
Coloque em tubos de ensaio distintos, 3 gotas de solução 0,2 mol/L de nitratos de Ag+, Pb2+ e 
adicione HCl 6 mol/L, gota a gota com agitação, até a precipitação ser completa. 
 
Ag+ + Cl- ↔ AgCl 
 
 Química Analítica Experimental 
 
O precipitado branco de AgCl é solúvel em hidróxido de amônio, devido à formação de um 
complexo solúvel incolor. Podemos reprecipitar AgCl adicionando ácido nítrico diluído. 
 
AgCl + 2 NH4OH Ag(NH3)2+ + 2 H2O + Cl- 
 
Com o íon Pb2+ ocorre formação de um precipitado branco, em forma de agulhas ou palhetas 
brilhantes de cloreto de chumbo. O precipitado é dissolvido se aquecermos a solução e 
reprecipitado pelo esfriamento da mesma. 
 
Pb2+ + 2Cl- ↔ PbCl2↓ 
 
 
3. Reações com sulfeto (na capela) 
 
Em tubos de ensaio separados, coloque 3 gotas de solução a analisar (Ag+, Pb2+) dilua com 2 
mL de água e adicione tioacetamida a solução 1,0 mol\L. Aqueça em banho maria e observe. Os 
precipitados de sulfeto de prata (preto) e sulfeto de chumbo (preto) são solúveis em HNO3 diluído 
a quente. 
 
2Ag+ + S2- ↔ Ag2S↓ 
3Ag2S + 9 H+ + 2NO3- ↔ 6 Ag+ + 2NO + 3S + 4H2O 
 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS DO GRUPO IV - SUBGRUPO DA PRATA 
 
a) Prata 
 
a.1. Reação da prata com NaOH 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas da solução a analisar e adicione solução de hidróxido de 
sódio. Haverá formação de um precipitado castanho escuro de óxido de prata, que dissolve-se 
com facilidade em NH4OH. 
 
2Ag+ + 2OH- ↔ Ag2O↓ + H2O 
 
a.2. Reação da prata com íon iodeto 
 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas da solução a analisar e adicione solução de iodeto de 
potássio 1,0 mol\L. Ocorre formação de um precipitado amarelo de iodeto de prata, insolúvel em 
solução de hidróxido de amônio. 
 
Ag+ + I- ↔ AgI↓ 
 
a.3. Reação da prata com cromato 
 
Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas da solução em análise e adicione solução de cromato 
de potássio 1,0 mol\L. Haverá formação de um precipitado vermelho-pardo de cromato de prata, 
solúvel em ácido nítrico e hidróxido de amônio e insolúvel em ácido acético. A reação deve ser 
efetuada em pH 7, pois em meio alcalino ocorre formação de óxido de prata: 
 
 Química Analítica Experimental 
 
2Ag+ + CrO42- ↔ Ag2CrO4↓ 
 
b. Chumbo 
 
b.1. Reação do chumbo com NaOH 
 
Em um tubo de ensaio, coloque a solução a analisar e adicione solução de hidróxido de sódio. 
Ocorre formação de um precipitado branco, solúvel em excesso de reativo. 
 
Pb2+ + 2OH- ↔ Pb(OH)2↓ 
Pb(OH)2 + 2OH- ↔ PbO22- + 2H2O 
 
Se utilizarmos solução de hidróxido de amônio em lugar de hidróxido de sódio, também haverá 
formação de hidróxido de chumbo, porém insolúvel em excesso de reagente. 
 
b.2. Reação do chumbo com iodeto 
 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas da solução a analisar. Adicione a seguir solução de iodeto 
de potássio 1 mol/L. Ocorre formação de um precipitado amarelo, que é moderadamente solúvel 
a quente. Após resfriamento da solução, o precipitado apresenta-se na forma de lâminas 
brilhantes de cor amarelo ouro. O precipitado é solúvel em excesso de reagente. 
 
Pb2+ + 2 I- ↔ PbI2↓ 
PbI2 + 2KI ↔ K2(PbI4) 
 
 
 
b.3. Reação do chumbo com CrO42- 
 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas da solução a analisar e adicione solução de cromato de 
potássio. Ocorre formação de um precipitado amarelo, facilmente solúvel em soluções de álcalis 
cáusticos. 
 
Pb2+ + CrO42- ↔ PbCrO4↓ 
PbCrO4 + 4OH- ↔ PbO22- + CrO42- + 2H2O 
 
Prova da chama: os sais de chumbo emprestam à chama uma coloração azul pálida. 
 
REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DO SUBGRUPO DO COBRE (Cu2+, Pb2+, Cd2+ e Bi3+) 
 
1. Reação com sulfeto 
 
Coloque em tubos de ensaio separados 3 gotas das soluções de nitratos 0,5 mol L-1, de Cu2+, 
Pb2+, Cd2+ e Bi3+ e diluir com água até o volume de 2,0 mL. Adicione gotas de ácido clorídrico 
diluído, passando a seguir uma corrente de gás sulfídrico através da solução ou 0,5 mL de 
solução de tioacetamida 1 mol/L. Tampar os tubos e aquece-los em banho maria. Observe a cor 
do precipitado formado. 
 
 Química Analítica Experimental 
Cores dos sulfetos: PbS (preto), CuS (preto); CdS (amarelo), Bi2S3 (marrom). 
 
Observações: 
 Precipitado preto de sulfeto de cobre II é facilmente solúvel em solução de ácido nítrico 
diluído à quente. 
 
Cu2+ + S2- ↔ CuS↓ 
CuS + 8H+ + 2NO3- ↔ 3Cu2+ + S + 2NO + 4H2O 
 
 sulfeto de mercúrio é solúvel apenas em água régia (1 parte de HNO3 conc. para 3 partes 
de HClconc.) 
 Os precipitados de CdS (amarelo) Bi2S3 (marrom) são solúveis em ácido nítrico diluído à 
quente e em ácido clorídrico concentrado. 
 
Cd2+ + H2S ↔ CdS↓ + 2H+ 
CdS + 8H+ + 2NO3- ↔ Cd2+ + 3S + 2NO + 4H2O 
CdS + 6HCl ↔ [CdCl4]2- + H2S + 2Cl- 
 
2. Reação com NH4OH - Coloque em tubos de ensaio separados 3 gotas de nitrato 0,5 mol L-1 
de Cu2+, Pb2+, Cd2+ e Bi3+ e 5 gotas de água e adicione lentamente, gota a gota a solução de 
NH4OH 4 mol/L até formação do precipitado. Com exceção do Cu(OH)2 que é azul, os demais 
precipitados são brancos. 
 
Cu2+ + 2 NH4OH ↔ Cu(OH)2(s) + 2 NH4+ 
Bi3+ + 3 NH4OH ↔ Bi(OH)3(s) + 3 NH4+ 
Pb2+ + 2 NH4OH ↔ Pb(OH) 2(s) + 2 NH4+ 
Cd2+ + 2 NH4OH ↔ Cd(OH) 2(s) + 2 NH4+ 
Continue adicionando solução de NH4OH, os hidróxidos de Cobre e cádmio deverão dissolver-
se no excesso do reagente com formação dos complexos Cu(NH3)42+ que apresenta coloração 
azul intensa e Cd(NH3)42+ que é incolor. 
 
3. Reação com sulfato de Amônio – Coloque em tubos de ensaio separados 2 gotas de nitrato 
de Cu2+, Pb2+, Cd2+ e Bi3+ e 5 gotas de água e adicione lentamente a solução de (NH4)2SO4 2,5 
mol/L. Deixe em repouso cerca de 2 minutos e centrifugar no caso em que houver formação de 
precipitado. Somente o íon Pb2+ deverá precipitar neste meio. Tratar o precipitado de PbSO4 com 
10 gotas de acetato de amônio e aquecer em banho-maria. Deverá haver dissolução do 
precipitado devido a formação do complexo Pb(Ac)42- que é muito estável. 
 
 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DO SUBGRUPO DO COBRE (Cu2+, Cd2+ e Bi3+) 
 
a) cobre 
 
a.1. Reação do cobre com ferrocianeto de potássio 
Coloque em um tubo de ensaio 2 gotas da solução em análise e adicione solução de ferrocianeto 
de potássio 0,5 mol/L. Ocorre formação de um precipitado castanho avermelhado de 
hexacianoferrato II de cobre, solúvel em hidróxido de amônio e álcalis cáustico. 
 
 Química Analítica Experimental 
 
Cu2+ + Fe(CN)64- ↔ Cu2[Fe(CN)6]↓ 
Cu2[Fe(CN)6] + 4OH- ↔ 2Cu(OH)2 + [Fe(CN)6]4- 
 
a.2.Reação do cobre com amônia 
 
Como já foi vista nas reações de separação o Cu2+ quando tratado com excesso de amônia 
obtém-se uma solução de coloração azul intensa devido a formação do complexo Cu(NH3)42+. 
Esta coloração azul é geralmente usada para identificar íons cobre. 
 
a.3. Reação do cobre com iodeto 
 
Coloque em um tubo de ensaio 2 gotas da solução a analisar e adicione solução de iodeto de 
potássio 1 mol/L. Ocorre formação de um precipitado branco de iodeto de cobre (I) e separação 
do iodo. 
 
2Cu2+ + 5 I- ↔ 2 CuI↓ + I3- 
 
Adicionando-se um excesso de tiossulfato de sódio, os íons triiodeto são reduzidos a íons iodeto 
incolores e a coloração branca do precipitado torna-se visível. A redução com tiossulfato produz 
íons tetrationato: 
 
I3- + 2S2O32- ↔ 3I- + S4O62- 
 
As reações são utilizadas na análise quantitativa