Relatório - TEORIA DOS AGENTES OXIDANTES E REDUTORES E REAÇÕES DE CARACTERIZAÇÃO DOS ÂNIONS DO GRUPO II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
Química Analítica Qualitativa Experimental
TEORIA DOS AGENTES 
OXIDANTES E REDUTORES 
E REAÇÕES DE CARACTERIZAÇÃO DOS ÂNIONS DO GRUPO II
Alunos: Ana Zanatta e Tâmie Duarte
Turma: 12
Santa Maria, dezembro de 2011
1
1
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO 3 
OBJETIVOS ESPECÍFICOS 3 
REFERENCIAL TEÓRICO 4
METODOLOGIA 8
RESULTADOS E DISCUSSÕES 15
CONCLUSÃO 21
REFERENCIAL BIBLIOGRÁFICO 22
1. INTRODUÇÃO
Este relatório trata sobre as reações de caracterização dos ânions do grupo II: Cl-, I-, CO32-, NO2-, NO3-, CH3COO- e mais especificamente à teoria dos agentes oxidantes e redutores, para melhor compreensão do conteúdo e na comparação dos resultados obtidos com a teoria. 
Mostrando além, os métodos utilizados para tais caracterizações. 
Objetivos específicos:
- Explicação sobre agentes redutores e oxidantes. 
- Apresentação do conceito de número de oxidação.
- Menção sobre a diferença de força dos tipos de agentes redox e suas ações.
- Mostra de suas aplicações no cotidiano.
- Apresentação da metodologia praticada, juntamente com os cálculos das soluções usadas para tal fim e procedimentos experimentais.
- Interpretação dos resultados obtidos.
2. REFERENCIAL TEÓRICO
2.1 Agentes redutores e oxidantes
Há reações nas quais há uma mudança no estado de oxidação, acompanhada por troca de elétrons entre os reagentes. Elas são denominadas reações de oxido-redução, ou abreviando, reações redox.
Historicamente, o termo oxidação era aplicado a processos onde o oxigênio era aceito por uma substancia. Por sua vez, a redução era considerada um processo no qual o oxigênio era removido de um composto. Mais tarde, a aceitação do hidrogênio também foi chamada de redução e assim a perda de hidrogênio teve de ser denominada oxidação. Em outras reações, nas quais o oxigênio e o hidrogênio não eram envolvidos, tiveram de ser classificadas como oxidação ou redução até que uma definição mais ampla de oxidação e redução, baseada na liberação ou aceitação de elétrons, fosse elaborada.
Atualmente, Reações de Óxido-Redução ou Reações Redox são reações químicas que transferem elétrons entre substâncias fazendo com que o número de oxidação (nox) de uma substância aumente enquanto o “nox” de outra substância diminui. Esse processo não deve ser confundido com as ligações iônicas (em que há transferência de elétrons de uma substância a outra) e sim como um processo de oxidação de uma substância e a redução de outra. A oxidação pode ocorrer nas seguintes circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância ou quando uma substância perde átomos, íons ou moléculas. Já redução, por sua vez, é o inverso e ocorre quando uma substância perde oxigênio ou quando ganha átomos, íons ou moléculas.
Vamos considerar a seguinte reação de óxido-redução abaixo:
Znº + Cu2+ ↔ Zn2+ + Cuº
Quando um elemento está sendo oxidado, seu estado de oxidação altera-se para valores mais positivos. O agente oxidante é aquele que aceita elétrons e é reduzido durante o processo. O número de oxidação do cobre foi de +2 para zero. Assim, dizemos que o cobre sofreu uma redução.
Quando um elemento está sendo reduzido, seu estado de oxidação altera-se para valores mais negativos. O agente redutor é aquele que perde elétrons e é oxidado no processo.
Logo, podemos dizer sobre a reação de óxido-redução acima que o zinco foi oxidado, pois houve um aumento no número de oxidação. Enquanto o cobre foi reduzido, pois houve uma diminuição do número de oxidação. O zinco e o cobre são o agente redutor e oxidante, respectivamente.
2.1.1 Número de oxidação (nox)
É definido como a carga que resulta para um átomo quando os elétrons são considerados de acordo com algumas regras operacionais. Essas regras são as seguintes:
a) O número de oxidação de cada átomo nos elementos livres é igual a zero. Assim, os números de oxidação do sódio (Na), hidrogênio (H2) e no enxofre (S8) são iguais a zero;
b) Nos íons simples, o número de oxidação é igual à carga do íon. Sendo assim, os números de oxidação do sódio no íon Na+ é +1, do oxigênio no íon O2- é -2, do ferro no íon Fe3+ é +3 e íon Fe2+ é +2;
c) O número de oxidação do oxigênio na maioria dos compostos é -2. Uma exceção é para os peróxidos, onde o número de oxidação é -1.
d) Outra exceção é nos compostos de oxigênio e flúor como, por exemplo, o composto F2O. Neste caso, o número de oxidação do oxigênio é +2.
e) O número de oxidação do hidrogênio na maioria das substâncias é +1, exceto para os hidretos metálicos onde o número de oxidação do hidrogênio é -1.
f) A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos de uma molécula neutra deve ser igual a zero, por exemplo:
H2O
 +1 -2
 2. (+1) + (-2) = 0
g) A soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos em um íon complexo deve ser igual à carga do íon, por exemplo: 
SO4-2
 +6 -2
 +6 + 4.(-2) = -2
Na reação de óxido-redução apresentada anteriormente, o “nox” de cada elemento é:
 Znº + Cu2+ ↔ Zn2+ + Cuº
Número de oxidação: 0 +2 +2 0
2.1.2 Força dos agentes oxidantes e redutores
Nem todos os elementos têm a mesma capacidade de captar ou ceder elétrons, isto é, os elementos não possuem todos o mesmo poder oxidante ou redutor. Desta forma alguns compostos apresentam maior capacidade para atuar como oxidantes enquanto outros como redutores.
Quando se deixa cair sódio numa pouco de água, observa-se a libertação de hidrogénio, o que mostra a redução da água, acompanhada da correspondente oxidação do sódio. No entanto, o mesmo não sucede se se deixar cair prata ou outros metais em água, indicando, portanto, que o sódio tem um poder redutor maior do que a prata.
Uma forma de comparar o poder redutor ou oxidante de dois elementos é através da sua reação redox. De um modo geral simples se na reação:
M+ + N → N+ + M
Esta reação vai progredir até uma situação final em que exista mais M do que N, pode dizer-se que o elemento M oxida o composto N. Desta forma o cátion M+ tem um maior poder oxidante que o cátion N+, e de forma semelhante conclui-se que o elemento N tem um maior poder redutor do que o elemento M.
Tendo em conta estes conceitos é possível estabelecer uma ordem dos pares redox conjugados (designada por série eletroquímica ou série de atividade) em que os pares redox são ordenados por ordem crescente de acordo com o poder oxidante das respectivas espécies oxidadas.
Este poder oxidante é medido pelo seu potencial normal de redução, isto é, quanto maior for o potencial normal de redução de um dado par espécie oxidada/espécie reduzida, maior será a tendência da espécie oxidada desse par se transformar na respectiva espécie reduzida, oxidando outras espécies químicas.
Desta forma é possível prever quais os elementos que reagem espontaneamente com outros provocando a sua oxidação ou redução.
Metais: têm, na maior parte dos casos, grandes poderes redutores, uma vez que facilmente perdem elétrons. Através da ordenação dos elementosatrás referida, consegue-se afirmar qual a possibilidade de um metal promover a deslocação do hidrogénio de um ácido, como, por exemplo, do ácido clorídrico. Os metais alcalinos são particularmente redutores, motivo pelo qual o sódio, bem como o lítio ou mesmo o potássio, são capazes de reduzir a água, originando a libertação de hidrogénio, como descrito acima.
Halogêneos: estão no outro lado da tabela periódica, e ao contrário dos metais, apresenta uma grande capacidade em captar elétrons, e são por este motivo, fortes oxidantes. Exemplo: consideremos a reação entre o bromo molecular e íons iodeto, em solução aquosa.
Br2(l) + 2I-(aq) → I2(s) + 2Br-
Uma vez que na série eletroquímica o iodo está acima do bromo, significando que o iodo tem um potencial de redução (Eº I2/ I- = 0,53 V ) mais baixo que o do bromo (Eº Br2/ Br- = 1,09 V ), a reação que ocorre é a redução do bromo a brometo com a consequente oxidação do iodeto a iodo.
O potencial normal de óxido-redução do par Br2 / 2Br- (Eo= +1.07V) tem um valor inferior ao do par Cl2 / 2Cl- (Eo = +1,36V) e, por esta razão, os íons Br- são redutores mais fortes que os íons Cl-. Assim, todos os oxidantes que, como KMnO4, KClO3, PbO2 e MnO2 oxidam, em meio ácido, os íons Cl- em Cl2, devem com mais razão oxidar os íons Br- em Br2. Existem, porém, oxidantes que não conseguem oxidar os íons Cl- e que oxidam os íons Br-. 
2.1.3 Ação dos agentes oxidantes e redutores
Na prática, para verificar se uma espécie é oxidante, redutora ou indiferente, deve-se fazê-la reagir com um oxidante característico e com um redutor característico, os quais devem sofrer variação de cor ao reagir ou originar produtos de fácil reconhecimento ou identificação.
Oxidante característico: MnO4- (violáceo), em meio ácido, na presença de um agente redutor é transformado em Mn2+ (incolor).
Redutor característico: I- (incolor), em meio ácido na presença de um agente oxidante é transformado em I2 (violáceo quando extraído com CHCl2; torna azul a solução aquosa de amido; seu vapor é violáceo; o sólido é cinza e muito pouco solúvel em água, a solução aquosa é amarelada ou acastanhada).
Os ânions podem ser agrupados, por exemplo, quanto ao seu caráter oxidante, redutor e indiferente.
OXIDANTES: NO2-, NO3-, MnO-4 , Cr2O72-
REDUTORES: Cl-, Br-, I- , S2-, SO32-, S2O32-, C2O42-, NO2-
INDIFERENTES: SO42-, CO32-, BO33-, CH3COO-, F- , SiO32- , PO43-
2.1.4 Exemplos de reações redox no cotidiano
Algumas dessas reações são muito úteis para a indústria. O ferro, por exemplo, é extraído pela combinação do minério de ferro com o monóxido de carbono (CO), num alto-forno. Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro (Fe) e o carbono (CO) recebe oxigênio para formar o CO2 (dióxido de carbono). A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro se oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.
Outro exemplo é o da prata em contato com o ar. Os objetos de prata tendem a perder seu aspecto brilhante com o passar do tempo, se tornando embaçados e com coloração escura. Esse fato ocorre porque os átomos de prata da superfície do objeto reagem com outras substâncias, como o oxigênio. Dizemos então que a prata se oxidou, ou seja, passou por uma reação de óxido-redução.
3 METODOLOGIA
3.1 Materiais utilizados
- Tubos de ensaio
- Bico de Bünsen
- Pipetas de vidro e Pasteur
- Béquer
- Garra 
- Tripé
- Tela de amianto
- Estante para tubo de ensaio
- Piceta
3.2 Soluções utilizadas
	Reagente
	Concentração (mol/L)
	Iodeto de potássio - KI
	0,1
	Cloreto de sódio – NaCl
	1
	Brometo de potássio – KBr
	0,1
	Nitrato de prata – AgNO3
	0,1
	Hidróxido de amônio – NH4OH
	6
	Hidróxido de amônio – NH4OH
	concentrado
	Tiossulfato de sódio – Na2S2O3
	0,1
	Nitrato de chumbo – Pb(NO3)2
	0,1
	Cloreto de bário – BaCl2
	0,2
	Nitrato de cobre – Cu(NO3)2
	0,1
	Permanganato de potássio – KMnO4
	0,1
	Ácido acético – CH3COOH
	6
	Nitrito de sódio – NaNO2
	0,1
	Acetato de sódio – CH3COONa
	3
	Álcool isoamílico
	1:1
	Carbonato de sódio – Na2CO3
	2
	Fosfato de sódio - Na2HPO4
	0,1
	Cromato de potássio – K2CrO4
	0,1
	Ácido nítrico – HNO3
	6
	Ácido clorídrico – HCl
	6
	Sulfato de amônio - (NH4)2SO4
	saturada
	Peróxido de hidrogênio – H2O2
	3%
3.3 Cálculos dos Reagentes
A) KI
m=M.mol.V
m=0,1M.166g/mol.1L
m=16,6g
Logo, a massa a ser pesada é 16,6g. Dissolve-se em um béquer com um pequeno volume de água destilada, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água destilada até o menisco.
B) NaCl
m=M.mol.V
m=1M.58,5g/mol.1L
m=58,5g
Logo, a massa a ser pesada é 58,5g. Dissolve-se em um béquer com um pequeno volume de água destilada, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água destilada até o menisco.
C) KBr
m=M.Mol.V
m=0,1M.119g/mol.1L
m=11,9g
Logo, a massa a ser pesada é 11,9g. Dissolve-se em um béquer com um pequeno volume de água destilada, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água destilada até o menisco.
D) AgNO3
m=M.Mol.V
m=0,1M.170g/mol.1L
m=17g
Logo, a massa a ser pesada é 17g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
E) NH4OH
m=M.mol.V
m=6.35.1
m=210g
Logo, a massa a ser pesada é 210g. Dissolve-se em um béquer com um pequeno volume de água destilada, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água destilada até o menisco.
F) Na2S2O3
m=M.mol.V
m=0,1.158.1
m=15,8g
Logo, a massa a ser pesada é 15,8g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
G) Pb(NO3)2.6H2O
m=M.mol.V
m=0,1.291.1
m=29,1g
Logo, a massa a ser pesada é de 29,1g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
H) BaCl2.2H2O
m=M.mol.V
m=0,2.244.1
m=48,8g
Logo, a massa a ser pesada é de 48,8g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
I) Cu(NO3)2.3H2O
m=M.mol.V
m=0,1.241,5.1
m=24,15g
Logo, a massa a ser pesada é de 24,15g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
J) KMnO4
m=M.mol.V
m=0,1.158.1
m=15,8g
Logo, a massa a ser pesada é 15,8g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
K) CH3COOH
1,60.98=176,4g .10 = 1764g
V=1764g/L/98g = 18M
18M ---- 1L
2.5M --- x
X = 0,138L = 138mL
138mL/4 = 34,5mL
L) Para o preparo da solução, coloca-se uma pequena quantia de água destilada em um béquer, adiciona-se o CH3COOH encontrado, homogeíza-se, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água até o menisco.
M) NaNO2 
m=M.mol.V
m=0,1M.69g/mol.1L
m=6,9g
Logo, a massa a ser pesada é 6,9g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
N) CH3COONa
m=M.mol.V
m=3M.82g/mol.1L
m=246g
Logo, a massa a ser pesada é 246g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
O) Na2CO3
m=M.mol.V
m=2M.106g/mol.1L
m=246g
Logo, a massa a ser pesada é 246g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
P) Na2HPO4
m=M.mol.V
m=3M.82g/mol.1L
m=212g
Logo, a massa a ser pesada é 212g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
Q) K2CrO4
m=M.mol.V
m=0,1M.194g/mol.1L
m=246g
Logo, a massa a ser pesada é 19,4g. O procedimento de preparo é o mesmo do exemplo anterior.
R) HNO3
1,60.63=100,8g .10 = 1008g
V=1008g/L/63g = 16M
16M ---- 1L
2.5M --- x
X = 0,1562L = 156,2mL
156,2mL/4 = 39,5mL
Para o preparo da solução, coloca-se uma pequena quantia de água destilada em um béquer, adiciona-se o HNO3 encontrado, homogeíza-se, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água até o menisco.
S) HCl
1,34.37=49,58g .10 = 495,8g
V=495,8g/L/36,5g = 13,58M
13,58M ---- 1L
2.5M --- x
X = 0,1841L = 184,1mL
184,1mL/4 = 46,025mL
Para o preparo da solução, coloca-se uma pequena quantia de água destilada em um béquer, adiciona-se o HCl encontrado, homogeíza-se, transferindo para um balão volumétrico de 1 litro, preenchendo com água até o menisco.
T) H2O2
34g ------ 100%
 X ------- 3%
X=1,02g
3.4 Procedimentos experimentais
3.4.1 Procedimento para a caracterização e identificação dos ânions II
Nitratode prata – AgNO3 0,1M
I) Em dez tubos de ensaio foi colocado, em cada um, aproximadamente 2 mL dos ânions citados acima. Após foram adicionadas algumas gotas de AgNO3.
O teste de solubilidade foi testado com alguns ânions. No iodeto, cloreto e brometo foi testado com NH4OH 6M, NH4OH concentrado e Na2S2O3 0,1M, no acetato foi testado com água quente e amônia 6M, no carbonato com aquecimento, no fosfato com HNO3 6M e no cromato com HCl 6M.
Nitrato de chumbo – Pb(NO3)2 0,1M
1. Em oito tubos de ensaio foi colocado aproximadamente 2 mL de cada uma das soluções dos ânions citados acima e acrescentado algumas gotas de Pb(NO3)2.
O teste de solubilidade foi testado com alguns ânions. No iodeto, cloreto e brometo com água quente, no tiossulfato com excesso do ânion e com aquecimento, no carbonato com aquecimento, no fosfato com HNO3 6M e no cromato com HCl 6M.
Cloreto de bário – BaCl2 0,2M
I) Em cada um dos tubos contendo 2 mL dos ânions foi colocado algumas gotas de BaCl2.
O teste de solubilidade foi testado com alguns ânions. No tiossulfato, carbonato, fosfato e cromato com HNO3 6M e no sulfato com HCl à quente.
Nitrato de cobre – Cu(NO3)2 0,1M
I) Em cada um dos tubos contendo 2 mL dos ânions iodeto, carbonato, fosfato e cromato foi colocado algumas gotas de Cu(NO3)2.
O teste de solubilidade foi testado no carbonato, fosfato e cromato com NH4OH.
Permanganato de potássio – KMnO4 0,1M em meio acético (CH3COOH 6M)
I) Em cada um dos tubos contendo 2 mL dos ânios iodeto, cloreto, brometo, nitrito e tiossulfato foi adicionado KMnO4 acidulada com CH3COOH.
Iodeto de potássio – KI 0,1M em meio acético (CH3COOH 6M)
1. Colocou-se em um tubo 2 mL de nitrito com algumas gotas de KI acidulada com CH3COOH.
Reação característica para o acetato
1. Tratou-se o acetato de sódio com algumas gotas de H2SO4 6M e álcool isoamílico 1:1, aquecer por alguns minutos, assim formando o acetato de isoamila, que é reconhecido pelo seu odor de frutas.
Reação do cromato de potássio com ácido clorídrico
I) Em um tubo de ensaio adicionar aos 2 mL de cromato de potássio algumas gotas de HCl 6M.
Reação de sulfato com permanganato de potássio e cloreto de bário
I) Aos 2 mL de sulfato de amônio adicionar 2 gotas de KMnO4 0,1M, 2 gotas de BaCl2 0,2M e 1 gota de H2O2 3%. Centrifugar e adicionar a solução na seguinte ordem:
A) KMNO4 0,1M
B) BaCl2 0,2M
C) SO42- saturada
D) H2O2 3%
4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
Todas as reações foram feitas em tubos de ensaio.
4.1 Iodeto:
I) A adição de nitrato de prata a solução de iodeto de potássio, fez com que formasse um precipitado amarelo esverdeado:
I- + Ag+ AgI 
O teste de solubilidade feito provou que o iodeto é insolúvel em NH4OH 6M, NH4OH concentrado e Na2S2O3 0,1M.
OBS: na literatura, o iodeto em presença de tiossulfato de sódio é facilmente solúvel e ligeiramente solúvel em solução de amônia concentrada:
AgI + 2S2O32- [Ag(S2O3)2]3- + I-
II) Quando o nitrato de chumbo foi adicionado ao iodeto, houve a formação de um precipitado amarelo:
2I- + Pb2+ PbI2 
O teste de solubilidade feito provou que o iodeto é parcialmente solúvel em água quente (foi colocado em banho-maria e adicionado água dentro do tubo).
OBS: na literatura, o teste de solubilidade mostrou que é solúvel com água quente.
III) Na reação com bário não há formação de precipitado.
IV) Adicionou-se nitrato de cobre à solução de iodeto de potássio, formando assim, um precipitado marrom:
4I- + 2Cu2+ 2CuI + I2
V) O iodeto de potássio foi colocado em presença do permanganato de potássio em meio acético formando um precipitado marrom:
KMnO4 + KI + H+ I2 + MnO2- + 2K+
4.2 Cloreto:
I) A adição de nitrato de prata a solução de cloreto de sódio, fez com que formasse um precipitado branco:
 Cl- + Ag+ AgCl
O teste de solubilidade feito provou que o cloreto de sódio é solúvel NH4OH 6M, NH4OH concentrado e Na2S2O3 tornando a solução incolor nos três casos:
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Cl-
II) Quando o nitrato de chumbo reagiu com o cloreto de sódio, formou-se um precipitado branco:
2Cl- + Pb2+ PbCl2 
Para testar a solubilidade foi usada água quente e a reação tornou-se solúvel.
III) Na reação com bário não há formação de precipitado.
IV) O cloreto de sódio foi colocado em presença de permanganato de potássio em meio acético não havendo a formação de precipitado (solução roxa).
4.3 Brometo:
I) O brometo de potássio em presença do nitrato de prata formou um precipitado branco amarelado:
Br- + Ag+ AgBr
A solubilidade foi testada com NH4OH 6M deixando a solução escassamente solúvel e com NH4OH concentrada e Na2S2O3 0,1M tornando a solução solúvel e incolor nos dois casos:
AgBr + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ + Br-
AgBr + 2S2O32- [Ag(S2O3)2]3- + Br-
II) Quando a solução de nitrato de chumbo foi adicionada a solução de brometo de potássio não houve a formação de precipitado.
 OBS: na literatura, há formação de precipitado de cor branca:
2Br- + Pb2+ PbBr2 
O precipitado é solúvel em água fervendo.
III) Na reação com bário não há formação de precipitado.
IV) Quando a solução de permanganato de potássio foi adicionada à solução de brometo de potássio não houve a formação de precipitado.
4.4 Nitrito:
I) O nitrito de sódio em presença de nitrato de prata formou um precipitado branco:
NO2- + Ag+ AgNO2
II) Quando a solução de nitrato de chumbo foi adicionada a solução de nitrito de sódio não houve formação de precipitado, apenas deixando a solução amarela. 
III) Misturou-se nitrito de sódio e cloreto de bário não produzindo precipitado.
IV) Na adição de iodeto de potássio acidulada com ácido acético ao nitrito de sódio, não houve formação de um precipitado, apenas deixando a solução laranja:
2NO2- + 2I- + 2CH3COOH I2 + 2NO + 2CH3COO- + 2H2O
Na mesma reação foi adicionado o íon tiossulfato deixando a solução amarela:
S2O32- + I2 2I- + S4O62- (tetrationato)
V) O permanganato de potássio acidulado com ácido acético em presença de nitrito de sódio, não forma precipitado, apenas descora pela ação de uma solução de nitrito, mas sem desprendimento de gás:
5NO2- + 2MnO4- + 6H+ 5NO3- + 2Mn2+ + 3H2O
4.5 Tiossulfato:
I) O tiossulfato de sódio em presença de nitrato de prata formou um precipitado marrom:
2S2O32- + Ag+ [Ag(S2O3)2]3-
 Ag+
 2H+ + SO42- + Ag2S aquec. Ag2S2O3
A solução após o aquecimento tornou-se parcialmente solúvel.
OBS: na literatura, inicialmente não há a formação de precipitado porque se forma o complexo solúvel ditiossulfatoargentato (I). Após há formação de um precipitado branco de tiossulfato de prata.
II) Quando a solução de nitrato de chumbo foi adicionada a solução de tiossulfato de sódio se formou um precipitado branco:
S2O32- + Pb2+ PbS2O3 
A solubilidade foi testada com excesso do ânion e com aquecimento e em ambos a solução tornou-se insolúvel. 
OBS: na literatura, o precipitado é solúvel em excesso de tiossulfato. 
III) Com a adição de cloreto de bário ao reagente, o precipitado formado foi branco:
S2O32- + Ba2+ BaS2O3
A precipitação foi acelerada por agitação e fricção das paredes do recipiente com um bastão de vidro.
A solubilidade foi testada com ácido nítrico e a solução tornou-se insolúvel.
IV) O permanganato de potássio acidulado com ácido acético foi colocado em presença do íon tiossulfato de sódio, não formando precipitado, apenas descora pela ação de uma solução de tiossulfato, mas sem desprendimento de gás.
4.6 Acetato:
I) O acetato de sódio em presença do nitrato de prata formou um precipitado branco:
CH3COO- + Ag+ CH3COOAg
A solubilidade foi testada com água quente e amônia. Com água quente a solução tornou-se insolúvel com NH4OH tornou-se solúvel de coloração transparente. 
OBS: na literatura, o teste de solubilidade mostrou que é solúvel com água fervendo.
II) Na presença de cloreto de bário, não há formação de precipitado.
III) Tratou-se uma amostrade acetato de sódio com algumas gotas de ácido sulfúrico 6M e álcool isoamílico (1:1). Após, aqueceu-se por alguns minutos, formando o acetato de isoamila, obtendo um odor da banana:
CH3COONa + H2SO4 CH3COOH + Na+ + HSO4-
CH3COOH + C2H5OH CH3COO.C2H5 + H2O
4.7 Carbonato:
I) A adição de nitrato de prata a solução de carbonato de sódio, fez com que formasse um precipitado branco:
CO32- + 2Ag+ Ag2CO3 
O teste de solubilidade feito provou que o carbonato é parcialmente solúvel com aquecimento:
Ag2CO3 Ag2O + CO2
II) Quando o nitrato de chumbo foi adicionado ao carbonato, houve a formação de um precipitado branco:
CO32- + Pb2+ PbCO3 
O teste de solubilidade feito provou que o carbonato é insolúvel com aquecimento. 
III) Adicionou-se cloreto de bário à solução de carbonato de sódio, formando assim, um precipitado branco:
CO32- + Ba2+ BaCO3
O teste de solubilidade feito provou que o carbonato é parcialmente solúvel com HNO3, havendo liberação de gás.
IV) O nitrato de cobre foi colocado em presença do carbonato de sódio formando um precipitado azul:
CO32- + Cu2+ CuCO3
O teste de solubilidade feito provou que o carbonato é parcialmente solúvel com NH4OH.
4.8 Fosfato:
I) A adição de nitrato de prata à solução de fosfato de sódio, fez com que formasse um precipitado amarelo:
PO43- + Ag+ Ag3PO4
O teste de solubilidade feito provou que o fosfato de sódio é solúvel com HNO3 fazendo com que a solução ficasse transparente.
II) Quando o nitrato de chumbo reagiu com o fosfato de sódio, formou-se um precipitado branco:
PO43- + Pb2+ Pb3(PO4)2 
Para testar a solubilidade foi usado HNO3 e a reação tornou-se solúvel e incolor. 
III) O cloreto de bário foi colocado em presença do fosfato de sódio formando um precipitado branco:
PO43- + Ba2+ Ba3(PO4)2
Para testar a solubilidade foi usado HNO3 e a reação tornou-se solúvel e incolor.
IV) O nitrato de cobre foi colocado em presença do fosfato de sódio formando um precipitado azul-claro:
PO43- + Cu2+ Cu3(PO4)2
Para testar a solubilidade foi usado NH4OH e a reação tornou-se solúvel e com uma coloração azul escura.
4.9 Cromato:
I) O cromato de potássio em presença do nitrato de prata formou um precipitado marrom avermelhado:
CrO42- + 2Ag+ Ag2CrO4
A solubilidade foi testada com HCl e torna a solução parcialmente solúvel, após foi aquecida para tentar solubilizar mas continuou parcialmente solúvel:
Ag2CrO4 + 2Cl- 2AgCl + CrO42-
II) Quando a solução de nitrato de chumbo foi adicionada a solução de cromato de potássio há formação de um precipitado amarelo:
CrO42- + Pb2+ PbCrO4
O precipitado é insolúvel em HCl, após foi colocado para aquecimento para tentar solubilizar, a solução tornou-se solúvel e laranja. 
III) Quando a solução de cloreto de bário foi adicionada à solução de cromato de potássio houve a formação de precipitado amarelo:
CrO42- + Ba2+ BaCrO4
A solubilidade foi testada com HNO3 e torna a solução solúvel e de cor laranja.
IV) O nitrato de cobre foi colocado em presença do cromato de sódio formando um precipitado amarelo:
PO43- + Cu2+ CuCrO4
O precipitado é solúvel em NH4OH tornando a solução verde. 
V) Na adição de ácido clorídrico ao cromato de potássio, de cor amarela, fez com que a solução ficasse com cor laranja:
2K2CrO4 + 2H+ Cr2O72-
4.10 Sulfato: 
I) O sulfato de amônio em presença do nitrato de prata não houve formação de precipitado.
OBS: na literatura, há formação de precipitado branco:
SO42- + 2Ag+ Ag2SO4
II) Quando a solução de cloreto de bário foi adicionada a solução de sulfato de amônia há formação de precipitado branco:
 SO42- + Ba2+ BaSO4
Para testar a solubilidade foi usado HCl concentrado a quente e a reação tornou-se parcialmente solúvel.
III) Misturou-se sulfato de amônia, permanganato de potássio e cloreto de bário deixando a solução com uma coloração roxa. Após, foi adicionada peróxido de hidrogênio deixando a solução marrom. Em seguida centrifugar por 10 minutos. Adicionar 1 gota de cada uma dessas soluções na seguinte ordem:
A) KMnO4: a solução ficou rosa avermelhada
B) BaCl2: a solução passou a ser um precipitado rosa avermelhado
C) (NH4)2SO4: a solução voltou a ser rosa avermelhado
D) H2O2: iniciou branco, ao mexer ficou amarelo, depois marrom claro e bem agitado tornou-se branco turvo. 
5 CONCLUSÃO
As reações utilizadas para a detecção destes ânions são praticamente de oxido-redução e precipitação, por vezes com ajuda de aquecimento. Nas quais, em duas reações deveria ter ocorrido precipitado de brometo de chumbo e sulfato de prata e à dissolução de acetato de prata no teste da solubilidade, o que não ocorreu devido algum erro de quantidade de reagentes utilizadas ou na possível má preparação das soluções usufruídas.
 Foi conseguido, porém, ver com mais clareza a presença de oxidantes e redutores nas soluções, onde a teoria nos mostrou ser essencial para sua melhor compreensão.
REFERENCIAL BIBLIOGRÁFICO
VOGEL, I. A. Química Analítica Qualitativa. 1. ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981.
BRASIL ESCOLA. Histórico. <http://www.brasilescola.com/quimica/oxidacao-reducao.htm>. Acesso em: nov. 2011.
E-ESCOLA. Histórico. <http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=295&ordem=2>. Acesso em: nov. 2011.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA. Centro de Ciências Exatas e Naturais. Apostila236.pdf. Santa Maria [201-].
FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO DO SUL. Centro de Ciências Exatas e Tecnologia. Química Analítica Qualitativa: Práticas em laboratório. Mato grosso do Sul [2008].
Autor não mencionado. Química Analítica Qualitativa-FINAL. Demais dados também não constam.