Procedimentos Experimentais em Química II

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QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS PARA A DISCIPLINA QUÍMICA EXPERIMENTAL II 
 
 
 
 
 
Bibliografias Indicadas 
RUSSELL, John Blair. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Makron Books, 1994. 2 v. 
VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. 5. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 665 p. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Elton Mendes, Msc. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
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SUMÁRIO 
 
1 CAPACIDADE TÉRMICA DO CALORÍMETRO – CALORIMETRIA ........................................ 5 
1.1 Determinação da capacidade térmica do calorímetro ............................................ 6 
1.2 Procedimento .......................................................................................................... 7 
2 DETERMINAÇÃO DO CALOR DE DISSOLUÇÃO ................................................................ 9 
2.1 Procedimento .......................................................................................................... 9 
3 DETERMINAÇÃO DO CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO ........................................................ 11 
3.1 Procedimento ........................................................................................................ 12 
4 REAÇÕES POR VIA SECA ............................................................................................... 13 
4.1 Ensaios de chama .................................................................................................. 13 
4.2 Procedimento ........................................................................................................ 14 
4.2.1 Iniciando os ensaios com chama ..................................................................... 14 
4.2.2 Ensaio da pérola de bórax ............................................................................... 15 
4.2.3 Ensaio da pérola de carbonato de sódio. ......................................................... 16 
4.3 Relatório................................................................................................................ 16 
5 ESTUDO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO ................................................................. 17 
5.1 Procedimentos ...................................................................................................... 17 
5.1.1 Medida do tempo de uma reação ................................................................... 17 
5.1.2 Efeito da concentração ................................................................................... 17 
5.1.3 Efeito do catalisador ....................................................................................... 18 
5.1.4 Efeito da temperatura ..................................................................................... 18 
6 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO I: CHUMBO (II), MERCÚRIO (I) E PRATA (I). ......... 19 
6.1 Reações por via úmida .......................................................................................... 19 
6.2 Classificação dos cátions em grupos analíticos ..................................................... 19 
6.3 Primeiro grupo de cátions: Chumbo (II), Mercúrio (I) e Prata (I) ........................... 20 
 
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3 
6.4 Procedimento ........................................................................................................ 20 
6.4.1 Experimento 1 ................................................................................................. 20 
6.4.2 Experimento 2 ................................................................................................. 20 
6.4.3 Experimento 3 ................................................................................................. 21 
6.4.4 Experimento 4 ................................................................................................. 21 
6.5 Relatório................................................................................................................ 21 
7 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO II – CLASSIFICAÇÃO .............................................. 22 
7.1 Segundo grupo de cátions: Mercúrio (II), Bismuto (III), Cobre (II), Cádmio(II), 
Arsênio (III) e (V), Antimônio (III) e (V), Estanho (II) e (IV) ............................................... 22 
7.2 Procedimento ........................................................................................................ 22 
7.3 Relatório................................................................................................................ 23 
8 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO II – CARACTERIZAÇÃO .......................................... 24 
8.1 Procedimento ........................................................................................................ 24 
8.1.1 Reações dos íons mercúrio (II) ......................................................................... 24 
8.1.2 Reações dos íons bismuto (III) ......................................................................... 24 
8.1.3 Reações dos íons cobre (II) .............................................................................. 25 
8.1.4 Reações dos íons cádmio (II) ........................................................................... 25 
8.1.5 Reações dos íons antimônio (III) ...................................................................... 26 
8.1.6 Reações dos íons estanho (II) .......................................................................... 27 
8.2 Relatório................................................................................................................ 27 
9 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO III ......................................................................... 28 
9.1 Terceiro grupo de cátions: Ferro (II) e (III), Alumínio, Cromo (III) e (IV), Níquel, 
Cobalto, Manganês (II) e (VII), Zinco ................................................................................ 28 
9.2 Procedimento ........................................................................................................ 28 
9.2.1 Reações dos íons ferro (III) .............................................................................. 28 
9.2.2 Reações dos íons alumínio (III) ........................................................................ 29 
 
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4 
9.2.3 Reações dos íons cromo (III) ............................................................................ 29 
9.2.4 Reações dos íons cobalto (II) ........................................................................... 30 
9.2.5 Reações dos íons níquel (II) ............................................................................. 31 
9.2.6 Reações dos íons zinco (II) ............................................................................... 31 
9.3 Relatório................................................................................................................ 32 
10 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO IV ..................................................................... 33 
10.1 Quarto grupo de cátions: Bário, Estrôncio e Cálcio ............................................... 33 
10.2 Procedimento ........................................................................................................ 33 
10.2.1 Reações dos íons bário (II) ............................................................................... 33 
10.2.2 Reações dos íons estrôncio (II) ........................................................................ 34 
10.2.3 Reações dos íons cálcio (II) .............................................................................. 35 
10.3 Relatório................................................................................................................ 36 
11 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO V ...................................................................... 37 
11.1 Quinto grupo de cátions: Magnésio, Sódio, Potássio e Amônio ............................ 37 
11.2 Procedimento ........................................................................................................37 
11.2.1 Reações dos íons magnésio (II) ........................................................................ 37 
11.2.2 Reações dos íons potássio (I) ........................................................................... 38 
11.2.3 Reações dos íons amônio (I) ............................................................................ 38 
11.3 Relatório................................................................................................................ 39 
12 REAÇÕES DOS ÂNIONS I ............................................................................................ 40 
12.1 Classificação dos ânions ........................................................................................ 40 
12.2 Procedimento ........................................................................................................ 41 
12.2.1 Reações dos íons carbonato, CO3
2- .................................................................. 41 
12.2.2 Reações dos íons sulfito, SO3
2- ......................................................................... 42 
12.2.3 Reações dos íons nitrito, NO2
- ......................................................................... 43 
12.3 Relatório................................................................................................................ 43 
 
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13 REAÇÕES DOS ÂNIONS II ........................................................................................... 44 
13.1 Procedimento ........................................................................................................ 44 
13.1.1 Reações dos íons cloreto, Cl- ............................................................................ 44 
13.1.2 Reações dos íons brometo, Br-......................................................................... 45 
13.1.3 Reações dos íons iodeto, I- .............................................................................. 45 
13.2 Relatório................................................................................................................ 46 
14 REAÇÕES DOS ÂNIONS III .......................................................................................... 47 
14.1 Procedimento ........................................................................................................ 47 
14.1.1 Reações dos íons nitrato, NO3
- ........................................................................ 47 
14.1.2 Reações dos íons sulfato, SO4
2- ........................................................................ 47 
14.1.3 Reações dos íons cromato, CrO4
2- .................................................................... 48 
14.1.4 Reações dos íons permanganato, MnO4
- ......................................................... 48 
14.2 Relatório................................................................................................................ 49 
 
 
 
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1 CAPACIDADE TÉRMICA DO CALORÍMETRO – CALORIMETRIA 
 
Capacidade térmica – Fornecendo a mesma quantidade de calor para uma massa 
(m) de água e para outra massa três vezes maior de água, (3m), observa-se 
experimentalmente que, para que tenham a mesma variação de temperatura, é necessário 
fornecer uma quantidade de calor três vezes maior para a de massa 3m que para a de massa 
m. Temos, portanto, que a quantidade de calor é diretamente proporcional à variação de 
temperatura. A constante de proporcionalidade entre a quantidade de calor e a variação de 
temperatura é denominada capacidade térmica. 
𝑄 = 𝑚 ∙ 𝑐 ∙ ∆𝑇 (1.1) 
𝑄 = 𝐶 ∙ ∆𝑇 (1.2) 
Onde: 
Q = quantidade de calor 
m = massa da substância 
c = calor específico 
C = capacidade térmica 
ΔT = T – T0 = variação da temperatura 
A capacidade térmica mede a quantidade de calor necessária para que haja uma 
variação de 1 ºC na temperatura, e está relacionada diretamente com a massa do corpo. 
 
Unidade de capacidade térmica – cal/ºC. No SI, J/K 
 
Obs.: Calor específico da água = 1 cal/(g.ºC) 
 
1.1 Determinação da capacidade térmica do calorímetro 
Para determinar a capacidade térmica do calorímetro será utilizado o método das 
misturas. Neste método, aquecendo uma quantidade de água a uma temperatura maior que 
a da água contida no calorímetro que está, por exemplo, à temperatura ambiente, quando 
elas são misturadas no calorímetro, a água que está a uma temperatura maior irá ceder 
calor à água e ao calorímetro que estão a uma temperatura menor. Pelo princípio da 
conservação de energia, temos: 
 
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𝑄𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 = 𝑄𝑟𝑒𝑐𝑒𝑏𝑖𝑑𝑜 (1.3) 
Como o calor cedido é negativo, podemos reescrever a Eq. 1.2 da seguinte forma: 
𝑄𝑐𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 + 𝑄𝑟𝑒𝑐𝑒𝑏𝑖𝑑𝑜 = 0 (1.4) 
 𝑄 = 0 (1.5) 
Substituindo as equações 1.1 e 1.2 na Eq. 1.5, para o método que utiliza água, 
temos: 
𝑚á𝑔𝑢𝑎 1. 𝑐á𝑔𝑢𝑎 . 𝑇𝑓 − 𝑇1 + 𝑚á𝑔𝑢𝑎 2. 𝑐á𝑔𝑢𝑎 . 𝑇𝑓 − 𝑇2 + 𝐶𝑐𝑎𝑙 . 𝑇𝑓 − 𝑇2 = 0 (1.6) 
Onde: 
Ccal = capacidade térmica do calorímetro 
mágua 1 = massa da água aquecida 
mágua 2 = massa da água contida no calorímetro 
cágua = calor específico da água 
T1, = temperatura inicial da água quente 
T2 = temperatura da água fria e do calorímetro – temperatura ambiente 
Tf = temperatura de equilíbrio do sistema. 
 
1.2 Procedimento 
- Calibrar o termômetro para uso posterior. 
- Usar água em ebulição (destilada) e gelo em fusão para determinar os pontos de fusão e 
ebulição da água (0 e 100 ºC respectivamente). 
Obs.: a água em ebulição e o gelo servem para todas as equipes. 
- Realizar uma interpolação com a escala Celsius para corrigir possíveis erros na medida do 
termômetro. 
- Pesar um béquer vazio. 
- Encher o calorímetro com água da torneira. 
- Transferir toda a água contida no calorímetro para o béquer pesado e pesar novamente o 
sistema (béquer mais água). 
- Transferir novamente para o calorímetro aproximadamente 30% da água contida no 
béquer e pesar o sistema béquer mais água novamente. 
- Medir a temperatura da água contida no calorímetro – T2 
 
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- Aquecer o sistema béquer mais água com o bico de Bünsen até uma temperatura de 
aproximadamente 50 ºC e anotar a temperatura – T1 
- Colocar toda a água aquecida dentro do calorímetro e fechar o mesmo. 
- Resfriar o termômetro em água corrente e introduzi-lo no calorímetro. 
- Agitar o sistema até a temperatura permanecer constante (Tf.), isto é, até atingir o 
equilíbrio térmico. 
- Utilizar os valores das massas de água e das temperaturas T1, T2 e Tf na Eq. 1.6 para 
determinar a capacidade térmica do calorímetro Ccal. 
- Repetir o procedimento três vezes e determinar o valor da média e do desvio padrão da 
capacidade térmica do calorímetro. 
Tabela 1.1 – Dados experimentais. 
Experimento mágua 1 (g) mágua 2 (g) T1 (ºC) T2 (ºC) Tf (ºC) Ccal (cal/ºC) 
1 
2 
3 
Média 
 
 
 
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2 DETERMINAÇÃO DO CALOR DE DISSOLUÇÃO 
 
Em química, dissolução é o ato de misturar um soluto em um solvente. Uma 
quantidade de energia é transferida na forma de calor quando um soluto dissolve 
completamente em um solvente. A variação de calor observada na dissolução de 1 mol de 
substância em solvente suficiente para se considerar a solução como diluída é chamada calor 
de dissolução. A adição de mais solvente ao sistema não altera o estado térmico do mesmo. 
O termômetro corrigido e o calorímetro com capacidade térmica definida na Aula 1 
– Capacidade Térmica do Calorímetro – serão utilizados para determinar o calor de 
dissolução do hidróxido de sódio (NaOH) em água na preparação de uma solução 1 mol/L de 
NaOH. 
𝑀 =
𝑚1
𝑀𝑜𝑙1 ∙ 𝑉
 (2.1) 
Onde: 
M = concentração molar de NaOH 
m1 = massa de soluto (NaOH) 
Mol1 = massa molecular do soluto (NaOH) 
V = volume da solução em litros 
O calor cedidopela dissolução da base é igual ao calor recebido pela água e pelo 
calorímetro. Dessa forma temos: 
𝑄𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜 𝑙𝑢çã𝑜 + 𝑄á𝑔𝑢𝑎 + 𝑄𝑐𝑎𝑙 = 0 (2.2) 
𝑄𝑑𝑖𝑠𝑠𝑜𝑙𝑢 çã𝑜 + 𝑚á𝑔𝑢𝑎 . 𝑐á𝑔𝑢𝑎 . 𝑇2 − 𝑇1 + 𝐶𝑐𝑎𝑙 . 𝑇2 − 𝑇1 = 0 (2.3) 
Onde: 
Qdissolução = ΔHdissolução = variação de entalpia (transferência de calor à pressão constante) 
T2 = temperatura máxima atingida na dissolução 
T1 = temperatura de equilíbrio para a água e o calorímetro – temperatura ambiente 
 
2.1 Procedimento 
- Pesar aproximadamente 500 mL de água deionizada em um béquer (anotar o volume e a 
massa). 
- Transferir a água contida no béquer para o calorímetro com capacidade térmica conhecida. 
- Aguardar o sistema calorímetro + água atingir o equilíbrio térmico e medir a temperatura. 
 
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- Pesar uma massa de hidróxido de sódio suficiente para desenvolver uma solução 1 mol/L 
com a quantidade de água contida no calorímetro. 
- Adicionar o hidróxido de sódio na água contida no calorímetro, agitando suavemente o 
sistema, até que a dissolução se complete. 
- Medir a maior temperatura alcançada durante a dissolução de NaOH. 
- A solução de NaOH não deve ser descartada – será utilizada para determinar do calor de 
neutralização posteriormente. 
- Lavar o calorímetro e esperar que ele atinja o equilíbrio térmico com a temperatura 
ambiente. 
- Repetir o procedimento para a ureia. 
- Utilizar os valores da massa de água, da capacidade térmica do calorímetro e das 
temperaturas T1 e T2 para determinar o calor de dissolução. 
 
 
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3 DETERMINAÇÃO DO CALOR DE NEUTRALIZAÇÃO 
 
Quando uma reação química ocorre há uma troca de energia na forma de calor 
entre o sistema em reação e o meio. Se esta energia for liberada pela reação química, o 
processo é dito exotérmico. Caso a reação química ocorra com a absorção de calor da 
vizinhança, o processo é dito endotérmico. 
Reação de neutralização é uma reação química que ocorre entre um ácido e uma 
base, tendo sal e água como produtos. O calor/entalpia resultante desta reação é 
denominado calor de neutralização. 
O termômetro corrigido e o calorímetro com capacidade térmica definida na Aula 1 
– Capacidade Térmica do Calorímetro – e a solução 1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH) 
preparada na Aula 2 – Determinação do Calor de Dissolução – serão utilizados para 
determinar o calor da reação de neutralização entre o ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de 
sódio. 
HCl(g) + NaOH(s) → NaCl(s) + H2O(l) 
A relação quantitativa entre HCl e NaOH é dada pelos coeficientes estequiométricos 
da reação. Esta relação é dada em quantidade de matéria – mol. 
Para preparar uma solução de HCl 1 mol/L é necessário diluir uma quantidade de 
HCl concentrado, de acordo com a Eq. 3.1. 
𝑀1 ∙ 𝑉1 = 𝑀2 ∙ 𝑉2 (3.1) 
Onde: 
M1 = concentração molar de HCl concentrado 
V1 = volume de HCl concentrado a ser utilizado no preparo da solução 
M2 = concentração do HCl diluído – 1 mol/L neste caso 
V2 = volume do balão volumétrico utilizado na diluição – volume final da solução 
O calor de neutralização é igual ao calor recebido pelo calorímetro somado com o 
calor recebido pelos produtos de reação (sal e água). Dessa forma temos: 
𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎 çã𝑜 + 𝑄𝐶𝑎𝑙 + 𝑄𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 = 0 (3.2) 
𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎 çã𝑜 + 𝐶𝑐𝑎𝑙 . 𝑇2 − 𝑇1 + 𝑚𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 ∙ 𝑐𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 . 𝑇2 − 𝑇1 = 0 (3.3) 
Onde: 
T2 = temperatura máxima atingida na reação 
 
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T1 = temperatura de equilíbrio para a solução de NaOH e o calorímetro – temperatura 
ambiente 
Como as soluções estão bastante diluídas – 𝑐𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 ≅ 1 cal/(g.ºC) 
Para obter o calor de reação por mol de reagente utilizado, utiliza-se a Eq. 3.4. 
𝑄𝑚𝑜𝑙 𝑎𝑟 =
𝑄𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎𝑙𝑖𝑧𝑎 çã𝑜
𝑛
 
(3.4) 
Onde n é o número de mols do reagente limitante, obtido pela Eq. 3.5. 
𝑀 =
𝑛
𝑉
 (3.5) 
Sendo: 
M = concentração molar de reagente 
V = volume da solução 
 
3.1 Procedimento 
- Pesar aproximadamente 300 mL de solução 1 mol/L de NaOH em um béquer (anotar o 
volume e a massa). 
- Transferir a solução contida no béquer para o calorímetro com capacidade térmica 
conhecida. 
- Aguardar o sistema calorímetro + solução NaOH atingir o equilíbrio térmico e medir a 
temperatura. 
- Preparar 300 mL de uma solução 1 mol/L de HCl em um balão volumétrico – A massa de 
HCl utilizada na reação deve ser igual a de NaOH. 
- Aguardar que a temperatura da solução de HCl estabilize, anotar a temperatura e transferir 
a solução para o calorímetro. 
- Agitar suavemente o sistema com o termômetro e medir a temperatura máxima obtida. 
- Determinar o calor molar de neutralização – cal/mol. 
- Repetir a operação para confirmar os valores. 
 
 
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4 REAÇÕES POR VIA SECA 
 
Diversos ensaios úteis podem ser conduzidos por via seca, ou seja, sem dissolver a 
amostra. 
 
4.1 Ensaios de chama 
A fim de compreender melhor as operações envolvidas nos ensaios de coloração de 
chama e os testes com pérolas a serem realizados nesta prática, é necessário o 
conhecimento da chama não luminosa do bico de Bünsen. A região ADB é constituída 
basicamente por gás não queimado com uma ponta luminosa D (visível quando os orifícios 
de ar estiverem ligeiramente fechados). O manto externo ACBD é a região onde acontece a 
combustão completa do gás. A menor temperatura obtida se encontra na base da chama, 
representada por (a), enquanto que a zona mais quente é representada por (b). Esta última 
é a região utilizada para fundir materiais. 
 
 
Fig 1 – Representação esquemática da chama do bico de Bünsen. 
Fonte: VOGEL, Arthur Israel. Química analítica qualitativa. 5.ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. p. 156. 
 
Os compostos de certos metais são volatilizados na chama não-luminosa de Bünsen, 
comunicando-lhe cores características. Os cloretos estão entre os compostos mais voláteis e 
 
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estes são preparados in situ, misturando o composto com um pouco de ácido clorídrico 
concentrado, antes de efetuar os ensaios. 
 
4.2 Procedimento 
4.2.1 Iniciando os ensaios com chama 
- Colocar em um béquer pequeno um pouco de ácido clorídrico 6 mol/L e tampar com um 
vidro de relógio (tomar cuidado pois o ácido é volátil e tóxico). 
- Colocar as amostras dos sais em vidros de relógio e etiquetar. 
- Limpar o fio de platina por imersão em ácido clorídrico 6 mol/L e aquecer na chama da 
zona de fusão (b). O fio estará limpo quando não transmitir cor à chama. 
- Mergulhar o fio de platina no ácido e, em seguida, encostá-lo nos cristais da amostra a ser 
examinada. Introduzir na zona oxidante inferior (c) e, então, observar a cor transmitida à 
chama. 
- As substâncias menos voláteis são aquecidas na zona de fusão (b), desta maneira, é 
possível utilizar a diferença de volatilidade para separar os constituintes de uma mistura. 
- Repetir a operação para cada amostra até observar bem a cor da chama característica do 
íon em estudo. 
- Limpar o fio de platina a cada teste. Para fazer a limpeza, mergulhe o fio em solução 6 
mol/L de ácido clorídrico, e aqueça na chama da zona de fusão (b) até que a presença do fio 
não cause mais nenhuma coloração à chama. 
- Para eliminar problemas de interferência de impurezas do cátion sódio nas amostras, deve-
se observar a chama através do vidro de cobalto. Anote a cor obtida com e sem o uso do 
vidro de cobalto. 
- Realizar este ensaio com cloretos de sódio, potássio, lítio, cálcio, estrôncio e bário. A 
coloração amarela do sódio mascara a do potássio. Veja a chama através do vidro de 
cobalto, a cor amarela do sódio é absorvida e a chama do potássio aparece carmesim. 
- O cloreto de potássio é muito mais volátil que os cloretos dos metais alcalinos-terrosos. 
Portanto, é possível detectarpotássio na chama oxidante inferior, e cálcio, estrôncio e bário 
na zona de fusão. 
- Caso não tenha um fio de platina disponível, um fio de níquel-cromo poder ser usado para 
o procedimento, no entanto o fio de platina proporciona resultados mais confiáveis. 
 
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4.2.2 Ensaio da pérola de bórax 
O fio de platina é utilizado também nos ensaios com pérola de bórax. A 
extremidade livre do fio de platina é enrolada como uma pequena alça através da qual um 
palito de fósforo comum consiga passar. 
- Aquecer a alça ao rubro na chama do bico de Bünsen e então mergulhar rapidamente em 
bórax pulverizado (Na2B4O7.10H2O). O sólido aderente é mantido na parte mais quente da 
chama. O sal incha-se ao perder sua água de cristalização e contrai-se na alça, formando 
uma pérola incolor transparente, que se compõe de uma mistura de metaborato de sólido e 
anidrido bórico. 
Na2B4O7 → 2NaBO2 + B2O3 
- Umedecer a ponta e mergulhar em amostra finamente pulverizada de uma substância a ser 
testada, de modo que uma diminuta quantidade adira à pérola. É importante empregar uma 
diminuta quantidade de substância, pois, de outro modo, a pérola tornar-se-á escura e 
opaca pelo aquecimento subsequente. 
- Aquecer a pérola e a substância aderente na chama redutora mais baixa – deixar esfriar o 
sistema e observar a cor. Aquecer então na chama oxidante mais baixa – deixar esfriar o 
sistema e observar a cor. 
- Após cada ensaio, a pérola é removida do fio por aquecimento até a fusão, e então retirada 
do fio e lançada num recipiente com água. 
- As pérolas coloridas características são produzidas com sais de cobre, ferro, cromo, 
manganês, cobalto e níquel. Conduza os ensaios da pérola de bórax e sais desses metais e 
compare o resultado com os dados contidos na referência (VOGEL, Arthur Israel. Química 
analítica qualitativa. 5.ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981. 665 p.). 
A pérola de bórax constitui também um método excelente para limpar um fio de 
platina; passa-se a pérola de bórax várias vezes ao longo do fio por aquecimento adequado, 
retirando-a, então, com um movimento súbito do fio. As pérolas coloridas de bórax se 
devem à formação de boratos colorido. Nos casos em que as diferentes esferas coloridas são 
obtidas nas chamas oxidantes e redutoras, são produzidos boratos correspondentes a vários 
estágios de oxidação. 
 
 
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4.2.3 Ensaio da pérola de carbonato de sódio. 
A pérola de carbonato de sódio é o resultado da fusão de uma pequena quantidade 
de carbonato de sódio em uma alça de fio de platina na chama do bico de Bünsen – obtém-
se uma pérola branca opaca. Se esta for umedecida e mergulhada em nitrato de potássio e, 
depois, numa pequena quantidade de um composto de manganês, e o todo aquecido na 
chama oxidante, firmar-se-á uma pérola verde de manganato de sódio. 
- Obter manganato de sódio através de reações por via seca com pérola de carbonato de 
sódio. 
 
4.3 Relatório 
Apresentar todas as reações químicas e fenômenos envolvidos em cada teste. 
Justificar os resultados obtidos, comparando-os com os da bibliografia especializada. 
 
 
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5 ESTUDO DA VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 
 
Comparemos dois fatos comuns: um palito de fósforo que é aceso e uma laranja 
que apodrece. Ambos envolvem reações químicas e tem uma característica que as 
distinguem naturalmente, além de se processarem com substâncias completamente 
diferentes é que uma ocorre de forma explosiva e a outra, muito lenta. 
A primeira se completa em segundos e a outra pode durar semanas. Dizemos que 
essas duas reações distinguem-se entre si pela velocidade da reação. A explosão do fósforo é 
caracterizada por uma velocidade alta e a decomposição da laranja por uma velocidade 
baixa. O que devemos observar nesta experiência não é apenas que as reações podem ter 
velocidades diferentes, mas que uma reação quando realizada em diferentes condições 
pode apresentar diferentes velocidades. Queremos poder citar alguns fatores que afetam a 
velocidade de uma reação. 
 
Objetivo 
Determinar os fatores que afetam a velocidade de uma reação. 
 
Reação 
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O 
 
5.1 Procedimentos 
5.1.1 Medida do tempo de uma reação 
- Pipetar 5 mL de solução de H2C2O4 0,5 N em um béquer de 25 mL. 
- Adicionar 1 mL de solução de H2SO4 5 M. 
- Preparar o cronômetro para marcar o tempo de reação (segundos). 
- Acrescentar à mistura do béquer 4 mL de KMnO4 0,04 N. 
- Marcar o tempo que a solução leva para se descolorir totalmente (final da reação). 
 
5.1.2 Efeito da concentração 
- Pipetar 5 mL de solução de H2C2O4 0,5 N em um béquer de 25 mL. 
- Adicionar 1 mL de solução de H2SO4 5 M. 
 
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- Acrescentar 10 mL de água destilada. 
- Preparar o cronômetro para marcar o tempo de reação (segundos). 
- Acrescentar à mistura do béquer 4 mL de KMnO4 0,04 N. 
- Marcar o tempo que a solução leva para se descolorir totalmente (final da reação). 
 
5.1.3 Efeito do catalisador 
- Pipetar 5 mL de solução de H2C2O4 0,5 N em um béquer de 25 mL. 
- Adicionar 1 mL de solução de H2SO4 5 M. 
- Acrescentar 5 gotas de solução de MnSO4 0,1 M. 
- Preparar o cronômetro para marcar o tempo de reação (segundos). 
- Acrescentar à mistura do béquer 4 mL de KMnO4 0,04 N. 
- Marcar o tempo que a solução leva para se descolorir totalmente (final da reação). 
 
5.1.4 Efeito da temperatura 
- Pipetar 5 mL de solução de H2C2O4 0,5N em um béquer de 25 mL. 
- Adicionar 1 mL de solução de H2SO4 5M. 
- Aquecer a mistura (não é necessário ferver) no bico de Bünsen. 
- Preparar o cronômetro para marcar o tempo de reação (segundos). 
- Acrescentar à mistura do béquer 4 mL de KMnO4 0,04N. 
- Marcar o tempo que a solução leva para se descolorir totalmente (final da reação). 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
19 
6 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO I: CHUMBO (II), MERCÚRIO (I) E PRATA (I). 
 
6.1 Reações por via úmida 
Estes ensaios são feitos com substâncias em solução. Percebe-se a ocorrência da 
reação pela formação de precipitado, por desprendimento de gás, ou por mudança de cor. A 
maioria das reações de análise qualitativa é conduzida por via úmida. 
 
6.2 Classificação dos cátions em grupos analíticos 
Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco 
grupos, tomando-se por base a peculiaridade destes a determinados reagentes. 
Os reagentes mais utilizados para a classificação dos cátions mais comuns são o 
ácido clorídrico, o ácido sulfídrico, sulfeto de amônio e o carbonato de amônio. A 
classificação se baseia no modo como os cátions reagem a estes reagentes, pela formação 
ou não de precipitado. 
Os cinco grupos de cátions, e suas características, são: 
Grupo I – Os cátions deste grupo formam precipitados com ácido clorídrico diluído. Os íons 
deste grupo são: chumbo, mercúrio (I) e prata. 
Grupo II – Os cátions deste grupo não reagem com ácido clorídrico, mas formam 
precipitados com ácido sulfídrico em meio ácido mineral diluído. Os íons deste grupo são: 
mercúrio (II), cobre, bismuto, cádmio, arsênio (III), arsênio (V), antimônio (III), antimônio (V), 
estanho (II), estanho (III) e estanho (IV). O grupo II ainda se divide em dois subgrupos: grupo 
II.A, formado pelos quatro primeiros cátions do grupo II, os quais são insolúveis em 
polissulfeto de amônio; grupo II.B, formado pelos seis cátions restantes do grupo II, os quais 
são solúveis em polissulfeto de amônio. 
Grupo III – Os cátions deste grupo não reagem nem com ácido clorídrico, nem com ácido 
sulfídrico em meio ácido mineral diluído. No entanto, formam precipitados com sulfeto de 
amônio em meio neutro ou amoniacal. Os cátions deste grupo são: cobalto (II), níquel (II), 
ferro (II), ferro (III), cromo (III), alumínio, zinco e manganês(II). 
Grupo IV – Os cátions deste grupo não reagem com reagentes utilizados para identificação 
do grupo I, grupo II e grupo III. Eles formam precipitados com carbonato de amônio na 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
20 
presença de cloreto de amônio em meio neutro ou levemente ácido. Os cátions deste grupo 
são: cálcio, estrôncio e bário. 
Grupo V – Os cátions comuns, que não reagem com nenhum dos reagentes utilizados para 
os grupos anteriores, formam o último grupo, o qual inclui os seguintes íons: magnésio, 
sódio, potássio, amônio, lítio e hidrogênio. 
 
6.3 Primeiro grupo de cátions: Chumbo (II), Mercúrio (I) e Prata (I) 
Reagente do grupo – Ácido clorídrico 2 mol/L. 
Reação característica do grupo – Formação de precipitado branco de cloreto de 
chumbo (PbCl2), cloreto de mercúrio (I) (Hg2Cl2) ou cloreto de prata (AgCl), durante reação 
com o respectivo cátion. 
 
6.4 Procedimento 
- Colocar aproximadamente 2 mL de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol/L, em 
4 tubos de ensaio, identificando os mesmos: 1A, 2A, 3A e 4A. 
- Repetir o procedimento utilizando uma solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,1 mol/L, 
e, em seguida, uma solução de nitrato mercuroso (Hg2(NO3)), identificando os tubos de 
ensaio: 1B, 2B, 3B e 4B para o nitrato de chumbo e 1C, 2C, 3C e 4C para o nitrato mercuroso. 
 
6.4.1 Experimento 1 
- Ao tubo número 1, adicionar 10 gotas de HCl diluído e observar a formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Em seguida, adicionar água quente e aquecer o tubo para testar a solubilidade do 
precipitado. 
 
6.4.2 Experimento 2 
- Ao tubo número 2, adicionar 10 gotas de HCl diluído e observar a formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Adicionar 5 mL de solução de hidróxido de amônio (NH4OH) 6 mol/L e observar. 
- Acrescentar gotas de solução de ácido nítrico (HNO3) até que a solução fique ácida. 
- Observar o comportamento. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
21 
6.4.3 Experimento 3 
- Ao tubo número 3, adicionar 10 gotas de solução de cromato de potássio (K2CrO4). 
- Observar formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Acrescentar gotas de solução de ácido nítrico (HNO3) até que a solução fique ácida. 
- Observar o comportamento. 
 
6.4.4 Experimento 4 
- Ao tubo número 4, adicionar 10 gotas de solução de cromato de potássio (K2CrO4). 
- Observar formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Acrescentar gotas de solução de hidróxido de sódio (NaOH). 
- Observar o comportamento. 
 
 Realizar a operação com cada tipo de sal. 
 
6.5 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
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22 
7 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO II – CLASSIFICAÇÃO 
 
7.1 Segundo grupo de cátions: Mercúrio (II), Bismuto (III), Cobre (II), Cádmio(II), Arsênio 
(III) e (V), Antimônio (III) e (V), Estanho (II) e (IV) 
Reagente do grupo – Sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada). 
Reação característica do grupo – Formação de precipitados de cores diferentes; 
sulfeto de mercúrio (II) HgS (preto), sulfeto de cobre (II) CuS (preto), sulfeto de cádmio CdS 
(amarelo), sulfeto de bismuto (III) Bi2S3 (marrom), sulfeto de arsênio (III) As2S3 (amarelo), 
sulfeto de arsênio (V) (amarelo),sulfeto de antimônio (III) Sb2S3 (laranja), sulfeto de 
antimônio (V) (laranja), sulfeto de estanho (II) SnS (marrom) e sulfeto de estanho (IV) SnS2 
(amarelo). 
Os cátions do segundo grupo são tradicionalmente divididos em dois subgrupos: 
subgrupo do cobre (grupo II.A) e o do arsênio (grupo II.B). Essa divisão é baseada na 
solubilidade dos precipitados de sulfetos em polissulfeto de amônio. Os sulfetos do grupo 
II.A são insolúveis neste reagente, enquanto que os sulfetos do grupo II.B dissolvem-se no 
mesmo, com formação de tiossais. 
Grupo II.A – mercúrio (II), bismuto (III), cobre (II) e cádmio (II). 
Grupo II.B – arsênio (III), arsênio (V), antimônio (III), antimônio (V), estanho (II) e 
estanho (IV). 
 
7.2 Procedimento 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de cada sal fornecedor de cátions do grupo II em 
diferentes tubos de ensaio, identificando. 
- Adicionar HCl 2 mol/L – 5 gotas ou até que a solução fique ácida. 
- Acrescentar gota a gota uma solução de tioacetamida até não haver mais precipitação – até 
todos os cátions precipitarem. 
- Observar a característica do precipitado. 
- Aquecer o tubo de ensaio em banho-maria e observe. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Acrescentar gotas de sulfeto de amônio e observar. 
 
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- Os precipitados que se mantêm insolúveis são classificados como sendo pertencentes ao 
grupo II.A. 
- Os precipitados que se solubilizarem são classificados como pertencentes ao grupo II.B. 
- Descartar as soluções dos tubos de ensaio em local adequado. 
 
7.3 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
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24 
8 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO II – CARACTERIZAÇÃO 
 
Segundo grupo de cátions: Mercúrio (II), Bismuto (III), Cobre (II), Cádmio(II), Arsênio 
(III) e (V), Antimônio (III) e (V), Estanho (II) e (IV). 
 
8.1 Procedimento 
8.1.1 Reações dos íons mercúrio (II) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon mercúrio Hg2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon mercúrio Hg2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Adicionar algumas gotas de ácido clorídrico 2 mol/L ao precipitado e verificar a 
solubilidade. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria para acelerar a reação ou para aumentar 
a solubilidade do precipitado no ácido. 
 
8.1.2 Reações dos íons bismuto (III) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon bismuto Bi3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar gotas de ácido nítrico 2 mol/L até que a solução se torne ácida. 
- Adicionar solução de amônia e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
25 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon bismuto Bi3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar gotas de ácido nítrico 2 mol/L até que a solução se torne ácida. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Adicionar algumas gotas de peróxido de hidrogênio concentrado ao precipitado e observar. 
 
8.1.3 Reações dos íons cobre (II) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,25 mol/L de sal fornecedor do íon cobre Cu2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,25 mol/L de sal fornecedor do íon cobre Cu2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Colocar o tubo de ensaio em um banho de gelo. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
 
8.1.4 Reações dos íons cádmio (II) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL desolução 0,25 mol/L de sal fornecedor do íon cádmio Cd2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
26 
- Adicionar algumas gotas de ácido clorídrico 2 mol/L ao precipitado e verificar a 
solubilidade. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,25 mol/L de sal fornecedor do íon cádmio Cd2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar algumas gotas de ácido clorídrico 2 mol/L ao precipitado e verificar a 
solubilidade. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
8.1.5 Reações dos íons antimônio (III) 
Água 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon antimônio Sb3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar água e observar a formação de precipitado. 
- Decantar o precipitado obtido, separando-o do líquido sobrenadante. 
- Adicionar algumas gotas de ácido clorídrico 2 mol/L ao precipitado e verificar a 
solubilidade. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria para acelerar a reação ou para aumentar 
a solubilidade do precipitado no ácido. 
 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon antimônio Sb3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de hidróxido de sódio e observar. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
27 
8.1.6 Reações dos íons estanho (II) 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,25 mol/L de sal fornecedor do íon estanho Sn2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de hidróxido de sódio e observar. 
 
Solução de cloreto de mercúrio (II) 
- Colocar 2 mL de solução 0,25 mol/L de sal fornecedor do íon estanho Sn2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cloreto de mercúrio (II) em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
 
8.2 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
 
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9 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO III 
 
9.1 Terceiro grupo de cátions: Ferro (II) e (III), Alumínio, Cromo (III) e (IV), Níquel, 
Cobalto, Manganês (II) e (VII), Zinco 
Reagente do grupo – Sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada) na 
presença de amônia e cloreto de amônio ou solução de sulfeto de amônio. 
Reação característica do grupo – Formação de 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 não são precipitados pelos reagentes dos grupos I e II, mas 
todos são precipitados pelo gás sulfídrico (H2S), na presença do cloreto de amônio, a partir 
de soluções tornadas alcalinas pela amônia. 
 
9.2 Procedimento 
9.2.1 Reações dos íons ferro (III) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon ferro Fe3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon ferro Fe3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
29 
9.2.2 Reações dos íons alumínio (III) 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon alumínio Al3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Carbonato de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon alumínio Al3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de carbonato de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar solução de carbonato de sódio 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
9.2.3 Reações dos íons cromo (III) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon cromo Cr3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Aquecer o sistema em banho-maria até que a solução esteja fervendo. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Resfriar a solução em banho de gelo – aproximadamente 5 ºC. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de amônia e observar. 
 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon cromo Cr3+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
30 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar. 
- Adicionar peróxido de hidrogênio concentrado e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
9.2.4 Reações dos íons cobalto (II) 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon cobalto Co2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Resfriar a solução em banho de gelo – aproximadamente 5 ºC. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Aquecer o sistema em banho-maria. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar. 
- Adicionar peróxido de hidrogênio e deixar o sistema em repouso. 
- Observar possíveis mudanças. 
 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon cobalto Co2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de amônia e observar. 
- Adicionar peróxido de hidrogênio e deixar o sistema em repouso. 
- Observar possíveis mudanças. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
31 
9.2.5 Reações dos íons níquel (II) 
Hidróxido de sódio – reação 1 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon níquel Ni2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Hidróxido de sódio – reação 2 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon níquel Ni2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de hipoclorito de sódio e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon níquel Ni2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
9.2.6 Reações dos íons zinco (II) 
Hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íonzinco Zn2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
32 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon zinco Zn2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
9.3 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
33 
10 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO IV 
 
10.1 Quarto grupo de cátions: Bário, Estrôncio e Cálcio 
Reagente do grupo – Solução 1 mol/L de carbonato de amônio. 
Reação característica do grupo – Os cátions do quarto grupo não reagem com ácido 
clorídrico, sulfeto de hidrogênio e com sulfeto de amônio. No entanto, reagem com 
carbonato de amônio (na presença de quantidades moderadas de amônia ou íons amônio), 
formando precipitados brancos. O ensaio deve ser efetuado em soluções neutras ou 
alcalinas. Na ausência de amônia ou íons amônio, o magnésio também será precipitado. Os 
precipitados brancos formados com o reagente do grupo são: carbonato de bário BaCO3, 
carbonato de estrôncio SrCO3 e carbonato de cálcio CaCO3. 
 
10.2 Procedimento 
10.2.1 Reações dos íons bário (II) 
Solução de carbonato de amônio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon bário Ba2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de carbonato de amônio e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido acético 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de ácido sulfúrico diluído 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon bário Ba2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado (se necessário, aquecer em banho-maria). 
- Aquecer o sistema em banho-maria até que a solução esteja fervendo. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 4 mol/L e observar. 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
34 
Solução de saturada de sulfato de cálcio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon bário Ba2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução saturada de sulfato de cálcio e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de cromato de potássio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon bário Ba2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cromato de potássio 1 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L em pequenas quantidades e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
10.2.2 Reações dos íons estrôncio (II) 
Solução de carbonato de amônio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon estrôncio Sr2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de carbonato de amônio e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido acético 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de ácido sulfúrico diluído 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon estrôncio Sr2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado (se 
necessário, aquecer em banho-maria). 
- Aquecer o sistema em banho-maria até que a solução esteja fervendo. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L e observar. 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
35 
Solução de saturada de sulfato de cálcio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon estrôncio Sr2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Aquecer o sistema em banho-maria até que a solução esteja fervendo. 
- Adicionar solução saturada de sulfato de cálcio e observar a formação de precipitado. 
 
Solução de cromato de potássio 
- Colocar 2 mL de solução 0,2 mol/L de sal fornecedor do íon estrôncio Sr2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cromato de potássio 1 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido acético 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
10.2.3 Reações dos íons cálcio (II) 
Solução de carbonato de amônio 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon cálcio Ca2+ (CaCl2) em um tubo 
de ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de carbonato de amônio e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido acético 4 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de ácido sulfúrico diluído 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon cálcio Ca2+ (CaCl2) em um tubo 
de ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado (se necessário, aquecer em banho-maria). 
- Aquecer o sistema em banho-maria até que a solução esteja fervendo. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 4 mol/L e observar. 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
36 
Solução de saturada de sulfato de cálcio 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon cálcio Ca2+ (CaCl2) em um tubo 
de ensaio, identificando. 
- Adicionar solução saturada de sulfato de cálcio e verificar se há formação de precipitado 
(não haverá). 
- Aquecer o sistema em banho-maria para confirmar o resultado da análise. 
 
Solução de cromato de potássio 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon cálcio Ca2+ (CaCl2) em um tubo 
de ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cromato de potássio 1 mol/L e verificar se há formação de precipitado 
(não haverá). 
- Aquecer o sistema em banho-maria para confirmar o resultado da análise. 
 
10.3 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
37 
11 REAÇÕES DOS CÁTIONS DO GRUPO V 
 
11.1 Quinto grupo de cátions: Magnésio, Sódio, Potássio e Amônio 
Reagente do grupo – Não existe um reagente comum para os cátions deste grupo. 
Reação característica do grupo – Os cátions do quinto grupo não reagem com ácido 
clorídrico, sulfeto de hidrogênio, sulfeto de amônio ou (na presença de amônio) com 
carbonato de amônio – reagentes dos demais grupos de cátions. 
 
11.2 Procedimento 
11.2.1 Reações dos íons magnésio (II) 
Solução de amônia 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon magnésio Mg2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de amônia em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Adicionar solução de cloreto de amônio e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon magnésio Mg2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de cloreto de amônio e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de carbonato de amônio 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon magnésio Mg2+ em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de carbonato de amônio e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de cloreto de amônio e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
38 
11.2.2 Reações dos íons potássio (I) 
Solução de hexanitritocobaltato (III) de sódio – Na3[Co(NO2)6]- Colocar 2 mL de solução de sal fornecedor do íon potássio K+ em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Adicionar solução de Na3[Co(NO2)6] e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de ácido tartárico 
- Colocar 2 mL de solução de sal fornecedor do íon potássio K+ em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Adicionar solução de acetato de sódio para tamponar a solução (manter o pH). 
- Adicionar solução de ácido tartárico em pequenas quantidades e observar a formação de 
precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
11.2.3 Reações dos íons amônio (I) 
Solução de hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução de sal fornecedor do íon amônio NH4
+ em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Aquecer o sistema em banho-maria até que a solução esteja fervendo. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 4 mol/L e verificar desprendimento de gás. O 
desprendimento de gás pode ser verificado por duas formas: (a) Pelo odor (cheirar 
cuidadosamente). (b) Pela formação de fumaça branca quando em contato com um bastão 
de vidro umedecido com ácido clorídrico concentrado e mantido no vapor. 
 
Reagente de Nessler (solução alcalina de tetraiodomercurato (II) de potássio) 
- Colocar 2 mL de solução de sal fornecedor do íon amônio NH4
+ em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Adicionar o reagente de Nessler e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
39 
Solução de hexanitritocobaltato (III) de sódio – Na3[Co(NO2)6] 
- Colocar 2 mL de solução de sal fornecedor do íon amônio NH4
+ em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Adicionar solução de Na3[Co(NO2)6] e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
11.3 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
40 
12 REAÇÕES DOS ÂNIONS I 
 
12.1 Classificação dos ânions 
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são tão sistemáticos como os 
descritos para os cátions. Não existe realmente um esquema de classificação satisfatório que 
permita a separação dos ânions comuns em grupos principais, e a subsequente separação 
dos componentes do grupo de maneira independente e inequívoca. 
Os ânions podem ser classificados nas classes A e B. 
Classe A – Produtos voláteis obtidos por tratamento com ácidos. A classe A é 
subdividida em: 
(I) Gases desprendidos com ácido clorídrico ou ácido sulfúrico diluídos. 
Estes incluem carbonato, hidrogenocarbonato (bicarbonato), sulfito, tiossulfato, 
sulfeto, nitrito, hipoclorito, cianeto e cianato. 
(II) Gases ou vapores desprendidos por tratamento com ácido sulfúrico 
concentrado. 
Estes incluem todos os Classe A(I) e fluoreto, hexafluorsilicato, cloreto, brometo, 
iodeto, nitrato, clorato (perigoso), perclorato, permanganato (perigoso), bromato, borato, 
hexacianoferrato (II), hexacianoferrato (III), tiocianato, formiato, acetato, oxalato, tartarato 
e citrato. 
Classe B – Dependem de reações em solução. A classe B é subdividida em: 
(I) Sofrem reações de precipitação. 
Estes incluem sulfato, persulfato, fosfato, fosfito, hipofosfito, arseniato, arsenito, 
cromato, dicromato, silicato, hexafluorsilicato, salicilato, benzoato e succinato. 
(II) Sofrem reação de oxidação e redução em solução. 
Estes incluem manganato, permanganato, cromato e dicromato. 
Este esquema não é rígido, pois alguns dos ânions pertencem a mais de uma das 
subdivisões, e, além disso, não possui embasamento teórico. 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
41 
12.2 Procedimento 
12.2.1 Reações dos íons carbonato, CO3
2- 
Ácido clorídrico diluído 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon carbonato CO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L em pequenas quantidades e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de cloreto de bário 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon carbonato CO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cloreto de bário e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de prata – reação 1 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon carbonato CO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido nítrico 1 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de prata – reação 2 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon carbonato CO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Colocar o tubo de ensaio em um banho de gelo. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L em pequenas quantidades e observar a 
formação de precipitado. 
- Adicionar uma quantidade maior de nitrato de prata. 
- Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
42 
12.2.2 Reações dos íons sulfito, SO3
2- 
Ácido clorídrico diluído 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon sulfito SO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Aquecer o sistema em banho-maria. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L e verificar desprendimento de gás. O 
desprendimento de gás pode ser verificado por duas formas: (a) Pelo odor sufocante de 
enxofre queimado (cheirar cuidadosamente). (b) Pela coloração verde obtida quando um 
papel filtro umedecido com uma mistura de solução de ácido clorídrico 1 mol/L e solução de 
dicromato de potássio 1 mol/L é mantido sobre a boca do tubo de ensaio. 
 
Solução de cloreto de bário 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon sulfito SO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cloreto de bário e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon sulfito SO3
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Aquecer o sistema em banho-maria. 
- Adicionar solução de ácido nítrico 1 mol/L e observar. 
 
Solução de permanganato de potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído 
- Colocar algumas gotas de permanganato de potássio 1 mol/L em um tubo de ensaio. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades. 
- Adicionar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon sulfito SO3
2- e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
43 
Solução de dicromato de potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído 
- Colocar algumas gotas de dicromato de potássio 1 mol/L em um tubo de ensaio. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades. 
- Adicionar 2 mL de solução 0,5 mol/L de sal fornecedor do íon sulfito SO3
2- e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
12.2.3 Reações dos íons nitrito, NO2
- 
Ácido clorídrico diluído 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon nitrito NO2
- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Colocar o tubo de ensaio em um banho de gelo. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 1 mol/L em pequenas quantidades e observar. 
 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon nitrito NO2
- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria.Solução de permanganato de potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído 
- Colocar algumas gotas de permanganato de potássio 1 mol/L em um tubo de ensaio. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades. 
- Adicionar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon nitrito NO2
- e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
12.3 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
44 
13 REAÇÕES DOS ÂNIONS II 
 
13.1 Procedimento 
13.1.1 Reações dos íons cloreto, Cl- 
Ácido sulfúrico concentrado 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon cloreto Cl- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Aquecer o sistema em banho-maria. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades e verificar 
desprendimento de gás. O desprendimento de gás pode ser verificado por duas formas: (a) 
Pelo odor picante (cheirar cuidadosamente) e a formação de fumaça branca. (b) Pela 
formação de fumaça branca quando em contato com um bastão de vidro umedecido com 
solução de amônia e mantido no vapor. 
 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon cloreto Cl- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Ácido sulfúrico concentrado e dicromato de potássio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon cloreto Cl- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar dicromato de potássio 1 mol/L. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades. 
-Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
 
 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
45 
13.1.2 Reações dos íons brometo, Br- 
Ácido sulfúrico concentrado 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon brometo Br- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon brometo Br- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Ácido sulfúrico concentrado e dicromato de potássio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon brometo Br- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar dicromato de potássio 1 mol/L. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades. 
- Aquecer o sistema em banho-maria. 
- Adicionar água em pequenas quantidades e observar. 
 
13.1.3 Reações dos íons iodeto, I- 
Ácido sulfúrico concentrado 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon iodeto I- em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades. 
- Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon iodeto I- em um tubo de ensaio, 
identificando. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
46 
- Adicionar solução de nitrato de prata 0,5 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de amônia e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Ácido sulfúrico concentrado e dicromato de potássio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon iodeto I- em um tubo de ensaio, 
identificando. 
- Adicionar dicromato de potássio 1 mol/L. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades. 
- Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
 
13.2 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
47 
14 REAÇÕES DOS ÂNIONS III 
 
14.1 Procedimento 
14.1.1 Reações dos íons nitrato, NO3
- 
Ácido sulfúrico concentrado 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon nitrato NO3
- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Aquecer o sistema em banho-maria. 
- Adicionar ácido sulfúrico concentrado em pequenas quantidades e observar. 
 
14.1.2 Reações dos íons sulfato, SO4
2- 
Solução de cloreto de bário 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon sulfato SO4
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades, até a solução se 
tornar ácida. 
- Adicionar solução de cloreto de bário e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon sulfato SO4
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 1 mol/L e observar a formação de precipitado. 
Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de mercúrio (II) 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon sulfato SO4
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de mercúrio (II) 0,5 mol/L e observar a formação de 
precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
48 
14.1.3 Reações dos íons cromato, CrO4
2- 
Solução de cloreto de bário 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon cromato CrO4
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de cloreto de bário e observar a formação de precipitado. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de nitrato de prata 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon cromato CrO4
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de nitrato de prata 1 mol/L e observar a formação de precipitado. 
- Adicionar solução de ácido nítrico 1 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
Solução de peróxido de hidrogênio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon cromato CrO4
2- em um tubo de 
ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido clorídrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades, até a solução se 
tornar ácida. 
- Adicionar solução de peróxido de hidrogênio 1 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
14.1.4 Reações dos íons permanganato, MnO4
- 
Solução de peróxido de hidrogênio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon permanganato MnO4
- em um 
tubo de ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de ácido sulfúrico 0,5 mol/L em pequenas quantidades, até a solução se 
tornar ácida. 
- Adicionar solução de peróxido de hidrogênio 1 mol/L e observar. 
- Se necessário, aquecer o sistema em banho-maria. 
 
 
 
Química Experimental II Elton Mendes 
 
49 
Solução de hidróxido de sódio 
- Colocar 2 mL de solução 0,1 mol/L de sal fornecedor do íon permanganato MnO4
- em um 
tubo de ensaio, identificando. 
- Adicionar solução de hidróxido de sódio 2 mol/L. 
- Aquecer o sistema em banho-maria e observar. 
- Derramar a solução resultante em um béquer contendo água deionizada e observar. 
 
14.2 Relatório 
Apresentar todas as reações efetuadas.