APOSTILA ANALÍTICA QUALITATIVA REFORMULADA 28 10 2013

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APOSTILA DE QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
Professora: Alaide Barreto
2014
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"...E nunca considerem seu estudo como uma obrigação, mas sim como uma oportunidade invejável de aprender, sobre a influência libertadora da beleza no domínio do espírito, para seu prazer pessoal e para o proveito da comunidade à qual pertencerá o seu trabalho futuro." Albert Einstein 
	
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OBJETIVOS
A parte experimental da disciplina Química Analítica Qualitativa A foi planejada para oferecer aos estudantes a oportunidade de desenvolver habilidades tais como:
· Conduzir um trabalho em laboratório de química seguindo um planejamento previamente determinado, identificando e utilizando corretamente os reagentes, as vidrarias e os equipamentos;
· Ter noções de como minimizar os riscos de acidentes em laboratório;
· Observar os fenômenos relevantes em um trabalho experimental e, registrá-los através de códigos e símbolos próprios da química, e interpretar os dados observados através do uso de teorias.
REGRAS DE SEGURANÇA PARA O LABORATÓRIO
 Todos os equipamentos de proteção individual (EPI) e proteção coletiva (EPC) devem estar disponíveis;
 Trabalhar de jaleco de algodão na altura do joelho, abotoado;
 Usar calça comprida e sapato fechado;
 Cabelos longos devem ser presos;
 Usar óculos de segurança;
 Não utilizar nenhum tipo de adereço nas mãos, braços e cabeça (anéis, relógio, pulseiras e bonés);
 Não utilizar equipamentos de som com adaptadores nos ouvidos;
 Não distrair a atenção dos colegas;
 Não fumar no laboratório ou nas suas proximidades;
 Não se alimentar no laboratório;
 Não colocar alimentos ou bebidas nas bancadas;
 Utilizar material limpo e seco;
 Conhecer as propriedades e a toxidez dos produtos químicos com os quais pretende trabalhar antes de manuseá-los;
 Antes de acender a chama (bico de Bunsen, isqueiro, fósforo), verificar se há produtos inflamáveis por perto ou se alguém está o utilizando;
 Rotular quaisquer reagentes ou soluções preparadas;
 Limpar imediatamente qualquer local onde tenha ocorrido derrame de produtos químicos;
 Não pipetar qualquer solução, ou mesmo água, com a boca;
 Ter cuidado com os equipamentos elétricos;
 Nunca trabalhar sozinho no laboratório;
 Não deixar frascos de reagentes abertos;
 Evitar qualquer contato dos reagentes com a pele;
 Usar a capela para experiências onde ocorra liberação de gases ou vapores;
 Ter cuidado no aquecimento de tubos de ensaio - não direcionar a extremidade aberta para si ou para os outros;
 Não jogar nenhum material sólido na pia;
 Para diluir um ácido, colocar o ácido sobre água e nunca o inverso;
 Ao final do trabalho, deixar sempre a bancada e todas as vidrarias limpas.
OBSERVAÇÕES IMPORANTES SOBRE A CONDUTA NO LABORATÓRIO
· A bancada deve estar limpa, seca e apenas com os materiais necessários à realização da prática.
· Leia o texto da prática antes de realizar qualquer experimento.
· Em caso de dúvida, perguntar ao professor ou monitor antes da realização de qualquer procedimento.
· Respeitar rigorosamente todas as etapas de cada análise a fim de obter sempre o resultado esperado.
RELATÓRIOS
A) Capa. Deve conter o nome da instituição, com subordinação até professor (parte superior); título do trabalho; nome dos autores e por fim cidade e ano de realização do trabalho.
B) Índice. Enumeração das principais divisões e sub-divisões do trabalho.
C) Introdução e objetivos. O tema é apresentado e situado num contexto. Deve-se mencionar a importância do trabalho e apresentar os objetivos do trabalho.
D) Parte Experimental. Relatar o que foi executado na prática, de forma impessoal (voz passiva no tempo passado).
E) Resultados e Discussões. Apresentar, bem como discutir os resultados obtidos.
F) Conclusão. Reafirmar de maneira sintética a idéia principal, respondendo ao problema inicial (objetivo). Relatar as principais contribuições proporcionadas pelo trabalho.
G) Referências Bibliográficas. É o conjunto de indicações que possibilitam a identificação de documentos, publicações, no todo ou em parte, que foram utilizadas para a redação do relatório. Devem ser apresentados segundo os padrões da ABNT.
H) Anexos. Tem por finalidade esclarecer, provar ou confirmar idéias apresentadas no texto. Apresentam-se destacados deste para evitar a sua descontinuidade. Ex: espectros.
Não há uma determinação quanto ao formato do texto na página. No entanto são usuais as seguintes características:
· Papel formato A4;
· Margens de 3,0 cm na parte superior e no lado esquerdo e de 2,0 na inferior e no lado direito;
· Espaço entre linhas de 1,5 cm;
· Fonte: Times New Roman, tamanho 12.
1- QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA
A análise qualitativa tem por finalidade identificar os componentes de uma substância, mistura de substâncias ou soluções, e em que forma o elemento componente ou grupo de elementos estão combinados entre si. 
A identificação de uma substância implica na sua transformação em um composto novo que possui propriedades características. Esta transformação chama-se reação química. Sabe-se que produziu uma reação: 
1. Por formação de um precipitado; 
2. Por desprendimento de gás; 
3. Por mudança de coloração; 
4. Por liberação ou absorção de calor (exotérmica/endotérmica).
1.1- CLASSIFICAÇÃO ANALÍTICA DOS CÁTIONS: 
É conveniente dividir os cátions em diferentes grupos analíticos com a finalidade de simplificar e tornar mais rápida a identificação desses íons. Cada um desses grupos analíticos possuiu um reagente característico que é capaz de precipitar todos os cátions pertencentes a este grupo sem que haja precipitação de nenhum outro cátion que pertença a outro grupo (vide Tabela 1), desde que se trabalhe em condições adequadas. 
Nesta disciplina, será adotada a classificação dos cátions em cinco grupos analíticos, que se baseia na diferença de solubilidade dos cloretos, sulfetos, hidróxidos e carbonatos em água, ácidos, bases e alguns sais. 
Para utilizar a classificação abaixo é absolutamente necessário que adicionamos os reagentes de grupo sistematicamente em uma ordem determinada, com a finalidade de que não existam cátions de grupos anteriores na solução ao adicionar-se o novo reagente, pois caso contrário, haverá uma grande confusão e perda de amostra.
1- Exercício. De acordo com as práticas de cátions proponha rotas analíticas para de separação e identificação dos mesmos.
a) Fe+3, Al+3, Mn+2
b) Mn+2, K+, NH4+
c) Ag+, Pb+2, Sr+2
d) Ag+, Cu+2, Ba+2
e) NH4+, Ba+2, Sr+2
f) Mg+2, Cr+3, Ba+2
g) Pb+2, Ba+2, Cr+3
h) K+, Ba+2, Sr+
i) Pb+2, Cu+2, K+
j) Ag+, Pb+2, K+
k) Fe+3, Pb+2, NH4+
l) Ba+2, Fe+2, Zn+2
m) Zn+2, K+, Sr+2
n) Pb+2, Ba+2, Sr+2
o) Ag+, Pb+2, NH4+
BIBLIOGRAFIA
1. BACCAN, N., GODINHO, O.E.S., ALEIXO, L.M., STEIN, E. Introdução a semimicroanálise qualitativa, editora da UNICAMP, Campinas – SP, 1987.  
2. VOGEL, A. I; Química analítica qualitativa, 5a edição, editora mestre jou – SP, 1982. 
3. ALEXEEV, Análise qualitativa, Editora Lopes da Silva, Porto, 1982. 
4. CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry, 5ª Edição, Ed. John Wiley&Sons, 1994, 
5. EUA.KING, E.J., Análise qualitativa: reações, separações e experiências. Editora Interamericana, RJ, 1981. 
6. WISMER, R. K., Qualitative Analysis with ionic equilibrium, Macmillian Publishing Company, New York, 1991. 
1.2- INTRODUTÓRIA
"Bom mesmo é ir a luta com determinação, abraçar a vida com paixão, perder com classe e vencer com ousadia. Pois o triunfo pertence a que se atreve." Charles Chaplin
1.2.1- ENSAIOS DA CHAMA
Os compostos de certos metais são volatilizados na chama de Bunsen, comunicando-lhe cores características. A tabela 1 abaixo mostra as cores de diferentes metais.
O teste de chama é uma técnica de análise elementar que recorre ao aquecimento de uma pequena porção de amostra sólida na chama de um bico de Bunsen. A temperatura da chama do bico de Bunsen (Figura 1) é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornaremao estado fundamental, que pode ser observada visualmente. Para este teste usa-se um bico de Bunsen ajustado para produzir uma chama azul. A amostra é introduzida na chama mediante um fio de platina (cerca de 5 cm de comprimento) fixado num bastão de vidro. Pode-se fazer uma pequena alça na ponta do fio de platina para facilitar a fixação da amostra. O fio deve ser limpo aquecendo-se ao rubro na chama, em seguida mergulhando a sua ponta (ou alça) em ácido clorídrico concentrado contido num vidro de relógio ou cápsula de porcelana. Repete-se a operação só que ao invés de mergulhar em HCl utiliza-se agora água destilada. Esta sequencia de operações deve ser repetida até que não haja emissão significativa de luz quando se coloca o fio de platina na chama. O teste é feito colocando-se uma pequena porção da amostra na ponta do fio de platina e levando-se ao topo da chama no bico de Bunsen.
A chama de sódio, por exemplo, mascara a de outros elementos como a do potássio. As misturas podem ser detectadas rapidamente com um espectroscópio de visão direta. Um método mais simples é observar a chama através de duas espessuras de vidro de azul de cobalto, onde a coloração amarela devida ao sódio é mascarada ou absorvida; a coloração devida ao potássio aparece, então, carmesim. Os metais que se podem identificar por teste de chama são listados na tabela 1 e as cores observadas são apresentadas na figura 2
Figura 1: Tipos de chama no bico de Bunsen – (1) da mais redutora (menor temperatura) para (4) a mais oxidante (maior temperatura)
	
LÍTIO
	
SÓDIO
	
POTÁSSIO
	
CALCIO
	Z
ESTRONCIO
	
BÁRIO
FIGURA 2: Metais que podem ser identificados por teste de chama
1.2.2- ENSAIOS COM PÉROLAS
As pérolas comumente usadas nos ensaios por via seca são as de bórax ou de sal de fósforo.
a) Pérolas de Bórax
O bórax cristalizado, Na2B4O7.10H2O, levado à chama oxidante1 por meio de um fio de platina, funde a princípio em sua água de cristalização, dando uma massa branca intumescida (bórax calcinado).
Continuando o aquecimento entra em fusão ígnea e deixa, pelo esfriamento, uma massa vítrea (bóra fundido), que tem o aspecto de uma pérola transparente. Aquecendo-se, até fusão, a pérola transparente de bórax com os óxidos metálicos (ou compostos susceptíveis de dar óxidos metálicos) nas regiões de oxidação e de redução de uma chama, obtêm-se boratos coloridos ou incolores, utilizados na caracterização dos respectivos metais.
b) Pérola de Sal de Fósforo
O sal de fósforo (Na(NH4)HPO4.4H2O) aquecido num fio de platina, funde em água de cristalização e se transforma em uma pérola transparente de metafosfato de sódio (NaPO3).
A pérola de sal de fósforo tem a propriedade (como o bórax) de verificar os óxidos metálicos, dando origem a fosfatos de colorações características, ou incolores, que identificam o metal.
O bórax é mais usado porque adere melhor ao fio de platina, facilitando, a análise. Há pérolas que são mais nítidas com o sal de fósforo (molibdênio, tungstênio) e outras com o bórax (cério, vanádio). Em geral as colorações das pérolas são semelhantes.
1.2.3- ENSAIOS POR VIA ÚMIDA
Investigações preliminares são realizadas antes de se realizar estes ensaios. São observações válidas para as etapas subsequentes de investigação das amostras:
1- Observar a cor, odor e qualquer propriedade física especial.
2- Observar a reação ao papel de tornassol.
a) A solução é neutra: estão ausentes os ácidos livres, bases livres, sais ácidos e sais que apresentam uma reação ácida ou alcalina, devido à hidrólise.
b) A solução apresenta reação alcalina: isso pode ser devido a hidróxidos dos metais alcalinos e alcalino- terrosos, carbonatos, sulfetos, hipocloritos e peróxidos de metais alcalinos etc.
c) A solução apresenta reação ácida: pode ser causada por ácidos livres, sais ácidos, sais que produzem uma reação ácida, devido à hidrólise, ou uma solução de sais em ácidos.
3- Evaporar a solução à secura e observar a cor e aspecto do resíduo. Se não houver resíduo, apenas as substâncias voláteis podem estar presentes, tais como: dióxido de carbono, amônia, dióxido de enxofre, gás sulfídrico, ácido clorídrico, bromídrico e iodídrico, ácido fluorídrico, ácido nítrico ou sais de amônio.
1.3- ANÁLISES DE CÁTIONS
	"Bom mesmo é ir a luta com determinação, abraçar a vida com paixão, perder com classe e vencer com ousadia. Pois o triunfo pertence a que se atreve." Charles Chaplin
	
AULA PRÁTICA 1
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS SÓDIO, POTÁSSIO, AMÔNIO E MAGNÉSIO (GRUPO V)
Não tem reagente especifico
A) Sódio – Na+ 
- Coloração de chama: 
Esta prova (Figura 1) é feita utilizando-se um fio de Pt ou Ni-Cr limpo (deixá-lo por alguns minutos na chama até perceber que a mesma mantém sua coloração natural) e a chama oxidante de um bico de Bunsen, da seguinte maneira: toca-se com o fio de Pt (platina) a solução cujo cátion se quer identificar e coloca-se a ponta desse fio na região mais fria da chama oxidante. A prova será positiva se a chama azulada tornar-se amarela. 
Figura 1- Preparando o Fio de Platina para o teste de Coloração
B) Potássio – K+ 
- Coloração de chama: 
Em amostra sólida contendo apenas K+ repita o teste utilizando vidro azul de cobalto para observar a chama. 
Observe a cor da chama: 
sem o vidro: _______________ 
com o vidro: _______________ 
OBS: O teste de coloração de chama é conclusivo apenas para o Na+. Para o K+ fornece apenas uma indicação. Faça uma mistura de Na+ e K+ e repita o teste de chama, utilizando também o vidro azul de cobalto e responda: 
Cor da chama: 
sem o vidro: ___________ 
com o vidro: ___________ 
- Ácido perclórico: 
Ao sal de potássio adicionar algumas gotas de etanol; em seguida, adicional ácido perclórico (teste a frio), observe a formação de um precipitado branco: 
K+ + ClO- ↔ KClO4
OBS: essa reação não é afetada pela presença de amônio. 
- Cobaltonitrito de sódio: 
Preparar a solução de cobalto nitrito de sódio tomando 4 ou 5 gotas de nitrato de cobalto e adicionando-se um tampão acetato (ácido acético/ acetato de sódio) e um pouco de sal de nitrito de sódio, adicione esta ao sal de potássio e observe a formação de um precipitado amarelo. 
3 K+ + [Co(NO2)6]3- ↔ K3[Co(NO2)6]
cobaltonitrito de potássio
Divida- o produto formado em duas partes: 
- em 1: adicione HCCobaltonitrito de sódio:ldil gota a gota e aqueça brandamente. 
Observação: _______________________________________________ 
- em 2: adicione NaOH gota a gota e aqueça brandamente. 
Observação: ______________________________________________ 
- Solução de ácido tartárico (ou solução de hidrogenotartarato de sódio)
Adicionar a solução contendo potássio o ácido tartárico. Esta solução deverá ser tamponada com acetato de sódio, pois o ácido muito forte formado na reação dissolve o precipitado branco, cristalino de hidrogenotartarato de potássio. Os álcalis fortes também dissolvem o precipitado. 
O precipitado é ligeiramente solúvel em água mas ligeiramente insolúvel em etanol 50%. A precipitação é acelerada pela agitação vigoras da solução por fricção das paredes do recipiente em um bastão de vidro e por adição de álcool. Os sais de amônio produzem um precipitado semelhante e devem estar ausentes.
C) Amônio – NH4+ 
As reações dos íons amônio são em geral semelhantes as do potássio devido aos tamanhos dos íons serem idênticos.
- Bases fortes (hidróxido de sódio): 
a) Adicionar base forte em sal de amônio e aquece. Esta ração pode ser identificada pelo: (a) seu odor forte (cheire cuidadosamente os vapores após retirar o tubo de ensaio da chama) e,
b) Formação de fumaças brancas de cloreto de amônio quando um bastão de vidro umedecido com ácido clorídrico concentrado é mantido no vapor; 
c) Mudança da cor vermelha para do azul do papel de tornassol quando é colocado com água em cima do tubo de ensaio. A mudança de cor de rosa (ou vermelho) para azul, indicando a saída de NH3. 
d) Pela sua facilidade em tornar preto o papel de filtro umedecido com uma solução de nitrato de mercúrio (I) (este é um teste muito confiável).Forma-se uma mistura de amidonitrato de mercúrio (II) (precipitado branco) e mercúrio (precipitado preto)
e) O papel de filtro umedecido com uma solução de cloreto de manganês(II) e peróxido de hidrogênio dá uma cor marrom, devido a oxidação do manganês pela solução alcalina assim formada.
- Cobaltonitrito de sódio: 
Preparar a solução de cobalto nitrito de sódio, como descrito anteriormente e adicione a mesma ao sal de amônio e observe a formação de um precipitado amarelo. 
3 NH4+ + [Co(NO2)6]3- ↔ (NH4)3[Co(NO2)6]
cobaltonitrito de amônio
Divida o produto formado em duas partes: 
- em 1: adicione HCldil gota a gota e aqueça brandamente. 
Observação: _______________________________________________ 
- em 2: adicione NaOH gota a gota e aqueça brandamente. 
Observação:________________________________________________ 
- Reagente de Nessler: 
Adicionar ao sal de amônio uma base forte e montar o sistema demonstrado logo abaixo. Observe a mudança de cor no reagente de Nessler, que passa de incolor para marrom, com a possível formação de precipitado. 
NH4+ + 2 [HgI4]2- + 4OH- ↔ Hg.Hg(NH2)I + 7I- + 3H2O
aminoiodeto básico de mercúrio (II)
OBS: Caso haja amônia em sua amostra o mesmo deve ser totalmente eliminado antes de se fazer outros testes de identificação. Para isso, aqueça cuidadosamente até eliminação completa de NH3. Faça o aquecimento pondo e retirando o tubo de ensaio da chama. Mantenha a agitação permanente, confira se houve a completa eliminação da amônia colocando papel de tornassol na boca do tubo de ensaio.
D) Magnésio – Mg2+ 
- Coloração de chama: 
Em amostra sólida contendo apenas Mg2+ faça o teste de chama e observe a coloração azul (pouco intenso) predominante. 
- Base forte: 
Adicionar ao sal de magnésio uma base forte e observar a formação de precipitado branco gelatinoso. 
Mg2+ + 2 OH- ↔ Mg(OH)2
- Base fraca: 
À amostra sólida de magnésio, adicionar gota a gota hidróxido de amônio e observar a formação de um precipitado branco gelatinoso. 
Mg2+ + 2 NH4OH ↔ Mg(OH)2 + 2NH3
Pegue outra amostra sólida de magnésio e adicione 6 gotas de cloreto de amônio; em seguida, adicione hidróxido de magnésio gota a gota e observe que não há formação de precipitado. 
Mg2+ + 2 NH4OH + NH4+ ↔ não precipita
Obs: NH4OH ↔ NH4+ + OH-
- Carbonato de amônio: 
Adicionar, gota a gota, carbonato de amônio à amostra sólida de magnésio e observar a formação de um precipitado branco. 
5 Mg2+ + 6 CO32- + 7 H2O ↔ 4 MgCO3.Mg(OH)2.5H2O + HCO32-
 carbonato básico de amônio 
OBS: Se ao precipitado formado adicionar sal de amônio (cloreto de amônio) observe sua solubilização.
AULA PRÁTICA 2
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS BÁRIO, ESTRÔNCIO E CÁLCIO (GRUPO IV)
Reagente do grupo – solução 1M de carbonato de amönio
A) Bário – Ba2+ 
- Coloração de chama: 
A amostra sólida contendo apenas Ba2+ é colocada sob a chama. Observe a coloração verde amarelada da chama, indicando a presença de íons Ba2+. 
- Íons Sulfato: 
Adicionar gota a gota solução de sulfato de sódio sob a amostra, aquecer brandamente e observar o precipitado branco gelatinoso formado. Se adicionar ao precipitado algumas gotas de ácido clorídrico diluído, observa-se que o mesmo solubiliza. 
Ba2+ + SO42- ↔ BaSO4
- Íons carbonato: 
Adicionar a amostra carbonato de amônio gota a gota, aquecer de forma branda e observar a formação de um precipitado branco gelatinoso. Caso adicione ácido forte ao precipitado o mesmo irá solubilizar, exceto ácido sulfúrico que acaba precipitando sulfato de bário. 
Ba2+ + CO32- ↔ BaCO3
- Íons oxalato: 
Adicionar, gota a gota, oC na amostra, aquecer brandamente e observar a formação de um precipitado branco de oxalato de bário. Este precipitado por ser solubilizado com a adição de ácido acético a quente. 
Ba2+ + C2O42- ↔ BaC2O4
OBS: oxalato de bário é o único produto de precipitação de íons oxalato que solubiliza com ácido acético, sendo este um bom teste para discriminação de cátions do grupo IV.
- Íons cromato: 
Adicionar cromato de potássio gota a gota à amostra de interesse, aquecer de forma branda e observar a formação de um produto amarelo gelatinoso. 
Ba2+ + CrO42- ↔ BaCrO4
- Íons dicromato: 
Adicionar dicromato de potássio a amostra em estudo, aquecer e observar a formação de um precipitado alaranjado. 
Ba2+ + Cr2O72- + H2O ↔ 2 BaCrO4 + 2H+
Para acelerar o processo de precipitação e garantir que todo o bário presente estará na forma de cromato de bário, basta adicionar algumas gotas de acetato de sódio, que agirá como um tampão e precipitará todo o bário mais rapidamente. 
2 Ba2+ + Cr2O72- + H2O + 2 Ac- ↔ 2 BaCrO4 + 2HAc
B) Estrôncio – Sr2+ 
- Coloração da chama: 
A amostra sólida contendo apenas Sr2+ é colocada sob a chama. Observe a coloração vermelho carmim da chama (muito intensa), indicando a presença de íons Sr2+. 
- Íons carbonato: 
Adicionar carbonato de amônio, gota a gota, na amostra analisada. Aquecer de forma branda e observar a formação de precipitado branco de carbonato de estrôncio. 
Sr2+ + CO32- ↔ SrCO3
- Íons sulfato: 
Na amostra, adicionar, gota a gota, solução de sulfato de sódio e aquecer. Observar a formação de precipitado branco gelatinoso de sulfato de estrôncio. 
Sr2+ + SO42- ↔ SrSO4
- Íons oxalato: 
Adicionar oxalato de amônio a amostra e aquecer. Observar a formação de um precipitado branco de oxalato de estrôncio. Adicionar ao precipitado formado algumas gotas de ácido acético e observar que o precipitado NÃO se desfaz. Os ácidos minerais dissolvem o precipitado.
Sr2+ + C2O42- ↔ SrC2O4
- Íons cromato: 
Adicionar, gota a gota, cromato de potássio e aquecer brandamente. Observar um turvamento de cor amarela na solução, indicando a precipitação de cromato de estrôncio. Para verificar melhor esse precipitado basta centrifugar a mistura. 
Sr2+ + CrO42- ↔ SrCrO4
Adicionar ao precipitado formado algumas gotas de ácido acético e observar que o precipitado se desfaz (sendo este um teste seguro de discriminação do BÁRIO) e em ácidos minerais.
- Íons dicromato: 
Adicionar, gota a gota, dicromato de potássio na amostra estudada. Observar a mudança de coloração da solução para laranja. OBS: não há formação de precipitado, apenas mudança de coloração da solução, para comprovar que não houve nenhuma precipitação, centrifugar a solução. 
2 Sr2+ + Cr2O72- + H2O ↔ não precipita
C) Cálcio – Ca2+ 
- Coloração da chama: 
A amostra sólida contendo apenas Ca2+ é colocada sob a chama. Observe a coloração vermelho tijolo da chama, indicando a presença de íons Ca2+. 
- Íons sulfato: 
Adicionar a amostra em estudo uma solução de sulfato de sódio, aquecer e observar a formação de um precipitado branco gelatinoso. 
Ca2+ + SO42- ↔ CaSO4
Ao precipitado de sulfato de cálcio, adicionar gotas de ácido sulfúrico e aquecer com cuidado na capela. O precipitado irá se solubilizar: 
CaSO4 + H2SO4 ↔ [Ca(SO4)2]2-
- Íons carbonato: 
Adicionar, gota a gota, uma solução de carbonato de amônio e aquecer de forma branda. Observar o precipitado branco gelatinoso de carbonato de cálcio formado. 
Ca2+ + CO32- ↔ CaCO3
OBS: se ao carbonato de cálcio formado forem adicionadas gotas de ácido nítrico a frio observa-se a solubilização do precipitado e liberação de CO2. 
CaCO3 + 2 H+ ↔ CO2 + H2O + Ca2+
- Íons oxalato: 
Adicionar oxalato de amônio, gota a gota, aquecer e observar a formação de um precipitado branco leitoso de oxalato de cálcio. 
Ca2+ + C2O42- ↔ CaC2O4
OBS: este precipitado é insolúvel em ácido acético, o que diferencia este teste para os cátions bário e estrôncio.
AULA PRÁTICA 3
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS PRATA, CHUMBO E MERCUROSO (GRUPO I)
Reagente do grupo – ácido clorídrico 2M
A) Prata – Ag+ 
- Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): 
Precipitado branco de cloreto de prata. 
Na presença de ácido clorídrico concentrado, amônia diluída, cianeto de potássio e tiossulfato de sódio o precipitado é dissolvido, formando os respectivos íons complexos: dicloroargentato ([AgCl2]-, diaminoargentato ([Ag(NH3)2]+), dicianoargentato (Ag(CN)2]- e ditiossulfatoargentato (Ag(S2O3)2]3-.A reação de formação desse último complexo ocorre na fixação de negativos fotográficos ou positivos, após a revelação. A fixação compreende a retirada do excesso de cloreto de prata ou outro halogeneto de prata, que não foi decomposto pela luz solar ou radiação ultravioleta em prata metálica, tornando o negativo revelado insensível à luz.
- Iodeto de potássio: 
Precipitado amarelo de iodeto de prata. O precipitado é insolúvel em amônia diluída ou concentrada, mas dissolve-se rapidamente em cianeto de potássio e em tiossulfato de sódio, formando íons complexos.
- Cromato de potássio em solução neutra: 
Precipitado vermelho de cromato de prata. O precipitado é solúvel em ácido nítrico diluído e em solução de amônia, sendo que nesta última forma-se íon complexo. A solução acidificada torna-se laranja pela formação de íons dicromato (Cr2O72-) na reação.
- Ensaio por via seca (ensaio do maçarico de sopro): 
Quando um sal de prata é aquecido com um carbonato alcalino sobre carvão, forma-se uma pérola branca, maleável, sem qualquer incrustação de óxido, facilmente solúvel em ácido nítrico. A solução é imediatamente precipitada pelo ácido clorídrico diluído, porém o ácido sulfúrico bastante diluído não produz o mesmo efeito (diferença do chumbo)
B) Chumbo – Pb2+ 
O chumbo é um metal cinza azulado com uma alta densidade (11,48 g mL-1). Dissolve-se facilmente em solução de concentração média de ácido nítrico (8M), produzindo os íons chumbo (II). Para o estudo das reações, podem ser utilizadas as soluções de nitrato de chumbo ou acetato de chumbo, ambas são fontes dos íons chumbo (II). As principais reações:
- Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): 
Forma-se um precipitado branco (cloreto de chumbo) em solução fria e não muito diluída. 
O precipitado pode ser tratado com água quente na qual apresenta uma certa solubilidade (33,4 g L-1 a 100oC contra 9,9 g L-1 a 20oC). 
· Ele é também solúvel em ácido clorídrico concentrado ou cloreto de potássio concentrado, formando íons tetracloroplumbato (II) ([PbCl4]2-). 
· Se o precipitado for lavado por decantação e se adicionar amônia diluída, não se observará qualquer alteração (diferença dos íons mercúrio (I) ou prata), embora ocorra uma reação de precipitação concorrente, formando-se o hidróxido de chumbo.
- Ácido sulfúrico diluído (ou sulfatos solúveis): 
Forma-se um precipitado branco de sulfato de chumbo. 
· O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. 
· A quente, ele é solúvel em ácido sulfúrico concentrado formando o hidrogenossulfato de chumbo (HSO4-). 
· O sulfato de chumbo é também solúvel em soluções concentradas de acetato de amônio 10M ou tartarato de amônio 6M, na presença de amônia, formando os íons tetracetatoplumbato (II) ([Pb(CH3COO)4]2-) e ditartaroplumbato (II) ([Pb(C4H4O6)2]2-). 
· Na presença de carbonato de sódio, ele é convertido em carbonato de chumbo.
- Cromato de potássio em solução neutra de ácido acético ou de amônia: 
Forma-se um precipitado amarelo de cromato de chumbo. Ele é dissolvido em ácido nítrico ou hidróxido de sódio.
- Iodeto de potássio: 
Precipitado amarelo de iodeto de chumbo. A solução mais concentrada de iodeto de potássio (6M) dissolve o precipitado e forma íons tetraiodoplumbato (II) ([PbI4]2-). Ele é moderadamente solúvel em água fervente, dando uma solução incolor, da qual se separa por resfriamento, formando lâminas amarelo- douradas.
- Ensaios por via seca: 
Ensaios do maçarico de sopro: quando um sal de chumbo é aquecido na presença de um carbonato alcalino sobre carvão vegetal, obtém-se uma pérola maleável de chumbo (que é mole e marcará o papel) circundada por uma incrustação amarela de monóxido de chumbo.
C) Mercuroso – Hg22+ 
-Ácido clorídrico diluído (ou cloretos solúveis): 
Precipitado branco de cloreto de mercúrio (I) calomelano. O precipitado é insolúvel em ácidos diluídos, porém solúvel em água régia (HNO3/HCl: 1/3) formando o cloreto de mercúrio (II).
Comparando o comportamento do cloreto de chumbo, visto na seção anterior, com o cloreto de mercúrio (I) em solução de amônia são observadas alterações (diferenças dos íons mercúrio (I), chumbo (II) e prata (I)). Isso é devido a conversão do precipitado numa mistura de amido - cloreto de mercúrio (II) e mercúrio metálico, formando dois precipitados insolúveis. 
O nome calomelano é de origem grega, que significa preto bonito, e se deve a mistura proveniente da dissolução do cloreto de mercúrio (I) em amônia. O aminocloreto de mercúrio (II) é um precipitado branco, mas o mercúrio finamente dividido o torna preto brilhante.
-Solução de amônia
Precipitado preto que é uma mistura de mercúrio metálico e amidonitrato básico de mercúrio (II), que é ele mesmo um precipitado branco. Essa reação pode ser utilizada para diferenciar os íons mercúrio (I) e mercúrio (II).
- Cloreto de estanho (II): 
Reduz os íons mercúrio (I) a mercúrio metálico, apresentando-se sob a forma de um precipitado preto acinzentado. Os íons mercúrio (II) reagem de modo semelhante
AULA PRÁTICA 4
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS MERCÚRIO (II), CHUMBO (II), BISMUTO (III),COBRE (II), CÁDMIO (II), ARSÊNIO (III) E (V), ANTIMÔNIO (III) E (V), ESTANHO (II) E (IV). (GRUPO II-)
Reagente do grupo – sulfeto de hidrogênio (gás ou solução aquosa saturada)
Os íons deste grupo são: mercúrio (II), chumbo (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). Os cátions deste grupo podem ser divididos em dois subgrupos:
a) subgrupo do cobre (insolúveis em polissulfeto de amônio): mercúrio (II), chumbo (II), bismuto (III), cobre (II), cádmio (II);
b) subgrupo do arsênio (solúveis em polissulfeto de amônio): arsênio (III) e (V), antimônio (III) e (V), estanho (II) e (IV). Os cátions deste subgrupo dissolvem-se com a formação de tiossais.
A)- Mercúrio, Hg+2 Mercúrio (II)
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução diluída de nitrato de mercúrio (II), fonte dos íons mercúrio (II). As principais reações:
- Sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada).
Na presença de ácido clorídrico diluído, forma-se de início um precipitado branco de clorossulfeto de mercúrio (II), que se decompõe por adição de novas quantidades de sulfeto de hidrogênio, formando-se um precipitado preto de sulfeto de mercúrio (II).
O precipitado formado é insolúvel em água, ácido nítrico diluído a frio e a quente, hidróxidos alcalinos e no sulfeto ou polissulfeto de amônio. Ele é solúvel em sulfeto de sódio (2M) formando os íons complexos dissulfomercurato (II) ([HgS2]2-). 
Esses íons complexos são convertidos novamente em sulfeto de mercúrio (II) com a adição de cloreto amônio. O precipitado é também solúvel em água régia (HCl:HNO3/3:1).
- Hidróxido de sódio
A solução diluída adicionar, em pequenas quantidades, hidróxido de sódio. Forma-se de início um precipitado vermelho pardacento com composição variada; se a adição for estequiométrica, a cor do precipitado muda para amarela, devido à formação do óxido de mercúrio (II):
O precipitado é insolúvel em excesso de hidróxido de sódio e solúvel em ácidos. Essa reação é característica para íons mercúrio (II) e pode ser utilizada para diferenciar o mercúrio (II) do mercúrio (I).
- Cloreto de estanho (II)
A solução diluída adicionar, em quantidades moderadas, Cloreto de estanho (II). Forma-se de início um precipitado branco acetinado de cloreto de mercúrio (I) (calomelano):
Essa reação é muito utilizada para remover o excesso de íons estanho (II), empregada na redução preliminar, em titulações de óxido- redução. Se for adicionado mais reagente, prosseguirá a redução do cloreto de mercúrio (I) á sua forma elementar, preto.
B)- Bismuto
O bismuto é um metal quebradiço, cristalino e de coloração branca avermelhada. Funde a 271,5ºC. Ele é insolúvel em ácido clorídrico, devido a seu potencial normal (0,2V) e solúvel em ácidos oxidantes, tais como ácido nítrico concentrado, água - régia e ácido sulfúricoconcentrado a quente. O bismuto forma íons trivalentes e pentavalentes. O mais comum é o trivalente, Bi3+. O hidróxido, Bi(OH)3, é uma base fraca; portanto, os sais de bismuto hidrolisam-se rapidamente, de acordo com a seguinte reação:
O íon bismutila, BiO+, forma sais insolúveis, como o cloreto de bismutila, BiOCl, com a maioria dos íons. Se desejarmos manter o bismuto em solução, devemos acidificar a solução, quando o equilíbrio acima se desloca para a esquerda. O bismuto pentavalente forma o íon bismutato, BiO3-. A maioria de seus sais é insolúvel em água. 
OBSERVAÇÃO: Para o estudo das reações dos íons bismuto (III), pode ser utilizada a solução de nitrato de bismuto (III), fonte dos íons Bismuto (III) contendo cerca de 3 a 4% de ácido nítrico. As principais reações são:
- Solução de amônia:
A solução diluída de íons bismuto adicionar a solução de amônia. Forma-se um sal básico, branco, de composição variável. O precipitado é insolúvel em excesso de reagente (diferente do cobre ou cádmio).
- Tetrahidroxiestanato (II) de sódio, (0,125M, recém- preparado): 
A solução diluída de íons bismuto adicionar a frio o tetrahidroxiestanato (II) de sódio, (0,125M, recém- preparado. Esta solução reduz os íons bismuto (III) a bismuto metálico, que se separa sob a forma de um precipitado preto.
O hidróxido existente nos reagentes reage com íons bismuto (III) (reação 1). O hidróxido de bismuto (III) formado é então reduzido pelos íons tetrahidroxiestanato (II), produzindo bismuto metálico e íons hexahidroxiestanato (IV) (reação 2).
O reagente deve ser recém- preparado e o ensaio deve ser realizado a frio. Ele decompõe-se lentamente, formando um precipitado preto de estanho metálico:
O estanho é tetravalente no íon hexahidroxiestanato (IV). O aquecimento acelera a decomposição.
- Iodeto de Potássio
A solução diluída de íons bismuto adicionar a frio o iodeto de potássio. Forma-se um precipitado preto de iodeto de bismuto (III). O precipitado dissolve-se rapidamente em excesso de reagente, formando íons tetraiodobismutato de coloração laranja. 
Quando diluída com água, essa reação é modificada e re- precipita o iodeto de bismuto preto. Aquecendo o precipitado com água, ele se torna laranja devido à formação do iodeto de bismutila.
C)- Cobre, Cu+2
Para o estudo das reações, pode ser utilizada a solução de sulfato de cobre (II), fonte dos íons cobre (II). As principais reações:
- Sulfeto de Hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada): 
Forma-se um precipitado preto de sulfeto de cobre (II). 
· O precipitado é insolúvel em ácido sulfúrico diluído (1M) fervente (diferença do cádmio), em hidróxido de sódio, sulfeto de sódio e em sulfeto de amônio, ligeiramente solúvel em polissulfetos.
· O ácido nítrico concentrado a quente dissolve o sulfeto de cobre (II), liberando o enxofre em forma de um precipitado branco. Quando fervido por mais tempo, o enxofre é oxidado a ácido sulfúrico e obtém-se uma solução límpida azul. 
· O precipitado é também solubilizado em solução de cianeto de potássio formando os íons tetracianocuprato (I) ([Cu(CN4)]3-) e dissulfeto (S22-) incolores.
· Quando exposto ao ar, no estado úmido, o sulfeto de cobre (II) tende a oxidar-se a sulfato de cobre (II) (CuSO4) tornando-se solúvel. Neste processo, há uma considerável liberação de calor. Um papel de filtro, contendo sulfeto de cobre (II), jamais deve ser jogado em qualquer cesta de lixo que contenha papéis ou outras substâncias inflamáveis, devendo-se, em primeiro lugar, lavá-lo com água corrente.
- Solução de Amônia
Forma-se um quando escassamente adicionada uma de solução de amônia precipitado azul de um sal básico (sulfato básico de cobre). 
O precipitado é solúvel em excesso de reagente, obtendo-se uma coloração azul intensa, devido à formação de íons complexos tetraminocuprato (II) ([Cu(NH3)4]2+). 
Se a solução contém sais de amônio (ou se era fortemente ácida e maior quantidade de amônia foi utilizada para sua neutralização), não ocorre à precipitação, mas, de qualquer forma, aparece uma coloração azul. A reação é característica para íons cobre (II) na ausência de níquel.
- Hidróxido de Sódio em Solução a Frio: 
Forma-se um quando adicionada uma solução de hidróxido de sódio em solução a frio um precipitado azul de hidróxido de cobre (II). 
· O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. 
· Quando aquecido, ele se converte em óxido de cobre (II) (CuO) preto, por desidratação. 
· Na presença de solução de ácido tartárico (HOOC.[CH(OH)]2COOH) ou ácido cítrico (HOOC.CH2.C(OH)CO2H.CH2.COOH.H2O), o hidróxido de cobre (II) não é precipitado por soluções de álcalis cáusticos, mas a solução adquire uma forte coloração azul. 
· Se a solução alcalina for tratada com certos agentes redutores, tais como hidroxilamina, hidrazina, glucose e acetaldeído, forma-se um precipitado amarelo de hidróxido de cobre (I) por aquecimento e é convertido em óxido de cobre (I) vermelho (Cu2O), por ebulição. 
· A solução alcalina do sal de cobre (II), contendo ácido tartárico é conhecida como reagente de Fehling; contém o íon complexo [Cu(COO.CHO)]2-.
- Hexacianoferrato (II) de Potássio: 
Forma-se um precipitado marrom avermelhado de hexacianoferrato (II) de cobre um quando adicionada uma solução de Hexacianoferrato (II) de Potássio em meio neutro ou ácido.
O precipitado é solúvel em amônia, formando-se íons complexo de tetramina de cobre ([Cu(NH3)4]2+), coloração azul- escura e ele é decomposto pelo hidróxido de sódio, formando-se o hidróxido de cobre (II) (Cu(OH)2), azul.
- Ferro: 
Se um prego de ferro ou uma lâmina de canivetes limpos forem imersos numa solução de um sal de cobre, obtém-se um depósito vermelho de cobre e uma quantidade equivalente de ferro se dissolve. O potencial de eletrodo do cobre, mais precisamente o sistema cobre - cobre (II), é mais positivo que o ferro ou sistema ferro - ferro (II).
- Ensaios por Via Seca
a. Ensaio do maçarico de sopro. Quando os compostos de cobre são aquecidos com carbonatos alcalinos sobre carvão, forma-se cobre metálico vermelho e não se observa nenhum óxido.
b. Pérola de Bórax. Verde quando aquecida, e azul quando resfriada após aquecimento em chama oxidante; vermelha em chama redutora, sendo que melhores resultados são obtidos pela adição de traços de estanho.
c. Ensaio da chama. Verde, principalmente na presença de halogenetos, por exemplo, umedecendo com ácido clorídrico concentrado antes do aquecimento.
D)- Estanho, Sn- Estanho (II)
Utiliza-se para o estudo destas reações uma solução de cloreto de estanho (II) (SnCl2.2H2O). A solução deve conter pelo menos 4% de ácido clorídrico livre (100mL de HCl concentrado por litro). As principais reações:
- Gás sulfídrico: 
Forma-se um precipitado marrom de sulfeto de estanho (II) (SnS) a partir de soluções não muito ácidas. O precipitado é solúvel em ácido clorídrico concentrado, em polissulfeto de amônio amarelo formando o tioestanato (SnS32-). O sulfeto de estanho (II) é praticamente insolúvel em solução de sulfeto de amônio incolor e álcalis cáusticos.
- Solução de Hidróxido de Sódio: 
Forma-se um precipitado branco de hidróxido de estanho (II), solúvel em excesso de álcali.
- Solução de Cloreto de Mercúrio (II): 
Forma-se um precipitado branco de cloreto de mercúrio (I), calomelano, se o reagente for adicionado em grande quantidade e rapidamente. 
Se os íons estanho estiverem em excesso, o precipitado irá se tornar cinza, por aquecimento, devido a uma posterior redução a mercúrio metálico.
AULA PRÁTICA 5
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS FERRO (II), FERRO (III), CROMO E ALUMÍNIO (GRUPO III-A)
Reagente do grupo: sulfeto de hidrogênio (gás sulfídrico ou solução aquosa saturada) na presença de amônia e cloreto de amônio ou solução de sulfeto de amônio. 
Reação do grupo: precipitados de cores diversas: sulfeto de ferro (II), preto; hidróxido de alumínio, branco; hidróxido de cromo (III), verde; sulfeto de níquel, preto; sulfeto de cobalto, preto; sulfeto de manganês (II), rosa e sulfeto de zinco, branco.
A) Ferro (II)– Fe2+ 
Precipitado branco de hidróxido de ferro (II) (Fe(OH)2), reação realizada em ausência de ar. 
O hidróxido de ferro (II) é insolúvel quando em excesso em ácidos, porém em solução de ácido diluído é solúvel. Se exposto ao ar o precipitado é oxidado a hidróxido de ferro (III) (Fe(OH)3).
- Sulfeto de amônio: 
Adicionar, gota a gota, solução de sulfeto de amônio à amostra de interesse. Observar o precipitado preto de sulfeto de ferro (II) formado. 
Fe2+ + S2- ↔ FeS
- Hidróxido de amônio: 
Adicionar hidróxido de amônio, gota a gota. Excesso de íons amônio não favorece a formação do precipitado. O mesmo é observado para os outros elementos bivalentes do mesmo grupo: níquel, cobalto, zinco, manganês e também o magnésio (grupo V). Observar a formação de precipitado de hidróxido de ferro (II) de coloração verde. 
Fe2+ + 2 NH4OH ↔ Fe(OH)2 + 2 NH4+
OBS: caso o precipitado mude de verde para vermelho, significa que o ferro em contato com o ar e em meio aquoso oxidou passando para Fe3+. 
4 Fe(OH)2 + 2 H2O + O2 ↔ 4 Fe(OH)3
- Hidróxido de sódio: 
Adicionar hidróxido de sódio à amostra em estudo e observar a formação de um precipitado verde de hidróxido de ferro (II). 
Fe2+ + OH- ↔ Fe(OH)2
- Solução de ferrocianeto de potássio: 
Adicionar à amostra analisada algumas gotas de uma solução de ferrocianeto de potássio. Observar a formação de um precipitado azul claro. 
Fe2+ + 2 K+ + [Fe(CN)6]4- ↔ K2Fe[Fe(CN)6]
(ferrocianeto de ferro (II) e potássio) 
OBS: teste de diferenciação de Fe2+ e Fe3+.
- Solução de tiocianato de amônio
Não se obtém nenhuma coloração com os sais de ferro (II) puros (distinção dos íons ferro (III)).
B) Ferro (III) – Fe3+ 
Utiliza-se uma solução de cloreto de ferro (III), FeCl3.6H2O para o estudo destas reações. As principais reações:
- Solução de Amônia:
Precipitado gelatinoso, marrom avermelhado, de hidróxido de ferro (III), Fe(OH)3, insolúvel em excesso do reagente, mas solúvel em ácidos:
- Sulfeto de amônio: 
Adicionar sulfeto de amônio à amostra estudada e observar precipitado preto de sulfeto de ferro (III) formado. 
Fe3+ + S2- ↔ Fe2S3
O ácido clorídrico dissolve o precipitado preto de sulfeto de ferro (II), tornando-se visível a coloração branca do enxofre. A partir de soluções alcalinas, obtém-se o sulfeto de ferro (III) preto (Fe2S3).
- Hidróxido de amônio: 
Adicionar, gota a gota, uma solução de hidróxido de amônio diluída à amostra. Observar a formação de um precipitado marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III). 
Fe3+ + 3 NH4OH ↔ Fe(OH)3 + 3 NH4+
- Hidróxido de sódio: 
Adicionar hidróxido de sódio à amostra em estudo e observar a formação de um precipitado marrom avermelhado de hidróxido de ferro (III), insolúvel em excesso de reagente (distinção do alumínio e cromo).
Fe3+ + OH- ↔ Fe(OH)3
- Solução de ferrocianeto de potássio: 
Adicionar à amostra analisada algumas gotas de uma solução de ferrocianeto de potássio. Observar a formação de um precipitado azul escuro (azul da Prússia). 
Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- ↔ Fe4[Fe(CN)6]3
(ferrocianeto de ferro (III)) 
OBS: teste de diferenciação de Fe2+ e Fe3+.
- Tiocianato de amônio: 
Em solução ligeiramente ácida de uma solução de cloreto de ferro (III), adicionar, gota a gota, uma solução de tiocianato de amônio na amostra em estudo e observar a formação de uma solução vermelho sangue para o tiocianato de ferro (III). 
Fe3+ + 3 SCN- ↔ Fe(SCN)3
OBS: este é o melhor teste de identificação de íons Fe3+. Também forma uma série de complexos, tais como: [Fe(SCN)]2+; [Fe(SCN)]+; [Fe(SCN)]-; [Fe(SCN)]2- e [Fe(SCN)]3-. 
C) Cromo – Cr3+ 
Para o estudo destas reações, é empregada uma solução de cloreto de cromo (III), CrCl3.6H2O, ou uma solução de sulfato de cromo (III), Cr2(SO4)3.15H2O. As principais reações:
OBS: se utilizar hidróxido concentrado haverá formação de complexo (tetrahidróxicromato (III)) – solúvel: Cr(OH)3 + 6NH4OH -> [Cr(NH3)6]3+ + 6H2O + 3OH- 
- Hidróxido de sódio: 
Adicionar hidróxido de ferro à amostra em estudo e observar a formação de um precipitado verde de hidróxido de cromo (III). 
Cr3+ + OH- ↔ Cr(OH)3
OBS: A reação é reversível por adição de ácidos, o precipitado dissolve-se> Em excesso de reagente, o precipitado dissolve-se facilmente, sendo formados ions tetrahidroxicromato (III, ou íon cromito, [Cr(OH)4]-. 
- Solução de carbonato de sódio
Forma-se precipitado de hidróxido de cromo (III)
- Água oxigenada em meio alcalino: 
Adicionar algumas gotas de hidróxido de sódio na amostra em estudo, testar o pH e quando o mesmo estiver alcalino, adicionar peróxido de hidrogênio.
Observar mudança de cor de verde para amarelo, em função da formação de íons cromato. 
2 [Cr(OH)4]- + 3 H2O2 + 2 OH- ↔ 2 CrO42- + 8 H2O
- Solução de fosfato de sódio
Precipitado verde de fosfato de cromo (III). O precipitado verde de fosfato de cromo (III). O precipitado é solúvel em ácidos minerais, mas é praticamente insolúvel em ácido acético diluído a frio.
Cr+3 + HPO4-2 CrPO4↓+ H+
D) Alumínio – Al3+ 
Emprega-se uma solução de cloreto de alumínio, AlCl3, ou uma solução de sulfato de alumínio, Al2(SO4)3.16H2O, ou alume de potássio, K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, para o estudo destas soluções. As principais reações:
- Solução de carbonato de sódio
Precipitado branco de hidróxido de alumínio, porque o carbonato de sódio neutraliza o ácido liberado na hidrólise do alumínio, formando o dióxido de carbono (CO2). O precipitado dissolve-se em excesso de reagente.
- Solução de Hidróxido de Sódio
Adicionar à amostra em análise, gotas de solução de Hidróxido de Sódio. Forma-se um precipitado branco de hidróxido de alumínio. É dissolvido em excesso do reagente, formando íons tetrahidroxialuminato ([Al(OH)4-].
- Solução de acetato de sódio
Nenhum precipitado é obtido em solução neutras frias, mas, fervendo com excesso de reagente, forma-se um precipitado volumoso de acetato básico de alumínio [Al(OH)2CH3CO2]. 
- Sulfeto de amônio: 
Adicionar, gota a gota, na amostra em análise sulfeto de amônio e observar a formação de hidróxido de alumínio precipitado de cor branca. 
2 Al3+ + 3 S2- + 6 H2O ↔ 2 Al(OH)3 + 3 NH4+
- Hidróxido de amônio: 
Adicionar hidróxido de amônio na amostra em estudo e observar a formação de um precipitado branco de hidróxido de alumínio. 
2 Al3+ + 3 NH4OH ↔ 2 Al(OH)3 + 3 NH4+
- Hidróxido de sódio: 
Na amostra analisada adicionar, gota a gota, hidróxido de sódio e observar a formação de hidróxido de alumínio, precipitado branco. 
Al3+ + 3 OH- ↔ Al(OH)3
OBS: não colocar excesso de hidróxido de sódio, pois haverá a formação do complexo tetrahidroxialuminato, que é solúvel em soluções aquosas. 
Al(OH)3 + OH- ↔ [Al(OH)4]-
OBSERVAÇÃO GERAL: Todas as reações (sem exceção) utilizando sulfeto devem ser feitas na capela, visto algumas, dependo das condições do meio, liberarem H2S que é tóxico!
AULA PRÁTICA 6
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS COBALTO, NÍQUEL, MANGANÊS E ZINCO (GRUPO III-B)
A) Cobalto – Co2+ 
As reações dos íons cobalto (II) podem ser estudadas com uma solução de cloreto de cobalto (II), CoCl2.6H2O ou nitrato de cobalto (II), Co(NO3)2.6H2O. 
As principais reações são:
- Sulfeto de amônio: 
Adicionar, gota a gota e dentro da capela, uma solução de sulfeto de amônio e observar a formação de um precipitado preto de sulfeto de cobalto. 
Co2+ + S2- ↔ CoS
· O precipitado é insolúvel em ácidos clorídrico ou ácido acético diluído (embora a precipitação não ocorra em tal meio). 
· O ácido nítrico concentrado a quente, ou a água régia dissolvem o precipitado, restando enxofre branco.
· Por aquecimento mais prolongado a mistura vai clareando, devido à oxidação do enxofre a sulfato.
- Hidróxido de amônio: 
Adicionar uma pequena quantidade hidróxido de amônio diluído (o meio reacional não pode estar muito alcalino) à amostra em análise. Observar a formação de um precipitado azul de sal básico de cobalto. 
Co2+ + NH4OH ↔ Co(OH)NO3 + OH-
OBS: com excesso de amônio, haverá a formação de um complexo (hexaminocobaltato (II)), que é solúvel. 
Co(OH)NO3 + 6 NH4OH ↔ [Co(NH3)6]2+ + NO- + OH- + 6 H2O
- Hidróxido de sódio: 
Soluçãode Hidróxido de Sódio. A reação a frio leva a precipitação de um sal básico azul (Co(OH)NO3). 
Co2+ + NaOH ↔ Co(OH)NO3 + Na+
Aquecendo com excesso do reagente, o sal básico é transformado em um precipitado rosa hidróxido de cobalto (II) (Co(OH)2). Na presença de ar é oxidado a hidróxido de cobalto (III) (Co(OH)3), marrom - escuro.
Co(OH)NO3 + OH- ↔ Co(OH)2
Deixar a solução contendo o precipitado de hidróxido de cobalto em repouso ou adicionar algumas gotas de peróxido de hidrogênio e observar o escurecimento do precipitado, indicando a oxidação do Co2+ para o Co3+. 
4Co(OH)2 + O2 + 2 H2O ↔ 4 Co(OH)3
- Hidróxido de sódio com hipoclorito de sódio: 
Adicionar algumas gotas de hidróxido de sódio na amostra analisada e observar a formação de um precipitado verde gelatinoso de hidróxido de níquel. Adicionando-se algumas gotas de hipoclorito de sódio ao precipitado observa-se que o níquel oxida, pela coloração escura adquirida pelo precipitado. 
Ni2+ + 2 OH- ↔ Ni(OH)2
2 Ni(OH)2 + ClO- + H2O ↔ 2 Ni(OH)3 + Cl-
C) Manganês – Mn2+ 
- Sulfeto de amônio: 
Adicionar algumas gotas de sulfeto de amônio na amostra analisada. Observar a formação de um precipitado de sulfeto de manganês de coloração rosa. 
Mn2+ + S2- ↔ MnS
- Hidróxido de amônio: 
Adicionar, gota a gota, de hidróxido de amônio diluído e observe a formação de um precipitado amarelo bem claro de hidróxido de manganês. Nesta reação um excesso de hidróxido não provocará a dissolução do precipitado, pois hidróxidos de manganês não formam complexos. 
Mn2+ + 2 NH4OH ↔ Mn(OH)2 + 2 NH4+
- Hidróxido de sódio: 
Precipita-se, inicialmente, no hidróxido de manganês (II) (Mn(OH)2), precipitado branco (reação 1). Sendo insolúvel em excesso de reagente. Em contato com o ar, forma o dióxido de manganês hidratado (MnO(OH)2), precipitado marrom (reação 2)
Na solução obtida anteriormente pode ser realizada dois testes:
a) deixando a solução em repouso por alguns minutos, onde observa- se a formação de um precipitado escuro; 
Mn(OH)2 + O2 + H2O ↔ MnO2.H2O + 2 OH
b) adicionar algumas gotas de peróxido de hidrogênio, que produzirá também um precipitado marrom escuro. Ambos os produtos formados são dióxido de manganês hidratado, devido à oxidação do manganês de Mn2+ para Mn4+. 
Mn(OH)2 + H2O2 ↔ MnO2.H2O + H2O
- Dióxido de chumbo: 
Na amostra de interesse adicionar dióxido de chumbo em meio ácido (acidificar o meio com HNO3 concentrado – testar com papel indicador). Observar a mudança de coloração da solução para violeta, em função da formação dos íons permanganato. 
2 Mn2+ + 5 PbO2 + 4 H+ ↔ MnO4- + 5 Pb2+ + 2 H2O
OBS: Este teste é um excelente para diferenciação na identificação de manganês em uma amostra de composição desconhecida. 
D) Zinco – Zn2+ 
Emprega-se uma solução de sulfato de zinco, ZnSO4.7H2O, para o estudo destas reações. As principais reações:
- Sulfeto de amônio: 
Adicionar sulfeto de amônio na amostra analisada e observar a formação de precipitação parcial de sulfeto de zinco, um precipitado de coloração amarelo claro. 
Zn2+ + S2- ↔ ZnS
- Hidróxido de amônio: 
Adicionar hidróxido de amônio à amostra analisada, observar a formação de um precipitado branco gelatinoso de hidróxido de zinco (II). 
Zn2+ + 2 NH4OH ↔ Zn(OH)2 + 2 NH4+
OBS: Excesso de hidróxido gera um complexo e o precipitado se desfaz, fazendo com que seja realizada uma análise errônea da amostra. 
Zn(OH)2 + 4 NH4OH ↔ [Zn(NH3)4]2+ + 2 OH-
(tetraminzincato (II)) 
- Hidróxido de sódio: 
Adicionar poucas gotas de hidróxido de sódio na amostra em estudo e observar a formação de hidróxido de zinco (II) – precipitado branco gelatinoso. 
Zn2+ + 2 OH- ↔ Zn(OH)2
OBS: Não adicionar excesso de hidróxido, pois, formará um complexo de tetrahidrozincato (II). 
Zn(OH)2 + 2 OH- ↔ [Zn(OH)4]2+ + 2 OH-
- Solução de hexacianoferrato (II) de potássio: 
Adicionar algumas gotas de solução de ferrocianeto de potássio (hexacianoferrato de potássio II) na amostra de interesse. Observar a formação do precipitado branco de ferrocianeto de zinco e potássio. 
3 Zn2+ + 2K+ + 2[Fe(CN)6]4- ↔ K2Zn3[Fe(CN)6]2
O precipitado é insolúvel em ácidos diluídos, mas dissolve-se facilmente em hidróxido de sódio esta reação pode ser empregada para distinguir zinco de alumínio.
E)- Niquel
Para o estudo destas reações, é empregada uma solução de sulfato de níquel, NiSO4.7H2O, ou cloreto de níquel, NiCl2.6H2O.
	
	
Adicionar algumas gotas do reagente dimetilglioxima (C4H8N2O2) na amostra em análise. Observar a coloração rosa muito característica do precipitado de dimetilglioxima de níquel formado. 
2 Co2+ + 2 H2DMG ↔ Co(HDMG)2 + 2 H+
- Solução de Hidróxido de Sódio
Precipitado verde de hidróxido de níquel (II) (Ni(OH)2). O precipitado é insolúvel em excesso de reagente, porém solúvel em amônia na presença de excesso de hidróxido alcalino. Os sais de amônio também dissolvem o precipitado, formando para ambos íons complexos ([Ni(NH3)6]2+).
- Solução de Amônia
Precipitado Verde de hidróxido de níquel (II) que se dissolve em excesso de reagente, formando íons complexos hexaminoniquelato (II) ([Ni(NH3)6]2+).
- Solução de Sulfeto Amônio
Precipitado preto de sulfeto de níquel (NiS) a partir de soluções neutras ou ligeiramente alcalinas.
O precipitado é praticamente insolúvel em ácido clorídrico diluído a frio (distinção dos sulfetos de manganês e zinco) e em ácido acético, mas dissolve-se em ácido nítrico concentrado e em água- régia. Com liberação de enxofre.
Bibliografia (Utilizada nos Cátions)
1. VOGEL, A. I; Química analítica qualitativa, 5a edição, Editora Mestre Jou – SP, 1982.
2. BACCAN, N., GODINHO, O.E.S., ALEIXO, L.M., STEIN, E. Introdução a semimicroanálise qualitativa, editora da UNICAMP, Campinas – SP, 1987.  
3. ALEXEEV, Análise qualitativa, Editora Lopes da Silva, Porto, 1982. 
4. CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry, 5ª Edição, Ed. John Wiley&Sons, 1994, 
5. WISMER, R. K., Qualitative Analysis with ionic equilibrium, Macmillian Publishing Company, New York, 1991. 
AULA PRÁTICA 7
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DE AMOSTRA DE CÁTIONS DESCONHECIDA
PROVAS PRÉVIAS: 
A) Coloração da chama (conclusiva apenas para o íon Na+). 
B) Solubilidade em água, medida do pH da solução e caráter redox: coloca-se uma porção da amostra correspondente a uma ponta de espátula em um tubo de ensaio, adiciona-se cerca de 2 mL de água destilada e agita-se, observando-se se há dissolução total ou não (recomenda-se aquecer brandamente para auxiliar na dissolução). Toca-se a solução com a ponta de um bastão de vidro limpo e seco e, depois, põe-se este em contato com uma tira de papel indicador. Compara-se a cor do papel ao padrão de cores do papel indicador utilizado e tem-se, assim, uma idéia do valor do pH da solução aquosa da amostra. Usando alíquotas da solução formada, verifique o caráter redoxi utilizando soluções de KMnO4 (essa solução deve ser muito diluída, para isso dilua na proporção 1:20) e KI. 
C) Solubilidade em ácido clorídrico diluído. Caso a amostra seja insolúvel em H2O adicione, sobre a mistura da amostra com H2O, algumas gotas de HCl diluído, e verifique a solubilidade a frio e a quente. 
D) Comportamento em ácido sulfúrico concentrado. Coloca-se uma porção da amostra, correspondente a uma ponta de espátula, em um tubo de ensaio e adiciona-se cerca de 1 mL de H2SO4 concentrado. Observe o comportamento da amostra a frio e a quente (aquecimento brando). Faça o teste na CAPELA. 
Dependendo das observações anotadas, pode-se tirar conclusões preliminares acerca de alguns íons presentes na amostra: 
1) Se a amostra é solúvel em água, não existe Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+ na presença de CO32- e SO42- (Cuidado uma amostra pode apresentar Mg2+ e CO32- e ser solúvel em água, desde que haja NH4+ em concentração alta). 
2) Se a amostra é solúvel em HCl diluído e (aquecimento), não existe Sr2+, Ba2+ na presença de SO42-. Se for parcialmente solúvel, comprova-se a presença de resíduo e então se deve fazer a fusão alcalina. 
3) A liberação de um vapor violeta quando a solução problema é tratada com H2SO4 concentrado é indicativode I2, portanto pode haver I-. Se alaranjado ou acastanhado pode ser Br2 e/ou NO2-, portanto indicativo da presença de Br-, NO2- e/ou NO3-.
Bibliografia
· BACCAN, N., GODINHO, O.E.S., ALEIXO, L.M., STEIN, E. Introdução a semimicroanálise qualitativa, editora da UNICAMP, Campinas – SP, 1987.  
· VOGEL, A. I; Química analítica qualitativa, 5a edição, editora mestre jou – SP, 1982. 
· ALEXEEV, Análise qualitativa, Editora Lopes da Silva, Porto, 1982. 
· CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry, 5ª Edição, Ed. John Wiley&Sons, 1994, 
· EUA.KING, E.J., Análise qualitativa: reações, separações e experiências. Editora Interamericana, RJ, 1981. 
· WISMER, R. K., Qualitative Analysis with ionic equilibrium, Macmillian Publishing Company, New York, 1991. 
SEPARAÇÃO DE CÁTIONS
GRUPO I
GRUPO II
	
	
	
GRUPO III
DMG= Dimetilglioxima
GRUPO IV
GRUPO V
1.4- Reações
Grupo I
· Identificação
· Separação
· Confirmação
Grupo II
· Identificação
Tioacetamida
· Separação
· Confirmação
Subgrupo do Cu
Subgrupo do As
· Confirmação
Subgrupo do Cu
Grupo III
· Separação
· Confirmação
Subgrupo do Zn
Grupo IV
· Identificação
· Separação
· Confirmação
Grupo V
2- Classificação Analítica dos Ânions:
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são tão sistemáticos como os descritos para os cátions no item anterior. Não existe realmente um esquema satisfatório que permita a separação dos ânions comuns em grupos principais, e a subsequente separação inequívoca, em cada grupo, de seus componentes independentes. Eles podem ser separados de acordo com as solubilidades dos seus sais de prata, de cálcio ou de bário e dos sais de zinco; mas estes grupos podem ser considerados úteis apenas para dar indicação das limitações do método e confirmação dos resultados obtidos por processos mais simples. Sabe-se ainda que na prática, alguns ânions podem pertencer a mais de uma das subdivisões, já que não se têm bases teóricas. Estudaremos, então, a classificação adotada por Arthur Vogel, que é satisfatória na prática. Ele divide os ânions em dois grupos, são eles:+
Grupo I ou Classe A: os que envolvem a identificação por produtos voláteis obtidos por tratamento com ácidos. Esse grupo se subdivide em:
· Gases desprendidos com ácido clorídrico ou ácido sulfúrico diluídos: carbonato (CO32-), hidrogenocarbonato (bicarbonato) (HCO3-), sulfito (SO32-), tiossulfato (S2O32-), sulfeto (S2), nitrito (NO2-), hipoclorito (OCl-), cianeto (CN-) e cianato (OCN-).
· Gases ou vapores desprendidos por tratamento com ácido sulfúrico concentrado. Incluem os de I e mais os seguintes: fluoreto (F-), hexafluorsilicato ([SiF6]2-), cloreto (Cl-), brometo (Br-), iodeto (I-), nitrato (NO3-), clorato (ClO3-), perclorato (ClO4-), permanganato (MnO4-), bromato (BrO3-), borato (BO33-), hexacianoferrato (II) ([Fe(CN)6]4-), hexacianoferrato (III) ([Fe(CN)6]3-), tiocianato (SCN-),formiato (HCOO-), acetato (CH3COO-), oxalato ((COO)22-), tartarato (C4H4O62-) e citrato (C6H5O73-).
Grupo II ou Classe B: os que dependem de reações em solução.
Esse grupo se subdivide em:
· Reações de precipitação: sulfato (SO42-), persulfato (S2O82-), fosfato (PO43-), fosfito (HPO32-), hipofosfito (H2PO2-), arseniato (AsO43-), arsenito (AsO33-), cromato (CrO42-), dicromato (Cr2O72-), silicato (SiO32-), hexafluorsilicato ([SiF6]2-), salicilato (C6H4(OH)CO2-), benzoato (C6H5COO-) e succinato (C4H4O4-).
· Oxidação e redução em solução: Manganato, permanganato (MnO4-), cromato (CrO42-) e dicromato (Cr2O72-).
____________________________________________________________________________
Exercício. De acordo com as classificações analíticas dos ânions proponha metodologias analíticas para de separação e identificação dos mesmos.
1. SULFATO, NITRATO E CARBONATO 
2. SULFETO, NITRITO, FOSFATO, 
3. ACETATO, CLORETO, BROMETO 
4. BICARBONATO, SULFITO E IODETO
5. NITRITO, CIANETO E BROMATO
6. OXALATO, TIOCIANATO E IODATO
Bibliografia
1. BACCAN, N., GODINHO, O.E.S., ALEIXO, L.M., STEIN, E. Introdução a semimicroanálise qualitativa, editora da UNICAMP, Campinas – SP, 1987.  
2. VOGEL, A. I; Química analítica qualitativa, 5a edição, editora mestre jou – SP, 1982. 
3. ALEXEEV, Análise qualitativa, Editora Lopes da Silva, Porto, 1982. 
4. CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry, 5ª Edição, Ed. John Wiley&Sons, 1994, 
5. EUA.KING, E.J., Análise qualitativa: reações, separações e experiências. Editora Interamericana, RJ, 1981. 
6. WISMER, R. K., Qualitative Analysis with ionic equilibrium, Macmillian Publishing Company, New York, 1991. 
AULA PRÁTICA 8
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS SULFATO, FOSFATO, CARBONATO, SULFITO E SULFETO, (CLASSE A: GRUPO I) 
A) Sulfato – SO42- 
Os sulfatos de bário, estrôncio e chumbo são praticamente insolúveis em água, os de cálcio e mercúrio (II) são pouco solúveis e a maioria dos demais sulfatos metálicos é solúvel. Alguns sulfatos básicos, tais como os de mercúrio, bismuto e cromo, são também insolúveis em água, mas se dissolvem em ácido clorídrico ou nítrico diluídos.
Para o estudo dessas reações, é empregada uma solução de sulfato de sódio, Na2SO4.10H2O. As principais reações:
- Solução de Cloreto de Bário (Reação de Confirmação)
Precipitado branco de sulfato de bário, BaSO4, insolúvel em ácido clorídrico diluído a quente e em ácido nítrico diluído, mas moderadamente solúvel em ácido clorídrico concentrado fervendo.
Ba2+ + SO42- ↔ BaSO4
OBS 1: Este precipitado é insolúvel em meio ácido (forte). Para comprovar tal afirmação adicione algumas gotas de ácido clorídrico 6M ao precipitado de sulfato de bário formado. 
OBS 2: Outro teste de identificação de sulfato é com nitrato de chumbo, que também forma um precipitado branco. Entretanto, este teste não é tão aplicado quanto o de bário em razão de chumbo ser um metal pesado e posteriormente fica dificultado seu descarte.
- Solução de Acetato de Chumbo
Precipitado branco de sulfato de chumbo, PbSO4, solúvel em ácido sulfúrico concentrado a quente, em soluções de acetato de amônio e tartarato de amônio e em soluções de hidróxido de sódio.
- Solução de Nitrato de Mercúrio (II)
Precipitado amarelo de sulfato básico de mercúrio (II):
B) Ortofosfato – PO43- 
- Reações do cloreto de bário: 
· Com soluções neutras, obtêm- se um precipitado branco amorfo de fosfato secundário de bário, BaHPO4, solúvel e ácidos minerais diluídos e ácido acético.
· Na presença de algumas gotas de hidróxido de amônio, (soluções alcalinas) para alcalinizar o meio; logo após, adicionar nitrato de bário e observar a formação de fosfato de bário – precipitado branco. 
3 HPO42 + Ba2+ → BaHPO4
3 Ba2+ + 2 HPO42- + 2 NH3 → Ba3(PO4)2 + 2 NH4+
OBS 1: Fosfato, quando em solução aquosa, encontra-se na forma de monohidrogênio fosfato, por isso, deve-se adicionar hidróxido ao meio para o NH3 converter o íon HPO42- em PO43-. 
OBS 2: Caso o meio não fosse alcalinizado no início da reação, não seria observada a formação do fosfato de bário, pois o mesmo voltaria a ser monohidrogênio fosfato, como mostra as equações abaixo: 
HPO42- + Ba2+ ↔Ba3(PO4)2 + H+
PO43- + H+ ↔ HPO42-
- Molibdato de amônio Reação de Confirmação: 
Forma-se um precipitado amarelo, cristalino, de fosfomolibdato de amônio ((NH4)3[P(Mo3O10)4]). 
OBSERVAÇÃO: A precipitação é acelerada por aquecimento a uma temperatura próxima a 40ºC e por adição de solução de nitrato de amônio. O precipitado é solúvel em amônia e em soluções de álcalis cáusticos.
O íon MoO42- é empregado na equação por uma questão de simplicidade, ele pode existir sob condições experimentais da reação
OBS: Ótima reação de identificação de íons fosfato! 
- Solução de Nitrato de Prata
Precipitado amarelo de ortofosfato de prata (Ag3PO4) (distinção do meta e pirofosfato), solúvel em solução de amônia diluída e ácido nítrico diluído.
- Solução de Cloreto de Ferro (III)
Precipitado branco amarelado de fosfato de ferro (III) (FePO4) solúvel em ácidos minerais diluídos, mas insolúvel em ácido acético diluído:
A precipitação é incompleta devido à produção de ácido minerallivre. Com a adição de sal de um ácido fraco (como acetato de amônio ou sódio) ela é completa.
C) Carbonato – CO32- 
As principais reações são:
- Ácido Clorídrico diluído: 
Decompõe-se com efervescência, devido à liberação do dióxido de carbono (Reação de Confirmação). O dióxido de carbono é identificado por suas propriedades de turvar a água de cal (formando o precipitado carbonato de cálcio) ou de barita (formando o precipitado de bário).
- Solução de Cloreto de Bário ou de Cálcio: 
Precipitado branco de carbonato de bário ou cálcio. Essa reação serve para distinguir os carbonatos do hidrogenocarbonatos. Somente os carbonatos reagem. Os precipitados formados são solúveis em ácidos minerais e ácido carbônico
- Reação de H+ (diluído) com CO32- em sistema fechado:
Em um tubo de ensaio colocar a amostra a ser analisada. Em seguida, adicionar algumas gotas de ácido acético ou sulfúrico diluído. Em outro tubo de ensaio adicionar água de barita e montar o sistema em U como demonstrado abaixo. Aqueça brandamente o sistema e observe a formação de precipitado branco, indicando a presença de carbonato na amostra (BaCO3). 
CO32- + 2 H+ ↔ H2CO3 ↔ CO2 + H2O
CO2 + Ba2+ + 2 OH- ↔ BaCO3 + H2O
D) Sulfito – SO32- 
Somente os sulfitos de metais alcalinos e de amônio são solúveis em água. Os sulfitos dos outros metais são fracamente solúveis ou insolúveis.
Uma solução, recém- preparada, de sulfito de sódio Na2SO3.7H2O pode ser usada para o estudo destas reações. As principais reações:
- Reação do Ba2+ com SO32-: 
Adicionar nitrato de bário na amostra de interesse. Observar a formação de um precipitado branco de sulfito de bário. 
Ba2+ + SO32- ↔ BaSO3
Testar a solubilidade do precipitado em HCl diluído. O que se observa? 
R.___________________________________________________________ 
Este pode ser um teste de diferenciação entre SO42- e SO32-? 
R.___________________________________________________________ 
- Ácido Clorídrico diluído (ou ácido sulfúrico diluído) (Reação de Confirmação) Decompõem-se mais rapidamente a quente, com liberação de dióxido de enxofre.
O dióxido de enxofre (SO2-) é detectado através de seus odores sufocantes de enxofre queimado. 
Um papel de filtro umedecido com solução de dicromato de potássio acidificado é colocado na boca do tubo de ensaio em que se processa a reação, o gás reage com o reagente do filtro formando íons cromo (III), cor verde. 
Utilizando uma solução de iodato de potássio e amido para umedecer o mesmo papel, verifica-se a coloração azul, devido à formação do iodo.
- Solução de Cloreto de Bário ou Cloreto de Estrôncio
Precipitado branco de sulfito de bário ou de estrôncio (por agitação). O sulfito formado dissolve-se em ácido clorídrico diluído, liberando o dióxido de enxofre.
Em repouso, o precipitado é lentamente oxidado a sulfato e torna-se então insolúvel em ácidos minerais diluídos.
- Solução de Permanganato de Potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído
Descoloração por redução a íons manganês (II)
- Solução de Dicromato de Potássio, previamente acidificada com ácido sulfúrico diluído
Coloração verde, devido à formação de íons cromo (III).
AULA PRÁTICA 9
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS OXALATO, NITRATO E ACETATO (CLASSE A: GRUPO II)
A) Nitrato – NO3- 
Todos os nitratos são solúveis em água. Os nitratos de mercúrio e bismuto produzem sais básicos, tratando-os com água; estes são solúveis em ácido nítrico diluído. Para o estudo destas reações, é usada uma solução de nitrato de potássio, KNO3. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico concentrado
Forma-se vapores de cor marrom avermelhada de dióxido de nitrogênio, acompanhado de vapores ácidos de ácido nítrico. A reação é feita a quente.
Essa reação não se processa na presença de ácido sulfúrico diluído.
- Solução de Sulfato de Ferro (II) e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação) 
Leva a formação do íon [Fe(NO)]2+, é evidenciado pelo surgimento do anel marrom na zona de contato dos dois líquidos (reagente e amostra em estudo).
Agitando e aquecendo a mistura, a cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico e permanece uma solução amarela de íons ferro (III) (reação 1). O ensaio não é confiável na presença de brometos, iodetos, nitritos, cromatos e cloratos.
- Redução de Nitratos em meio alcalino
Desprende-se amônia (NH3), que é detectada por seu odor, por sua ação sobre o papel de tornassol vermelho e sobre o papel de nitrato de mercúrio (I). Reação é feita por aquecimento e o meio alcalino hidróxido de sódio, na presença de pó de zinco ou alumínio em pó.
B)- Oxalato, (COO)22-
Os oxalatos de metais alcalinos e de ferro (II) são solúveis em água, os demais insolúveis. São solúveis em ácidos diluídos. Alguns oxalatos se dissolvem em solução concentrada de ácido oxálico em virtude da formação de oxalatos solúveis ácidos ou compostos. 
Para o estudo destas reações, é empregado uma solução de oxalato de sódio (COONa)2 ou oxalato de amônio (COONH4)2.H2O. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico Concentrado
Ocorre a decomposição de todos os oxalatos sólidos com desprendimento de monóxido de carbono e dióxido de carbono. Este último pode ser detectado passando o gás através da água de cal e queimado o monóxido na boca do tubo de ensaio. O ácido sulfúrico atua como um agente desidratante. Com ácido sulfúrico diluído, não ocorre nenhuma ação visível.
- Solução de Cloreto de Cálcio (Reação de Confirmação)
Precipitado branco cristalino, de oxalato de cálcio, proveniente de soluções neutras, insolúvel em ácido acético diluído, ácido oxálico diluído e em solução de oxalato de amônio, mas solúvel em ácido clorídrico e em ácido nítrico diluídos.
C)- Acetato – Ac- 
Todos os acetatos normais, com exceção dos acetatos de prata e mercúrio (I), que são pouco solúveis, são facilmente solúveis em água. Alguns acetatos básicos, como o de ferro, alumínio e cromo, são insolúveis em água.
Para o estudo destas reações, é empregada uma solução de acetato de sódio, CH3COONa.3H2O. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico diluído
Por aquecimento, desprende-se ácido acético, é reconhecido por seu odor semelhante a vinagre.
- Ácido Sulfúrico concentrado
Por aquecimento, desprende-se ácido acético juntamente com dióxido de enxofre. Este último tende a mascarar o odor do vapor do ácido acético concentrado. Esse problema é resolvido com o uso do ácido sulfúrico diluído.
AULA PRÁTICA 10
PROVAS RECOMENDADAS PARA IDENTIFICAÇÃO DOS ÍONS CLORETO, BROMETO E IODETO E FLUORETO (CLASSE A: GRUPO II)
A) Cloreto – Cl- 
A maioria dos cloretos é solúvel em água. O cloreto de mercúrio (I), cloreto de prata, cloreto de chumbo, cloreto de cobre (I) (CuCl), oxicloreto de bismuto (BiOCl), oxicloreto de antimônio (SbOCl) e oxicloreto de mercúrio (Hg2OCl2) são insolúveis em água.
Para o estudo dessas reações, é empregada uma solução de cloreto de sódio, NaCl. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico concentrado
Ocorre uma decomposição considerável do cloreto a frio, e completa a quente, com desprendimento ácido clorídrico produto é reconhecido por:
a. seu odor picante e a produção de fumaças brancas que sopra na boca do tubo de ensaio; 
b. desenvolve nuvens brancas de cloreto amônio ao reagir com solução de amônia presente em um bastão de vidro colocado na boca do tubo e c) tornar vermelho o papel de tornassol.
- Dióxido de Manganês e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação)
A reação acima é feita a quente. O cloro (Cl2) é identificado por seus odores sufocantes, de cor verde amarelada, pelo branqueamento do papel de tornassol umedecido e a conversão para azul do papel de goma de amido - iodeto de potássio.
- Solução de Nitrato de Prata
Precipitado branco, floculento, de cloreto de prata (AgCl). Insolúvel em água e em ácido nítrico diluído, mas solúvel em solução diluída de amônia e em soluções de cianeto de potássio e tiossulfato de sódio.
B)- Brometo, Br-
Os brometos de prata, mercúrio (I) e cobre (I) são insolúveis em água. O brometo de chumbo é pouco solúvel a frio, mas muito solúvelem água fervendo. Todos os outros brometos são solúveis. Para o estudo destas reações , é empregada uma solução de brometo de potássio, KBr. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico concentrado
Na presença desse reagente observa-se a formação de uma solução marrom avermelhado (formação do ácido bromídrico (HBr) e, em seguida o desprendimento de vapores de bromo (Br2) (reação 2) da mesma cor que acompanham o ácido bromídrico (fumaça em ar úmido). Essas reações são aceleradas por aquecimento.
- Dióxido de Manganês e Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação)
Desprendem-se vapores de bromo de cor marrom avermelhada.
- Solução de nitrato de prata
Precipitado floculento, amarelo- pálido, de brometo de prata (AgBr) pouco solúvel em solução de amônia diluída e solúvel na concentrada. É também solúvel em soluções de cianeto de potássio e tiossulfato de sódio, mas insolúvel em ácido nítrico diluído.
C)- Iodeto, I-
As solubilidades dos iodetos são semelhantes às dos cloretos e brometos. Os iodetos de prata, mercúrio (I), mercúrio (II), cobre (I) e chumbo são os sais menos solúveis. Essas reações podem ser estudadas com uma solução de iodeto de potássio, KI. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico concentrado
A reação desse reagente com iodeto sólido, com aquecimento, desprendem-se vapores de cor violeta que tornam azul o papel de goma de amido, liberação de iodo. O ácido iodídrico é formado, mas na maior parte o reagente é reduzido a dióxido de enxofre, ácido sulfídrico e enxofre, cujas proporções relativas dependem das concentrações dos reagentes.
- Solução de Nitrato de Prata
Precipitado amarelo, floculento, de iodeto de prata (AgI), facilmente solúvel em soluções de cianeto de potássio e tiossulfato de sódio e pouco solúvel em solução de amônia concentrada e e insolúvel em ácido nítrico diluído.
- Água de Cloro (Reação de Confirmação): 
· Adicionando este reagente gota a gota à solução de um iodeto, libera-se iodo, que colore de marrom a solução. 
· Agitando-se com clorofórmio ou tetracloreto de carbono, o iodo é dissolvido nesses solventes orgânicos formando uma solução violeta que ficará a baixo da camada aquosa (já que água e os solventes em estudo não solúveis). 
· O iodo livre também pode ser identificado pela cor azul característica que forma com a c. 
OBSERVAÇÃO:
1- Se um excesso de água de cloro for adicionado, o iodo se oxida a ácido iódico incolor (HIO3).
2- : Na prática, em vez de ser empregada a água de cloro, é mais conveniente utilizar a solução de hipoclorito de sódio diluído, acidulada com ácido clorídrico diluído.
D)- Fluoreto, F-
Os fluoretos de metais alcalinos comuns e de prata, mercúrio, alumínio e níquel são facilmente solúveis em água, os de chumbo, cobre, ferro (III), bário e lítio são pouco solúveis, e os demais alcalinos terrosos são insolúveis em água. Para estudo destas reações, é empregada uma solução de fluoreto de sódio, NaF. As principais reações:
- Ácido Sulfúrico concentrado (Reação de Confirmação)
Aquecendo o reagente com fluoreto sólido, forma-se o fluoreto de hidrogênio dimerizado (H2F2), que é um gás incolor e corrosivo (reação 1). A temperaturas elevadas (90ºC), ele se dissocia completamente em monômero de fluoreto de hidrogênio (ácido fluorídrico).
OBSERVAÇÃO: Esse gás tem uma ação corrosiva sobre a sílica do vidro. Logo, os experimentos devem ser conduzidos em recipientes de teflon.
- Solução de Nitrato de Prata: 
Nenhum precipitado, pois o fluoreto de prata é solúvel em água.
- Solução de Cloreto de Cálcio:
Precipitado branco, viscoso, de fluoreto de cálcio (CaF2), pouco solúvel em ácido acético e solúvel em ácido clorídrico diluído.
Bibliografia
1. BACCAN, N., GODINHO, O.E.S., ALEIXO, L.M., STEIN, E. Introdução a semimicroanálise qualitativa, editora da UNICAMP, Campinas – SP, 1987.  
2. VOGEL, A. I; Química analítica qualitativa, 5a edição, editora mestre jou – SP, 1982. 
3. ALEXEEV, Análise qualitativa, Editora Lopes da Silva, Porto, 1982. 
4. CHRISTIAN, G. D. Analytical Chemistry, 5ª Edição, Ed. John Wiley&Sons, 1994, 
5. EUA.KING, E.J., Análise qualitativa: reações, separações e experiências. Editora Interamericana, RJ, 1981. 
6. WISMER, R. K., Qualitative Analysis with ionic equilibrium, Macmillian Publishing Company, New York, 1991. 
Salmos 23
O SENHOR é o meu pastor, nada me faltará.
Deitar-me faz em verdes pastos, guia-me mansamente a águas tranqüilas.
Refrigera a minha alma; guia-me pelas veredas da justiça, por amor do seu nome.
Ainda que eu andasse pelo vale da sombra da morte, não temeria mal algum, porque tu estás comigo; a tua vara e o teu cajado me consolam.
Preparas uma mesa perante mim na presença dos meus inimigos, unges a minha cabeça com óleo, o meu cálice transborda.
Certamente que a bondade e a misericórdia me seguirão todos os dias da minha vida; e habitarei na casa do SENHOR por longos dias.
Até Breve....
Alaide Barreto
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