144 - Quimica Analitica Qualitativa

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Química Analítica Qualitativa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
KÁTIA CELINA DA SILVA RICHETTO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA 
QUALITATIVA 
 
 
 
 
 
 
 
 
1ª Edição 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Taubaté 
Universidade de Taubaté 
2014 
 
Copyright©2014.Universidade de Taubaté. 
Todos os direitos dessa edição reservados à Universidade de Taubaté. Nenhuma parte desta publicação pode 
ser reproduzida por qualquer meio, sem a prévia autorização desta Universidade. 
 
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Autor 
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Kátia Celina da Silva Richetto 
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Ficha catalográfica elaborada pelo SIBi 
Sistema Integrado de Bibliotecas/UNITAU 
 
R529q Richetto, Kátia Celina da Silva 
Química analítica qualitativa / Kátia Celina da Silva Richetto. 
Taubaté: UNITAU, 2012. 
62p. : il. 
ISBN: 978-85-65687-61-4 
 Bibliografia 
1. Química analítica. 2. Análise funcional e sistemática. 3. Atividade 
e equilíbrio químico. I. Universidade de Taubaté. II. Título. 
 
 
 
 
 
PALAVRA DO REITOR 
Palavra do Reitor 
 
 
Toda forma de estudo, para que possa dar 
certo, carece de relações saudáveis, tanto de 
ordem afetiva quanto produtiva. Também, de 
estímulos e valorização. Por essa razão, 
devemos tirar o máximo proveito das práticas 
educativas, visto se apresentarem como 
máxima referência frente às mais 
diversificadas atividades humanas. Afinal, a 
obtenção de conhecimentos é o nosso 
diferencial de conquista frente a universo tão 
competitivo. 
 
Pensando nisso, idealizamos o presente livro-
texto, que aborda conteúdo significativo e 
coerente à sua formação acadêmica e ao seu 
desenvolvimento social. Cuidadosamente 
redigido e ilustrado, sob a supervisão de 
doutores e mestres, o resultado aqui 
apresentado visa, essencialmente, às 
orientações de ordem prático-formativa. 
 
Cientes de que pretendemos construir 
conhecimentos que se intercalem na tríade 
Graduação, Pesquisa e Extensão, sempre de 
forma responsável, porque planejados com 
seriedade e pautados no respeito, temos a 
certeza de que o presente estudo lhe será de 
grande valia. 
 
Portanto, desejamos a você, aluno, proveitosa 
leitura. 
 
 
Bons estudos! 
 
 
 
Prof. Dr. José Rui Camargo 
Reitor 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Apresentação 
A Química é uma ciência, ou seja, um ramo de conhecimento humano que visa 
compreender melhor alguns eventos que ocorrem na natureza ou em laboratórios, 
estudando-os com uma linha organizada de trabalho. Aprender Química é se envolver 
no estudo das substâncias ao nosso redor, de onde vêm, quais suas propriedades, que 
utilidades possuem e quais as vantagens ou os problemas que eventualmente podem 
trazer à humanidade. No início e durante o Desenvolvimento da Química, a maioria das 
análises empregava a separação dos componentes de interesse (analitos) por meio de 
técnicas como precipitação, extração ou destilação. Os compostos são identificados por 
sua cor, solubilidade, ponto de fusão e ponto de ebulição. Esses fatores contribuem para 
identificação das espécies químicas. Os analitos podem ser identificados por volumetria 
e gravimetria, ou seja por titulação e medidas de massa – métodos relativamente 
simples, que exigem poucos equipamentos e oferecem resultados confiáveis. Apesar de 
a química analítica atual ser dominada por técnicas instrumentais, o princípio de 
funcionamento de alguns de seus instrumentos baseia-se em técnicas tradicionais ainda 
muito utilizadas atualmente. A análise qualitativa é empregada quando se pretende 
determinar ou identificar as espécies ou elementos químicos presentes numa amostra, 
podendo ser eles atômicos ou moleculares, de origem mineral, animal e vegetal. A 
análise quantitativa é empregada para se determinar a quantidade de uma espécie ou 
elemento químico numa amostra. Determina concentrações, volumes ou massa exata da 
substância, por meio de técnicas de gravimetria, volumetria, instrumentais, entre outras; 
é expressa por resultados numéricos dos componentes da amostra. Aqui, neste livro-
texto, denominado Química Analítica Qualitativa, apresentamos algumas técnicas de 
análise, um estudo sobre cátions e ânions, entre outros assuntos interessantes. 
Aproveite para estudar com afinco e construir sempre mais conhecimentos!!! 
 
 
 
 
 
 
Sobre a autora 
 
Kátia Celina da Silva Richetto é professora da Universidade de Taubaté - UNITAU, 
desde 1997; é Coordenadora do Laboratório de Química da UNITAU. É Engenheira 
Química, formada pela FAENQUIL/USP/Lorena; Mestre em Engenharia Mecânica, 
área de Materiais, ênfase compósitos, pela UNESP de Guaratinguetá; Doutora em 
Engenharia de Matérias, ênfase em cerâmicos, pela FAENQUIL/USP/Lorena. 
 
 
 
 
 
 
Caros(as) alunos(as), 
Caros( as) alunos( as) 
O Programa de Educação a Distância (EAD) da Universidade de Taubaté apresenta-se 
como espaço acadêmico de encontros virtuais e presenciais direcionados aos mais 
diversos saberes. Além de avançada tecnologia de informação e comunicação, conta 
com profissionais capacitados e se apoia em base sólida, que advém da grande 
experiência adquirida no campo acadêmico, tanto na graduação como na pós-graduação, 
por mais de 35 anos de História e Tradição. 
Nossa proposta se pauta na fusão do ensino a distância e do contato humano-presencial. 
Para tanto, apresenta-se em três momentos de formação: presenciais, livros-texto e Web 
interativa. Conduzem esta proposta professores/orientadores qualificados em educação a 
distância, apoiados por livros-texto produzidos por uma equipe de profissionais 
preparada especificamente para este fim, e por conteúdopresente em salas virtuais. 
A estrutura interna dos livros-texto é formada por unidades que desenvolvem os temas e 
subtemas definidos nas ementas disciplinares aprovadas para os diversos cursos. Como 
subsídio ao aluno, durante todo o processo ensino-aprendizagem, além de textos e 
atividades aplicadas, cada livro-textoapresenta sínteses das unidades, dicas de leituras e 
indicação de filmes, programas televisivos e sites, todos complementares ao conteúdo 
estudado. 
Os momentos virtuais ocorrem sob a orientação de professores específicos da Web. Para 
a resolução dos exercícios, como para as comunicações diversas, os alunos dispõem de 
blog, fórum, diários e outras ferramentas tecnológicas. Em curso, poderão ser criados 
ainda outros recursos que facilitem a comunicação e a aprendizagem. 
Esperamos, caros alunos, que o presente material e outros recursos colocados à sua 
disposição possam conduzi-los a novos conhecimentos, porque vocês são os principais 
atores desta formação. 
Para todos, os nossos desejos de sucesso! 
Equipe EAD-UNITAU 
 
 
 
 
Sumário 
 
Palavra do Reitor ............................................................................................................. ix 
Apresentação ................................................................................................................... xi 
Sobre a autora ................................................................................................................ xiii 
Caros(as) alunos(as) ....................................................................................................... xv 
Ementa .............................................................................................................................. 1 
Objetivos ........................................................................................................................... 2 
Introdução ......................................................................................................................... 3 
Unidade 1. Química Analítica ....................................................................................... 5 
1.1 Objeto da Química Analítica ...................................................................................... 5 
1.2 Análise Gravimétrica .................................................................................................. 6 
1.2.1 Métodos da Análise Gravimétrica ........................................................................... 6 
1.2.1.1 Precipitação .......................................................................................................... 6 
1.2.1.2 Volatização ........................................................................................................... 6 
1.2.2 Vantagens e desvantagens ....................................................................................... 7 
1.3 Análise Volumétrica ................................................................................................... 7 
1.3.1 Divisões para Análise Volumétrica ......................................................................... 8 
1.3.1.1 Volumetria ou titulação ácido-base ...................................................................... 8 
1.3.1.2 Volumetria ou titulação de óxido-redução ou redox ............................................ 9 
1.3.1.3 Volumetria de precipitação ................................................................................... 9 
1.3.1.4 Volumetria de complexação ................................................................................. 9 
1.3.2 Vantagens e desvantagens ....................................................................................... 9 
1.4 Métodos Instrumentais ............................................................................................. 10 
1.4.1 Refratômetros ........................................................................................................ 10 
 
1.4.2 Espectrômetros ...................................................................................................... 11 
1.4.3 Polarímetros ........................................................................................................... 11 
1.4.4 Microscópios ......................................................................................................... 12 
1.5 Técnicas de reações analíticas .................................................................................. 12 
1.5.1 Ensaios por via seca ............................................................................................... 13 
1.5.1.1 Aquecimento ....................................................................................................... 13 
1.5.1.2 Ensaio do maçarico de sopro .............................................................................. 14 
1.5.1.3 Ensaios da chama................................................................................................ 14 
1.5.1.4 Ensaios com pérolas ........................................................................................... 15 
1.5.2 Ensaios por via úmida............................................................................................ 15 
1.4 Síntese da Unidade ................................................................................................... 16 
1.5 Atividades ................................................................................................................. 16 
Unidade 2. Análise funcional e sistemática ................................................................ 17 
2.1 Análise funcional e sistemática ................................................................................ 17 
2.2 Classificação dos cátions em grupos analíticos ........................................................ 17 
2.2.1 Primeiro grupo de cátions (K
+
, Na
+
, Li
+
, Rb
+
, Cs
+
, NH4
+
 e Mg
2+
) ....................... 18 
2.2.1.1 Íon potássio (K
+
) ................................................................................................. 18 
2.2.1.2 Íon Sódio (Na
+
) ................................................................................................... 19 
2.2.1.3 Íon Amônio (NH4
+
) ............................................................................................ 19 
2.2.1.4 Íon Magnésio (Mg
++
) .......................................................................................... 20 
2.2.2 Segundo grupo de cátions (Ca
+2
, Sr
+2
 e Ba
+2
) ...................................................... 21 
2.2.3 Terceiro grupo de cátions (Al, Cr, Fe, Mn, Zn, Co, Ni) ....................................... 21 
2.2.3.1 Íon Níquel (Ni
2+
) .............................................................................................. 22 
2.2.3.2 Íon Cobalto (Co
2+
) ............................................................................................ 23 
2.2.3.3 Íon Ferro II (Fe
2+
) ............................................................................................. 23 
 
 
2.2.3.4 Íon Ferro III (Fe
3+
) ............................................................................................ 23 
2.2.3.5 Íon Manganês (Mn
2+
) ....................................................................................... 24 
2.2.3.6 Íon Cromo (Cr
3+
) .............................................................................................. 24 
2.2.3.7 Íon Alumínio (Al
3+
) .......................................................................................... 25 
2.2.3.8 Íon Zinco (Zn
2+
) ................................................................................................ 25 
2.2.4 Quarto grupo de cátions (Ag
+
 , Pb
2+
, Hg2
2+
, Hg
2+
, Cu
2+
, Cd
2+
 e Bi
3+
) ................. 26 
2.2.4.1 Íon Prata (Ag
+
) ..................................................................................................27 
2.2.4.2 Íon Chumbo (Pb
2+
) ........................................................................................... 27 
2.2.4.3 Íon Cobre (Cu
2+
) ................................................................................................. 28 
2.2.4.4 Íon Cádmio (Cd
2+
) ............................................................................................ 28 
2.2.4.5 Íon Bismuto (Bi
3+
) ............................................................................................ 28 
2.3. Classificação de ânions em grupos analíticos ......................................................... 28 
2.3.1 Primeiro grupo de ânions ....................................................................................... 29 
2.3.1.1 Íon Sulfato (SO4
2-
) .............................................................................................. 30 
2.3.1.2 Íon Tiossulfato (S2O3
2-
) ..................................................................................... 30 
2.3.1.3 Íon Carbonato (CO3
2-
) ........................................................................................ 31 
2.3.1.4 Íon Fosfato (PO4
3-
) ............................................................................................. 31 
2.3.1.5 Íon Tetraborato e Borato (B4O7
2-
 e BO2
-
) ........................................................... 32 
2.3.2 Segundo grupo de ânions ....................................................................................... 33 
2.3.2.1 Íon Cloreto (Cl
-
) ................................................................................................. 33 
2.3.2.2 Íon Brometo (Br
-
) ............................................................................................... 33 
2.3.2.3 Íon Iodeto (I
-
) ...................................................................................................... 34 
2.3.2.4 Íon Sulfeto (S2
-
) .................................................................................................. 34 
2.3.3 Terceiro grupo de ânions ....................................................................................... 35 
2.3.3.1 Íon Nitrato ((NO3
-
) ............................................................................................. 35 
 
2.3.4 Mistura de ânions dos grupos I, II e III ................................................................. 35 
2.3.4.1 Pesquisa dos ânions do grupo I .......................................................................... 36 
2.3.4.2 Pesquisa dos ânions do grupo II ......................................................................... 36 
2.3.4.3 Pesquisa dos ânions redutores ............................................................................ 36 
2.3.4.4 Pesquisa dos ânions oxidantes ............................................................................ 36 
2.4 Síntese da Unidade ................................................................................................... 37 
2.5 Atividades ................................................................................................................. 37 
Unidade 3. Atividade Química e Equilibrio Químico ............................................... 39 
3.1 Atividade química .................................................................................................... 39 
3.2 Coeficiente de atividade ........................................................................................... 40 
3.3 Atividade química em métodos analíticos ................................................................ 40 
3.4 Equilíbrio químico .................................................................................................... 41 
3.5 Lei da ação das massas ............................................................................................. 43 
3.6 Equilíbrio homogêneo e heterogêneo ....................................................................... 46 
3.7 Determinação da constante de equilíbrio ................................................................. 47 
3.8 Fatores que influenciam no equilíbrio químico ........................................................ 48 
3.8.1 Efeito da adição de reagentes ................................................................................ 48 
3.8.2 Efeito da pressão .................................................................................................... 49 
3.8.3 Efeito da temperatura ............................................................................................ 50 
3.9 Síntese da Unidade ................................................................................................... 51 
3.10 Atividades ............................................................................................................... 51 
Unidade 4. Ácidos, Bases e Sais ................................................................................... 53 
4.1 Sais ........................................................................................................................... 53 
4.2 Ácidos e bases .......................................................................................................... 53 
4.3 pH e pOH .................................................................................................................. 56 
 
 
4.4 Sistema Tampão ....................................................................................................... 57 
4.5 Sintese da Unidade ................................................................................................... 59 
4.6 Atividades ................................................................................................................. 59 
Referências ..................................................................................................................... 61 
Referências Complementares ......................................................................................... 62 
 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
ORGANIZE-SE!!! 
Você deverá usar de 3 
a 4 horas para realizar 
cada Unidade. 
 
Química Analítica 
Qualitativa 
 
 
 
Ementa 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EMENTA 
 
 
Objeto da Química Analítica, análise funcional e sistemática de cátions e 
ânions, atividade e equilíbrio químico, ácidos, bases e sais. 
Apresentar a Química Analítica Qualitativa, os estudos sobre cátions e 
ânions, bases e ácidos e suas reações correspondentes. 
 
 
 
22 
 
Objetivo Geral 
Compreender as propriedades dos principais grupos de cátions e ânions e 
executar as reações químicas envolvidas. 
 os 
Obj eti vos 
Objetivos Específicos 
 Compreender os princípios básicos de equilíbrio químico dos principais íons 
orgânicos, necessários à interpretação dos fenômenos que ocorrem nas 
diversas áreas da química. 
 Aplicar métodos de identificação de cátions e ânions e análise quantitativa 
por métodos gravimétricos e volumétricos. 
 Explicar a química de ácidos e bases. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
33 
 
 
 
Introdução 
 
A Química Analítica envolve métodos voltados para a determinação da composição da 
matéria. Os métodos qualitativos geram informações sobre a identidade das espécies 
atômicas ou moleculares ou mesmo grupos funcionais na amostra. Já os métodos 
quantitativos proporcionam resultados numéricos relacionados à quantidade dos 
componentes na amostra. 
O presente livro-texto apresenta-se dividido em quatro Unidades. Na primeira Unidade, 
estudaremos a Química analítica em si, os tipos de análise (Gravimétrica e 
Volumétrica), os métodos instrumentais mais utilizados para fornecer os resultados e as 
técnicas de reações analíticas. Na segunda Unidade, discutiremos a análise funcional e 
sistemática, separando cátions e ânions por grupos. Na terceira Unidade, serão tratadas 
as definições e a utilização de atividade químicae equilíbrio químico. Na derradeira 
Unidade, estudaremos sais, ácidos e bases, assim como soluções tampão – assuntos 
pertinentes à análise química, tema em pauta. 
Bons estudos!!! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
44 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
55 
 
 Unidade 1 
Unidade 1 . Química Analítica 
 
Nesta Unidade, vamos estudar sobre a química analítica em si, suas técnicas, 
equipamentos usados e ensaios. 
 
1.1 Objeto da Química Analítica 
A Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de 
análise química que nos permitem determinar a composição química das substâncias ou 
de misturas delas. A análise permite-nos determinar a composição qualitativa da 
substância em estudo, ou seja, identificar os elementos ou íons que a constituem e 
também a composição quantitativa, ou seja, estabelecer as proporções entre os 
elementos ou íons que tinham já sido identificados. 
A finalidade da Análise Qualitativa é a identificação ou pesquisa dos elementos ou íons 
que constituem a substância em estudo. 
A Análise Quantitativa permite determinar a composição quantitativa dos elementos que 
entram na constituição da substância em estudo. 
Normalmente, a Análise Qualitativa deve preceder à Análise Quantitativa. A Química 
Analítica e, em particular a Análise Qualitativa, tem enorme importância científica e 
prática, porque apresenta um conjunto de métodos de investigação das substâncias e das 
suas transformações. Quanto à Análise Quantitativa, consiste no estudo de técnicas 
relacionadas à gravimetria e à volumetria. 
 
 
 
 
66 
 
1.2 Análise Gravimétrica 
Na Química, análise gravimétrica consiste em determinar a quantidade proporcional de 
um elemento, radical ou composto presente em uma amostra, eliminando todas as 
sustâncias que interferem e convertendo o constituinte ou componente desejado em um 
composto de composição definida, que possa ser pesado. 
Os cálculos são realizados com base no peso atômico e no peso molecular, e se 
fundamentam em uma constância na composição das sustâncias puras e na composição 
das reações químicas (estequiometria). Na literatura em química analítica, a análise 
gravimétrica é muitas vezes citada como gravimetria, não devendo ser confundida, 
contudo, com a gravimetria da Geofísica. 
1.2.1 Métodos da Análise Gravimétrica 
São métodos da Análise gravimétrica a precipitação e a volatização, conforme 
detalhados a seguir. 
1.2.1.1 Precipitação 
Neste caso, o material sujeito à análise, chamado analito, é transformado em um 
precipitado pouco solúvel; depois é submetido à filtração, purificação (por meio da 
lavagem e aquecimento) e finalmente é pesado. 
Para que este método possa ser aplicado, é necessário que no analito estejam presentes 
as seguintes propriedades: 
 baixa solubilidade 
 alta pureza ao precipitar 
 alta filtrabilidade 
 composição química definida ao precipitar 
1.2.1.2 Volatização 
Neste método se medem os componentes da amostra que são ou podem ser voláteis, ou 
seja, que evaporem a temperatura ambiente. O método será direto se evaporarmos o 
analito e o pesarmos a partir de uma sustância absorvente que tenha sido previamente 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Evapora%C3%A7%C3%A3o
 
 
 
77 
 
pesada. Assim o ganho de peso corresponderá ao analito analisado. O método será 
indireto se volatilizarmos o analito e pesarmos o resíduo posterior à volatilização. 
Assim a perda de peso sofrida corresponde ao analito que foi volatilizado. 
O método por volatilização só pode ser utilizado se o analito é a única sustância volátil 
ou se o absorvente é seletivo para o analito. 
1.2.2 Vantagens e desvantagens 
Em relação as vantagens desta análise, caso seus métodos sejam seguidos 
cuidadosamente, tem-se: 
 fornece resultados altamente precisos. Por isso, a análise gravimética foi usada 
para determinar as massas atômicas de muitos elementos com seis casas 
decimais de precisão; 
 existe pouco espaço para o erro instrumental e não requer uma série de padrões 
para o cálculo de uma variável desconhecida; 
 os métodos não exigem equipamentos de alto custo; 
 devido a seu alto grau de precisão, quando realizada corretamente, pode ser 
usada para calibrar outros instrumentos em substituição de padrões de 
referências. 
Em relação às desvantagens desta análise, tem-se: 
 a análise gravimétrica normalmente somente provê capacidade de determinação 
para um único elemento, ou um limitado grupo de elementos, de uma vez; 
 métodos são frequentemente modificados e uma pequena distorção em um passo 
intermediário em um procedimento pode consequentemente significar desastre 
para a análise (formação de coloide na precipitação da análise gravimétrica, por 
exemplo). 
 
1.3 Análise Volumétrica 
Análise volumétrica, também chamada de Volumetria, é um método de análise química 
quantitativa que se fundamenta na medição do volume de solução de um reagente 
necessário e suficiente para efetuar determinada reação. A volumetria é por vezes 
chamada de titrimetria, termo oriundo do inglês titration, titulação. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lise_qu%C3%ADmica
http://pt.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lise_quantitativa
http://pt.wikipedia.org/wiki/Volume
http://pt.wikipedia.org/wiki/Solu%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reagente
http://pt.wikipedia.org/wiki/Reac%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/L%C3%ADngua_inglesa
 
 
 
88 
 
A titulação é uma das técnicas utilizadas em volumetria. Em um processo titulante, 
determina-se o volume de uma solução "A" que reage com uma outra solução "B" de 
concentração e volume previamente determinados. 
Quando a titulação é realizada para comparações entre um ácido e uma base, a técnica 
passa a ser chamada de titulação ácido-base. A partir desse volume de "A" que reagiu 
com "B", pode-se determinar a concentração de "A" através da fórmula: 
CA x VA = CB x VB, onde: 
CA = Concentração da solução A 
VA = Volume da solução A 
CB = Concentração da solução B 
VB = Volume da solução B 
Um indicador, escolhido de acordo com a reação a se realizar, é utilizado para indicar 
quando a reação entre A e B se completou, e isso é revelado por uma mudança da cor do 
meio reacional. Após isso, cálculos de volumetria são aplicados, usando-se o volume 
gasto de uma solução para a titulação da outra. 
1.3.1 Divisões para Análise Volumétrica 
A volumetria está dividida em quatro tipos, classificados com base no tipo de reação 
química principal envolvida na determinação. 
1.3.1.1 Volumetria ou titulação ácido-base 
Este método de volumetria baseia-se na reação de um ácido com uma base. O fator de 
controle da realização e finalização da reação é o pH, que representa a quantidade de 
íons hidrogênio (H
+
) ainda presentes no meio reacional. Importante salientar que 
algumas titulações ácido-base não são realizadas em meios aquosos, podendo-se usar 
outros solventes, como por exemplo o etanol. 
 
 
 
99 
 
1.3.1.2 Volumetria ou titulação de óxido-redução ou redox 
Este método envolve o uso de agentes oxidantes para a titulação de agentes redutores e 
vice-versa. Tem como restrição básica a necessidade de grande diferença entre os 
potenciais de oxidação e redução, de modo a permitir resultado do andamento e final da 
reação mais nítidos. Tais resultados e andamentos são medidos por meio de indicadores 
químicos ou de diversos métodos de medição relacionada à corrente elétrica (métodos 
eletrométricos), que seriam indicadores físicos para o comportamento da reação. 
1.3.1.3 Volumetria de precipitação 
Neste método, o agente titulante forma um produto insolúvel, ou seja, um precipitado 
com a solução em análise. Apesar de ser muito semelhante à análise gravimétrica, tem 
como vantagem não ser limitada pela necessidade de uma massa final mensurável, 
podendo utilizar-sede outros parâmetros com seus métodos para a quantificação dos 
resultados. Ainda dentro deste método, utiliza-se a potenciometria (determinação do 
pH), a condutimetria (determinação da condutividade elétrica), a amperometria 
(determinação da corrente elétrica produzida), e o método fotométrico (determinando-se 
a coloração, pela absorbância por meios eletrônicos). 
1.3.1.4 Volumetria de complexação 
Este método baseia-se na reação chamada complexação, que é a formação de um 
complexo, preferencialmente colorido, solúvel em água com o analito, no caso, um íon 
metálico. Tem como fundamento o fato de que muitos íons metálicos formam 
complexos suficientemente estáveis. Este reagente complexante muitas vezes é um 
agente quelante. As reações envolvidas na determinação de seu andamento e finalização 
podem ser controladas pelo pH. 
1.3.2 Vantagens e desvantagens 
As vantagens da volumetria são: 
 é um método muito mais rápido do que a análise gravimétrica. Permite ser 
realizada, por exemplo, dispensando-se o uso de buretas precisas, e apenas 
dispondo-se de seringas – mesmo feitas de polímeros e disponíbilizadas em kits 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Agente_oxidante
http://pt.wikipedia.org/wiki/Agente_redutor
http://pt.wikipedia.org/wiki/Potencial_redox
http://pt.wikipedia.org/wiki/Bureta
http://pt.wikipedia.org/wiki/Seringa
 
 
 
1100 
 
práticos –, para uso por profissionais em campo, que não sejam químicos 
experientes, nem mesmo profissionais com formação superior ou técnica 
sofisticada. 
 é mais fácil de ser instalada em campo e laboratório. 
 é viável economicamente. Apesar de ser um conjunto de técnicas relativamente 
antigas em química analítica, representa significativa economia e adequada 
confiabilidade nos laboratórios com menos recursos, podendo perfeitamente ser 
aplicada na quantificação da grande maioria de compostos químicos em diversos 
segmentos da indústria e em controle de qualidade. Presta-se para o controle 
tanto de qualidade (teor) de matérias primas, quanto de intermediários, assim 
como de produtos acabados; sua precisão supera muitas vezes as exigências de 
diversos setores. 
A desvantagem deste método: 
 Possui como desvantagem ser um método menos preciso do que a análise 
gravimétrica. 
 
1.4 Métodos Instrumentais 
Os métodos instrumentais básicos da Química Analítica são os refratômetros, os 
espectrômetros, os polarímetros e os microscópios. 
1.4.1 Refratômetros 
Refratômetro é um instrumento óptico utilizado para medir o índice de refração de uma 
substância translúcida. O aparelho faz uso do princípio do ângulo crítico ou ângulo 
limite de reflexão total, que tenha relação com alguma propriedade do material. A luz 
que passa de um meio ao outro sofre refração, uma mudança do ângulo de incidência, 
que, medida, pode revelar características próprias do material. 
Ele pode ser utilizado para determinar a identidade de um material desconhecido, 
baseado no seu índice de refração; pode ser utilizado para determinar a concentração de 
uma substância dissolvida em outra ou ainda determinar a pureza de uma determinada 
substância. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Composto_qu%C3%ADmico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Controle_de_qualidade
http://pt.wikipedia.org/wiki/Instrumento_%C3%B3ptico
http://pt.wikipedia.org/wiki/Refra%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Subst%C3%A2ncia
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%82ngulo
http://pt.wikipedia.org/wiki/Luz
http://pt.wikipedia.org/wiki/Material
http://pt.wikipedia.org/wiki/%C3%8Dndice_de_refra%C3%A7%C3%A3o
 
 
 
1111 
 
O uso mais comum é determinar a concentração de açúcar em um fluido, também 
conhecido por índice de Brix, em frutas, doces preparados, mel e outros alimentos. É 
usado também para medir a concentração de proteínas ou a salinidade no sangue. Tem 
ainda variado uso na indústria, para medir líquidos anticongelantes e outros fluidos 
industriais. 
Existem quatro tipos principais de refratômetro: tradicionais ou manuais, digitais, de 
laboratório (refractômetro de Abbe) e os chamados refratômetros em linha. Um outro, 
menos comum, chamado de Rayleigh, é usado para medir índice refrativo de gases. 
1.4.2 Espectrômetros 
O espectrômetro, particularmente, sofreu muitos aperfeiçoamentos que permitiram fazer 
análise de elementos difíceis de serem estudados usando o método de queima de 
Bunsen. Gustav Robert Kirchhoff (1824 - 1887), em 1859, enunciou suas leis da 
espectroscopia. Mostrou que um corpo incandescente emite um espectro contínuo de 
luz e que um corpo excitado produz um espectro com linhas brilhantes. Os gases 
aquecidos, quando submetidos à luz branca, absorvem as mesmas cores emitidas por 
seus vapores quando excitados. 
Usando essas leis, Kirchoff e Bunsen descobriram vários elementos, a partir de 1860. 
Os astrônomos com uso dos espectrômetros passaram a determinar a composição 
química das estrelas. Os químicos passaram a utilizá-lo com frequência nos seus estudos 
e nas suas análises. 
1.4.3 Polarímetros 
 
A utilização da luz em análise orgânica iniciou-se com a polarimetria. Esta técnica 
utiliza o fenômeno de polarização da luz, descoberto por Huygens, no século XVII. Jean 
Baptiste Biot (1774 - 1862), cristalógrafo francês, em 1813, descobriu que a luz, ao 
atravessar uma placa de quartzo ou alguns líquidos, tem seu plano de polarização 
girado. Verificou-se esse fenômeno com a essência de terebentina, alguns óleos 
naturais, como o de limão ou uma solução alcoólica de cânfora. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Brix
http://pt.wikipedia.org/wiki/Fruta
http://pt.wikipedia.org/wiki/Mel
http://pt.wikipedia.org/wiki/Prote%C3%ADna
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sal
http://pt.wikipedia.org/wiki/Sangue
 
 
 
1122 
 
A partir de 1828, foram feitos vários melhoramentos nos polarímetros. Passou-se a usar 
um prisma especial, invenção de William Nicol (1768 - 1851), para separar a luz 
polarizada incidente em dois feixes. Utilizou-se luz monocromática alguns anos mais 
tarde. O polarímetro tornou-se mais popular depois que se descobriu como usar luz 
branca introduzindo-se no caminho óptico uma cunha de quartzo compensadora. 
Como o açúcares são opticamente ativos, o polarímetro passou a ser adotado na análise 
de alimentos, particularmente na determinação da sacarose, na indústria açucareira. O 
uso de luz polarizada se estendeu ao estudo do isomerismo óptico de compostos e 
complexos orgânicos. 
1.4.4 Microscópios 
O microscópio é um aparelho utilizado para visualizar estruturas minúsculas como as 
células. 
Os avanços da Óptica levaram à melhoria dos microscópios, que, a partir de 1820, 
passaram a ser usados regularmente. Um dos responsáveis por estes avanços foi Ernst 
Abbe (1840 - 1905), um físico, que em 1872 desenvolveu um condensador de luz o qual 
fica na parte inferior da platina do microscópio. 
Ao final do século XIX, uma variedade considerável de instrumentos e métodos tinha 
sido desenvolvida e era regularmente usada em química analítica. Muitos desses 
instrumentos e métodos passaram a ser usados nas indústrias, principalmente nas de 
alimentos e de remédios. 
 
1.5 Técnicas de reações analíticas 
A análise qualitativa é a parte da química analítica que se preocupa com a identificação 
dos constituintes de uma amostra, que pode ser de natureza mineral, vegetal ou animal. 
O procedimento para a identificação de uma espécie química consiste em provocar nela 
uma variação em suas propriedades, que possa ser facilmente observada e que 
corresponda com a constituição da dita substância. O agente que promove a variação 
chama-se reagente, pois reage quimicamente com o produto que se deseja reconhecer. 
Pode-se trabalhar com o reagente dissolvido ou não em solução; logo, existem dois 
tipos de ensaios: reações por via seca e reações por via úmida. 
 
 
 
1133 
 
As primeiras são aplicáveis a substâncias sólidas, e as últimas, a substâncias em 
solução. Os ensaios por viaseca parecem ter perdido sua popularidade; no entanto, 
frequentemente eles fornecem informações úteis num período de tempo 
comparativamente mais curto. 
A análise qualitativa pode ser conduzida em várias escalas. Em macroanálise, a 
quantidade de substâncias empregada é de 0,5- 1g e o volume de solução tomado para 
análise é cerca de 20 mL. Na chamada semimicroanálise, a quantidade usada para 
análise é reduzida por fator de 0,1- 0,05, isto é, para cerca de 0,05g e o volume de 
solução para cerca de 1 mL. Para microanálise o fator é da ordem de 0,01 ou menos. 
Não há uma linha nítida de demarcação entre semimicro e microanálise. A primeira é 
chamada análise por centigramas, e a última, análise por miligrama; mas estes termos 
apenas indicam as quantidades usadas em análise. Para uma análise de rotina, a escolha 
se situa entre semimicro e macroanálise. A maioria das reações por via seca pode ser 
usada com pequenas modificações para a semimicroanálise. São empregadas técnicas 
diferentes para reações por via úmida em macro, semimicro e microanálise. 
1.5.1 Ensaios por via seca 
Os ensaios por via seca são considerados etapas preliminares para identificação das 
amostras estudadas e são chamados assim porque são realizados sem dissolver a 
amostra. Dentre eles estão: aquecimento, ensaio do maçarico do sopro, ensaio da chama 
e ensaio com pérolas. 
1.5.1.1 Aquecimento 
Estes ensaios podem ser realizados em tubos fechados numa das extremidades 
(contendo ou não reagente) e em tubos abertos nas duas extremidades. O ensaio 
utilizando o segundo tubo é realizado quando se necessita de forte oxidação para a 
identificação da espécie desejada. O aquecimento da amostra (com ou sem reagente) 
presente em ambos pode levar a uma sublimação ou o material pode fundir-se ou 
decompor-se, acompanhado de modificação na cor, ou ainda desprender um gás que 
pode ser reconhecido por certas propriedades características. 
 
 
 
 
1144 
 
a) Quando ocorre a formação de gases ou vapores incolores, colocam-se duas tiras 
de papel tornassol (azul e vermelho) previamente umedecidas próximo à 
abertura do tubo de ensaio que contém a amostra. Os resultados possíveis estão 
na tabela a seguir: 
Tabela 1. Identificação de substâncias, quando há formação de gases ou vapores 
incolores, via aquecimento. 
Cor do papel tornassol após contato Identificação de espécies 
 
vermelho passa para azul 
amoníacos dos sais amoniacais (sulfato, 
cloreto, acetato) 
azul passa para vermelho ácidos voláteis (acético, cianídricos e 
sulfídricos), ácido fluorídrico (corrosão do 
vidro) e gás carbônico (turvação da água de 
cal). 
Descorado gás sulfúrico de sulfitos (não alcalinos), 
alguns sulfatos, sulfetos, tiossulfatos (com 
sublimação do enxofre) 
sem mudanças oxigênios dos peróxidos, cloratos, bromatos, 
iodatos, nitratos e outros (intensificam a 
combustão), condensam nas paredes dos 
tubos, água (gotas incolores) e mercúrio 
(gotas cinzentas) 
b) Quando ocorre formação de gases ou vapores coloridos: 
1- Cloro: amarelo-esverdeado, colore em violáceo a água alcalina de anilina 
2- Bromo: vermelho, colore em azul a água de anilina 
3- Nitrosos: vermelhos, colorem em azul a solução sulfúrica de difenilamina 
4- Iodo: roxo característico 
1.5.1.2 Ensaio do maçarico de sopro 
Utiliza-se para estes ensaios a chama de um bico de Bunsen. Ele é efetuado numa 
cavidade na superfície do bloco de carvão, sendo a amostra em exame misturada com 
carbonato de sódio e umedecida para formar uma pasta queimada na chama redutora 
(interna, azul), sobre a superfície de carvão vegetal. O carvão, além de servir como 
suporte, participa da reação exercendo a ação redutora ao queimar-se. 
1.5.1.3 Ensaios da chama 
Os compostos de certos metais são volatilizados na chama de Bunsen, comunicando-lhe 
cores características. Os cloretos estão entre os compostos mais voláteis. O ensaio é 
conduzido com a imersão de um fio de platina em ácido clorídrico concentrado e numa 
 
 
 
1155 
 
porção da amostra em exame; em seguida esse mesmo fio umedecido é levado à chama. 
A tabela abaixo mostra as cores de diferentes metais. 
Tabela 2: Coloração da chama e identificação de espécies 
Coloração da chama Identificação dos Metais 
Amarelo dourada persistente Na 
Violeta ou lilás K 
Vermelho-tijolo Ca 
Carmesim Sr 
Verde amarelada Ba 
Azul pálida Pb, As, Sb, Bi, Cu 
 
1.5.1.4 Ensaios com pérolas 
As pérolas comumente usadas nos ensaios por via seca são as de bórax 
(Na2B4O7.10H2O) ou de sal de fósforo (Na(NH4)HPO4.4H2O). 
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. 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. 
1.5.2 Ensaios por via úmida 
A maioria das reações de análise qualitativa é conduzida por via úmida, por isso serão 
detalhadas nos itens posteriores. Investigações preliminares devem ser realizadas, 
principalmente a análise do pH da solução, utilizando-se de papel tornassol ou fita 
indicadora. Os resultados destes ensaios estão listados na tabela 3 a seguir, em termos 
do caráter das soluções examinadas: 
Caráter da solução Interpretação 
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. 
Neutra estão ausentes os ácidos livres, bases livres, sais ácidos e sais que apresentam uma reação 
ácida ou alcalina, devido à hidrólise. 
Básica ou alcalina pode ser devido a hidróxidos dos metais alcalinos e alcalino- terrosos, carbonatos, 
sulfetos, hipocloritos e peróxidos de metais alcalinos etc. 
 
 
 
 
1166 
 
Posteriormente pode-se evaporar a solução à secura e observar a cor e o aspecto do 
resíduo. Se não houver resíduo, apenas substâncias voláteis podem estar presentes, tais 
como amônia, dióxido de carbono, dióxido de enxofre, gás sulfídrico, ácido clorídrico, 
ácido bromídrico, ácido iodídrico, ácido fluorídrico, ácido nítrico ou sais de amônio. 
 
1.4 Síntese da Unidade 
Nesta Unidade discutimos sobre a definição de química analítica e a diferenciação entre 
os métodos de analise gravimétrica e volumétrica. Também foram discutidas as técnicas 
de análise por via seca e por via úmida. 
 
1.5 Atividades 
 
1) Defina química analítica 
 
2) Qual a diferença entre analítica quantitativa e qualitativa? 
 
3) Cite as desvantagens do método volumétrico. 
 
4) Quais os dois tipos de ensaios usados para análise. Descreva-os. 
 
 
 
 
 
 
1177 
 
Unidade 2 
Unidade 2 . Análise funcional e sistemática 
 
Nesta Unidade, vamos estudar como são classificados cátions e ânions, assim como 
compreender as principais reações e métodos de análise envolvidos. 
 
2.1 Análise funcional e sistemática 
A análise funcional e sistemática de uma solução deve ser iniciada pelos ensaios 
preliminares, seguida de ensaios para ânions e separação e identificação dos cátions 
presentes. Essa identificação é feita com a adição de reagentes específicos (ácido 
clorídrico, gás sulfídrico, amônia, sulfeto de amônio ou carbonato de amônio), que 
promoverá a formação de precipitados; em seguida eles são analisados. Os grupos de 
cátions são classificados de acordo com a adição desses reagentes específicos. A 
classificação dos ânions, adotada por Arthur Vogel, envolve a identificação por 
produtos voláteis obtidos por tratamento com ácidos e os que dependem de reações em 
solução. Este procedimento é chamado de ensaio. 
 
2.2 Classificação dos cátions em grupos analíticos 
Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco 
grupos, tomando-se por base sua peculiaridadea determinados reagentes, ou seja, os 
íons de comportamento análogo são reunidos dentro de um grupo. Os reagentes usados 
para a classificação dos cátions mais comuns são o ácido clorídrico, o ácido sulfídrico 
(sulfeto de hidrogênio), o sulfeto de amônio e o carbonato de amônio. A classificação 
baseia-se no modo como os cátions reagem a tais reagentes pela formação ou não de 
precipitados. 
 
 
 
1188 
 
Os cincos grupos e suas características estão listados na Tabela 4, como se segue: 
Tabela 2.1 Classificação dos cátions em grupos analíticos 
Sulfetos solúveis na água Sulfetos (ou, em seu lugar, hidróxidos) insolúveis na água 
 
Carbonatos 
solúveis na 
água * 
Carbonatos 
insolúveis na 
água 
Sulfetos (ou 
hidróxidos) 
solúveis nos ácidos 
diluídos 
Sulfetos insolúveis nos ácidos 
diluídos 
GRUPO I GRUPO II 
 
GRUPO III 
 
GRUPO VI 
 
GRUPO V 
 
K
+
 
Na
+
 
NH4
+
 
Mg
2+
 
 
Ba
2+
 
Sr
2+
 
Ca
2+
 
Al
3+
 
Cr
3+
 
Fe
3+
 
Fe
2+
 
Mn
2+
 
Zn
2+
 
Co
2+
 
Ni
2+
 
 
a) Subgrupo I: 
cloretos 
insolúveis na 
água: 
Ag
+
 
Pb
2+
 
Hg2
2+ 
b) Subgrupo II: 
cloretos 
solúveis na 
água: 
Cu
++
 
Cd
2+
 
Bi
3+
 
Sulfetos 
solúveis em 
Na2S: 
Hg
2+
 
AsV 
AsIII 
SbV 
SbIII 
SnIV 
 
Não tem 
reagente 
geral 
Reagente 
geral: 
(NH4)2CO3 
Reagente 
geral:(NH4)2S ou 
H2S, em meio 
básico 
Reagente 
geral: 
H2S, em 
presença de 
HCl 
Reagente geral: 
HCl 
 
Serão abordados neste estudo os cátions que ocorrem com mais frequência nas amostras 
comuns. Serão estudadas apenas as reações mais importantes de um número limitado de 
cátions. 
2.2.1 Primeiro grupo de cátions (K+, Na+, Li+, Rb+, Cs+, NH4
+ e Mg2+) 
A maior parte dos sais que eles formam é solúvel em água. A solubilidade em água dos 
seus sulfetos, hidróxidos, carbonatos e cloretos é particularmente importante porque 
permite distinguir o Grupo I de cátions de todos os outros grupos. 
2.2.1.1 Íon potássio (K+) 
O potássio é um metal branco prateado e mole. Funde a 63,5ºC. Ele permanece 
inalterado no ar seco, mas é rapidamente oxidado no ar úmido, cobrindo-se com um 
filme azul. O metal decompõe-se violentamente em água, desprendendo hidrogênio e 
queimando com uma chama violeta: 
 
 
 
1199 
 
2 K + 2 H2O ↔ 2 K
+
 + 2 OH
-
 + 2 H2 ↑ 
 Reação com Íons ClO4
-
 
O íon potássio em solução não muito diluída forma com íon perclorato um precipitado 
branco, cristalino, de perclorato de potássio. 
K
+
 + ClO4
-
 → KClO↓ 
Coloque 5 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio e adicione solução de 
ácido perclórico. Ocorre a formação de um precipitado branco, cuja solubilidade pode 
ser reduzida adicionando-se solução alcoólica de ácido perclórico; esta não deve ser 
aquecida, pois pode produzir explosão perigosa. 
2.2.1.2 Íon Sódio (Na+) 
O sódio é um metal branco prateado e mole. Funde a 97,5ºC. Ele oxida rapidamente no 
ar úmido e deve, portanto, ser mantido em nafta solvente ou xilênio. O metal reage 
violentamente com a água, formando hidróxido de sódio e hidrogênio: 
2 Na + H2O → 2 Na
+
 + 2 OH
-
 + H2↑ 
 Reação com acetato de uranilo e magnésio (ou uranilacetato de magnésio) 
Coloque em um tubo de ensaio 3 gotas da solução a analisar e adicione excesso de 
solução de acetato de magnésio e uranilo. Agite a mistura, friccionando a parede do 
tubo de ensaio com um agitador. A formação de um precipitado amarelo cristalino 
indica a presença de íons sódio. 
2.2.1.3 Íon Amônio (NH4
+) 
Os íons amônio são derivados do amoníaco, NH3, e do íon hidrogênio, H
+
. As 
características destes íons são semelhantes às dos íons de metais alcalinos. 
 Reações com base forte 
 
 
 
2200 
 
A presença do íon amônio (NH4
+
) em solução pode ser detectada adicionando-se um 
excesso de base forte (NaOH ou KOH) para converter o íon NH4
+
 em amônia (NH3). A 
seguir, aquece-se a solução alcalina para expelir o gás NH3; a amônia liberada é 
detectada pelo odor característico ou pelo papel de tornassol vermelho umedecido com 
água destilada, o qual se torna azul. 
NH4
+
 + OH
-
 → NH3↑ + H2O 
Adicionar a um tubo de ensaio 3 gotas de solução cloreto de amônio (NH4Cl) 0,2 M e 8 
gotas de hidróxido de sódio 4 M. Aquecer cuidadosamente o tubo e testar a amônia 
desprendida por meio de um papel de tornassol vermelho colocado sobre o tubo, porém, 
sem tocá-lo. Pode-se igualmente utilizar o papel de fenolftaleína que o amoníaco 
avermelha. A viragem é mais nítida neste caso. 
2.2.1.4 Íon Magnésio (Mg++) 
O magnésio é um metal branco, maleável e dúctil. Funde a 650ºC. Queima facilmente 
em ar ou oxigênio com uma luz branca brilhante, formando o óxido MgO e o nitreto 
Mg3N2. 
O metal é lentamente decomposto pela água à temperatura ambiente, mas, no ponto de 
ebulição da água, a reação processa-se rapidamente: 
Mg + 2 H2O → Mg(OH)2↓ + H2↑ 
O magnésio forma o cátion divalente Mg
2+
. Seu óxido, hidróxido, carbonato e fosfato 
são insolúveis; os outros sais são solúveis. Eles têm sabor amargo. Alguns dos sais são 
higroscópicos. 
 Reação com base forte 
Coloque em um tubo de ensaio 5 gotas de uma solução de cloreto de magnésio 0,2 M e 
em seguida adicione gotas de hidróxido de sódio. Ocorrerá a formação de um 
precipitado branco gelatinoso de Mg(OH)2 
 
 
 
2211 
 
Mg
2+
 + 2OH
-
 → Mg(OH)2(s) 
Este precipitado é solúvel em solução de cloreto de amônio. Adicionar ao precipitado 
algumas gotas de solução 4M de NH4Cl até se observar a dissolução do precipitado. 
2.2.2 Segundo grupo de cátions (Ca+2, Sr+2 e Ba+2) 
As reações de separação do grupo II podem ser realizadas ao mesmo tempo, pois 
seguem um mesmo padrão de identificação. 
 Reação com carbonato de amônio, (NH4)2CO3 
Colocar, em tubos de ensaio separados, 10 gotas da solução em análise (Ca
2+
, Ba
2+
 e 
Sr
2+
) e adicionar solução de carbonato de amônio. Agitar, aquecer em banho maria e 
observar. Centrifugar o precipitado e, após desprezar o sobrenadante, separar o 
precipitado em duas partes. Uma parte deve ser tratada com algumas gotas de cloreto de 
amônio 6 M e a outra com algumas gotas de ácido ácido acético 6M. 
Ba
+2
 + CO3
-2
 → BaCO3↓ 
Os compostos CaCO3, BaCO3 e SrCO3 (precipitado branco) são solúveis em ácidos 
minerais diluídos e em ácido acético. 
 Reações de identificação dos cátions do grupo II, usando a prova da chama. 
Utilizar cloreto ou nitrato de Bário, Estrôncio ou Cálcio; umedecer a amostra com ácido 
clorídrico concentrado e levar à chama do Bico de Bunsen: coloração amarelo-
esverdeado (Ba
2+
), vermelho-carmim (SR
2+
) e vermelho-tijolo (Ca
+2
) 
 
2.2.3 Terceiro grupo de cátions (Al, Cr, Fe, Mn, Zn, Co, Ni) 
O grupo III, também chamado de grupo do sulfeto de amônio, compõe-se de íons de 
sete metais que são precipitados como hidróxidos ou sulfetos numa solução tamponada 
com NH4OH/NH4Cl, contendo (NH4)2S. O reagente precipitante para o grupo é o íon 
sulfeto. 
 
 
 
2222 
 
 Reação com hidróxido de sódio NaOH 
Coloque em tubos de ensaio (separados) 5 gotas de solução 0,2 M de M(NO3)2 (M
2+
= 
Ni
2+
, Co
2+
 Fe
2+
, Mn
2+
, Zn
2+
) e M(NO3)3 (M
3+
 = Fe
3+
, Cr
3+
, Al
3+
) e adicione lentamente 
(gota a gota) a solução de hidróxido de sódio até a formação do precipitado. Observe as 
cores dos precipitados formados. Continue adicionando NaOH aos precipitados 
formados e observe os casos em que há dissolução desses, na presença de excesso de 
reagente. 
 O íon Co2+ é precipitado como um sal básico de cor azul que sob aquecimento 
em excesso de hidróxido é convertido a Co(OH)2, de cor rosa. 
 Os hidróxidos de Fe2+ e Mn2+ também mudam de cor com o tempo, devido à 
oxidação a Fe(OH)3 e MnO(OH)2. O Mn(OH)2 de cor branca passa a MnO(OH)2 
de cor marrom. 
 O precipitado verde acinzentado de Cr(OH)3 dissolve-se quando há excesso de 
NaOH, devido à formação do tetrahidroxicromiato (cromito), Cr(OH)4 
 O precipitado branco gelatinosode Al(OH)3 é solúvel no excesso de reativo 
NaOH devido à formação do íon complexo aluminato, Al(OH)
4-
; também se 
dissolve em ácidos. 
 O precipitado branco de Zn(OH)2 é solúvel no excesso de reativo (NaOH) e em 
ácidos diluídos. 
2.2.3.1 Íon Níquel (Ni2+) 
O níquel é um metal duro, branco, prateado, dúctil, maleável e muito tenaz (aderente). 
Funde a 1455ºC e é ligeiramente magnético. 
 Reação com dimetilglioxima 
Em um tubo de ensaio, coloque 10 gotas da solução a analisar, adicione gotas de 
solução alcoólica de dimetilglioxima e a seguir gotas de hidróxido de amônio ou acetato 
de sódio. Haverá formação de um precipitado vermelho de dimetilglioximato de níquel. 
A precipitação pode ser acelerada por aquecimento, principalmente quando se trata de 
soluções diluídas. 
 
 
 
2233 
 
2.2.3.2 Íon Cobalto (Co2+) 
O cobalto é um metal de cor cinza-aço, levemente magnético. Funde a 1490ºC. O metal 
dissolve-se facilmente em ácidos minerais diluídos. 
 Reação com tiocianato de amônio 
Coloque 10 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio e adicione solução 
concentrada (ou alguns cristais) de tiocianato de amônio e 10 gotas de álcool amílico. A 
coloração azul que aparece na fase alcoólica deve-se ao íon cobaltotiocianato. 
Co
2+
+ 4 SCN
- 
→ [Co(SCN)4]2- 
2.2.3.3 Íon Ferro II (Fe2+) 
O ferro, quimicamente puro, é um metal branco prateado, tenaz e dúctil. Funde a 
1535ºC. O metal comercial raramente é puro e, em geral, contém pequenas quantidades 
de carbureto, silicieto, fosfeto e sulfeto de ferro, e um pouco de grafite. O ferro pode ser 
magnetizado. 
 Reação com Ferricianeto de potássio [hexacianoferrato (III) de potássio] 
Em um tubo de ensaio, coloque 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
ferricianeto de potássio. Obtém-se um precipitado azul escuro de ferricianeto de 
ferro(II) ou azul de Turnbull que é decomposto por soluções de hidróxido sódio ou de 
potássio, mas é insolúvel nos ácidos. 
 
3 Fe
2+
+ 2 [Fe(CN)6]
3-
→ Fe3[Fe(CN)6]2
 ↓
 
Fe3[Fe(CN)6]2 + 6 OH
-
→ 2[Fe(CN)6
3-
] + 3 Fe(OH)2 
2.2.3.4 Íon Ferro III (Fe3+) 
 Reação com Ferrocianeto de potássio 
 
 
 
2244 
 
Coloque 10 gotas da solução em um tubo de ensaio e adicione solução de ferrocianeto 
de potássio. Haverá formação de um precipitado azul intenso de ferrocianeto férrico ou 
azul da Prússia. O precipitado é insolúvel em ácido clorídrico diluído, porém solubiliza 
em ácido clorídrico concentrado, soluções de hidróxidos alcalinos ou quando 
adicionamos o agente precipitante em excesso. 
4 Fe
3+
+ 3[Fe(CN)6]
4-
→Fe4[Fe(CN)6]3 
2.2.3.5 Íon Manganês (Mn2+) 
O manganês é um metal branco acinzentado, semelhante na aparência ao ferro fundido. 
Funde a cerca de 1250ºC. 
 Reação com água quente 
Reage com água quente, formando hidróxido de manganês (II) e hidrogênio. 
Mn
2+
 + H2O → Mn (OH)2 
2.2.3.6 Íon Cromo (Cr3+) 
 Reação com H2O2/NaOH a quente 
Coloque 10 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio, adicione solução de 
hidróxido de sódio até dissolução do precipitado formado e formação do complexo 
solúvel, Cr(OH)
4-
 . 
Adicione a seguir gotas de água oxigenada 3%. Aquecer à ebulição até o aparecimento 
da cor amarela devido à formação do íon CrO4
2-
. 
À solução amarela obtida acima, adicione gotas de ácido sulfúrico até o meio tornar-se 
ácido (solução alaranjada) e adicione peróxido de hidrogênio. 
Ocorre formação de ácido percrômico, identificado pelo aparecimento de coloração azul 
 
 
 
2255 
 
intensa. Em solução aquosa, o ácido percrômico é muito instável, este se dissocia com 
formação de Cr
3+
e a coloração azul rapidamente se transforma em verde, podendo 
desaparecer. A adição de álcool amílico ou éter dietílico aumenta a estabilidade do 
ácido percrômico, e este passa para a camada destes solventes. 
2.2.3.7 Íon Alumínio (Al3+) 
 Reação com Alizarina 
Uma reação característica para a identificação de Al
3+ 
é reagir o precipitado de 
hidróxido de alumínio com alizarina. Obtém-se uma laca vermelha, devido à formação 
de alizarinato de alumínio. Os íons Fe
3+
, Cr
3+
, Mn
2+
e outros interferem na reação, mas 
isto pode ser evitado tratando a solução com ferrocianeto de potássio. Para realizar esta 
reação, adicione algumas gotas de alizarina no precipitado de hidróxido de alumínio 
obtido acima. A reação pode ser realizada sobre uma tira de papel filtro, colocando-se 
uma gota da solução a analisar e alizarina e expondo a vapores de amônia. No caso de 
mascaramento da reação por íons interferentes, impregnar previamente o papel em 
solução de ferrocianeto de potássio. 
2.2.3.8 Íon Zinco (Zn2+) 
 Reação com ditizona 
Sobre uma tira de papel de filtro, coloque 1 gota de solução de um sal de zinco, e uma 
gota de solução de hidróxido de sódio. Contorne a mancha úmida formada com solução 
clorofórmica de ditizona, utilizando para isto um tubo capilar. Na presença de íons Zn
2+
, 
forma-se um anel característico de cor rósea. Na ausência deste íon a mancha torna-se 
amarela, própria da ditizona em meio alcalino. 
 
Tabela 2.2 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO III, 
usando a prova da chama. 
Compostos Chama oxidante Chama redutora 
Ni 
 
Castanha a frio Acinzentada 
 
 
 
 
2266 
 
Co 
 
Azul 
 
Azul ou acinzentada 
 
Fe 
 
Incolor a frio 
Amarela o quente 
Verde pálida 
Mn 
 
Violeta ametista Incolor 
 
Cr 
 
Verde esmeralda 
 
Verde esmeralda 
 
 
2.2.4 Quarto grupo de cátions (Ag+ , Pb2+, Hg2
2+, Hg2+, Cu2+, Cd2+ e Bi3+) 
Os cátions deste grupo apresentam como característica importante o fato de seus 
sulfetos serem insolúveis em ácidos minerais diluídos, ao contrário dos sulfetos dos 
metais do grupo III que são solúveis nestes ácidos. Esta diferença de comportamento é 
usada para separar os íons deste grupo dos íons dos grupos anteriores. 
Os cátions do grupo IV são divididos em dois subgrupos: 
a) da prata, compreende os cátions: Ag
+2
, Hg2
2+
 e Pb
2+
, que precipitam com a adição 
de solução de HCl, pois os cloretos destes elementos são pouco solúveis em água. 
O cloreto de chumbo é ligeiramente solúvel em água e, por isso, o chumbo nunca é 
completamente precipitado quando se adiciona à amostra ácido clorídrico diluído. Os 
íons chumbo restantes podem ser quantitativamente precipitados com ácido sulfúrico 
em meio ácido, ou com H2S, junto com os cátions do 2
o
 subgrupo. 
b) do cobre, compreende os cátions Cu
2+
, Hg
2+
, Cd
2+
 e Bi
3+
e Pb
2+
, cujos cloretos são 
solúveis em água. Os sulfetos do subgrupo do cobre são insolúveis numa solução de 
hidróxido de sódio. 
 Reações de Separação dos Íons do Grupo IV (Subgrupo da Prata: Ag+, 
Hg2
2+
 e Pb
2+
), usando HCl diluído. 
Coloque em tubos de ensaio distintos, 5 gotas de solução 0,2 M de nitratos de Ag
+
, Pb
2+
, 
Hg2
2+
 e adicione HCl 6 M, gota a gota com agitação, até a precipitação ser completa. 
Ag
+
 + Cl
-
 → AgCl 
 
 
 
2277 
 
O precipitado Branco de AgCl é solúvel em hidróxido de amônio, devido à formação de 
um complexo solúvel incolor. 
 Reações de Identificação dos Íons do Grupo IV - Subgrupo da Prata 
2.2.4.1 Íon Prata (Ag+) 
 reação da prata com NaOH 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
hidróxido de sódio. Haverá formação de um precipitado castanho escuro de óxido de 
prata, que dissolve-se com facilidade em NH4OH. 
2 Ag
+
 + 2 OH
-
 → Ag2O↓ + H2O 
 
2.2.4.2 Íon Chumbo (Pb2+) 
 reação do chumbo com iodeto 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar. Adicione a seguir 
solução de iodeto de potássio. Ocorre formação de um precipitado amarelo, que é 
moderadamente solúvel a quente. Após resfriamento da solução, o precipitado 
apresenta-se na forma de lâminas brilhantes de cor amarelo ouro. O precipitado é 
solúvel em excesso de reagente. 
Pb
2+
 + 2 I
-
 → PbI2↓ 
 Reações de Separação do Subgrupo doCobre (Cu2+, Hg2+,Pb2+, Cd2+e Bi3+) 
Reação com sulfeto 
Coloque em tubos de ensaio separados 5 gotas das soluções de nitratos de Cu
2+
, Hg
2+
, 
Pb
2+
, Cd
2+
 e Bi
3+
 e diluir com água até o volume de 2 mL. Adicione gotas de ácido 
clorídrico diluído, passando a seguir uma corrente de gás sulfídrico através da solução 
 
 
 
2288 
 
ou 0,5 mL de solução de tioacetamida 1M. Tampar os tubos e aquecê-los em banho 
maria. 
Observe a cor do precipitado formado. Cores dos sulfetos: HgS (preto), PbS (preto), 
CuS (preto); CdS (amarelo), Bi2S3(marrom). 
 Reações de Identificação do Subgrupo do Cobre (Cu2+, Hg2+, Cd2+ e Bi3+) 
2.2.4.3 Íon Cobre (Cu2+) 
 reação com amônia 
Nas reações de separação, o Cu
2+,
 quando tratado com excesso de amônia, obtém-se 
uma solução de coloração azul intensa devido à formação do complexo Cu(NH3)4
2+
. 
Esta coloração azul é geralmente usada para identificar íons cobre. Na prova da chama 
os sais de cobre dão à chama cor verde esmeralda. 
2.2.4.4 Íon Cádmio (Cd2+) 
Utilizando gás sulfídrico, com formação do precipitado amarelo de CdS, é usada para 
identificação deste cátion. 
2.2.4.5 Íon Bismuto (Bi3+) 
 reação com estanito de sódio 
Coloque em um tubo de ensaio a solução a analisar e adicione hidróxido de sódio em 
excesso. O precipitado de Bi(OH)3 deve ser centrifugado e separado do sobrenadante. O 
precipitado deverá ser tratado com solução de estanito de sódio no próprio tubo de 
ensaio. Deverá haver formação de um precipitado preto de bismuto elementar. 
Na prova da chama: os compostos de bismuto emprestam coloração branco-azulada à 
chama pálida do bico de Bunsen. 
2.3. Classificação de ânions em grupos analíticos 
Esta classificação não está rigorosamente estabelecida, mas é na para a maioria dos 
autores baseada nas diferenças de solubilidade dos sais de bário e de prata dos ácidos 
 
 
 
2299 
 
correspondentes. No caso deste estudo os anions serão subdivididos em três grupos, 
segundo a classificação de ALEXÈEV . 
Na maior parte dos casos, os ânions não perturbam mutuamente a sua identificação (ao 
contrário dos cátions). Assim, é relativamente raro ocorrer as reações de separação. A 
pesquisa dos ânions faz-se na maior parte das vezes pelo método fracionado. Por esta 
razão, os reagentes gerais servem, não para separar os grupos, mas apenas para os 
colocar em evidência. 
Tabela 2.3 CLASSIFICAÇÃO DE ÂNIONS SEGUNDO ALEXÈEV 
GRUPO DO GRUPO 
CARACTERÍSTICA 
ÂNIONS QUE FORMAM 
O GRUPO 
REAGENTE 
GERAL 
I Sais de bário 
pouco solúveis 
na água 
SO4
2-
 (íon sulfato) 
SO3
2-
 (íon sulfito) 
S2O3
2-
 (íon tiossulfato) 
CO3
2-
 (íon carbonato) 
PO4
3-
 (íon fosfato) 
AsO4
3-
 (íon arseniato) 
AsO3
3-
 (íon arsenito) 
BO
2-
 ou B4O7
2-
 (íon borato) 
CrO4
2-
 (íon cromato) 
F
-
 (íon fluoreto) 
SiO3
2-
 (íon silicato) 
C2O4
2-
 (íon oxalato) 
 
 
 
 
BaCl2 em solução 
neutra ou 
fracamente alcalina 
II Sais de prata 
pouco solúveis 
na água e HNO3 
diluído 
Cl
-
 (íon cloreto) 
Br
-
 (íon brometo) 
I
-
 (íon iodeto) 
S
2-
 (íon sulfeto) 
SCN
-
 (íon tiocianato) 
[Fe(CN)6]
4-
 (íon 
ferrocianeto) 
[Fe(CN)6]
3-
 (íon 
ferricianeto) 
AgNO3 em solução 
ácida (utilizar 
HNO3) 
III Sais de bário e 
de prata 
hidrossolúveis 
NO3
-
 (íon nitrato) 
NO2
-
 (íon nitrito) 
CH3COO
-
 (íon acetato) 
MnO4
-
 (íon permanganato) 
Não tem 
 
2.3.1 Primeiro grupo de ânions 
O reagente geral do I grupo de ânions é BaCl2 em solução neutra ou fracamente alcalina 
(pH 7 a 9). 
 
 
 
3300 
 
2.3.1.1 Íon Sulfato (SO4
2-) 
O íon sulfato é o ânion do ácido sulfúrico H2SO4, ácido forte, que não o cede senão 
dificilmente aos ácidos halogenados: HCl, HBr, HI e ao HNO3. 
Entre os sais de ácido sulfúrico, os de bário, de estrôncio e de chumbo são pouco 
solúveis na água; o sal de cálcio é um pouco mais solúvel. Os outros sulfatos metálicos 
são hidrossolúveis. Alguns sulfatos básicos, tais como os de mercúrio, bismuto e cromo 
são também insolúveis em água, mas se dissolvem em HCl ou HNO3 diluídos. 
 Reação usando Rodizonato de sódio: este ensaio é específico para sulfatos; os 
sais de bário produzem um precipitado marrom avermelhado com este reagente. 
Os sulfatos e o ácido sulfúrico provocam um descoramento imediato, devido à 
formação de sulfato de bário insolúvel. 
Coloque 1 gota de BaCl2 sobre o papel de filtro ou de reação à gota e 1 gota de 
solução aquosa a 0,5% de rodizonato de sódio recém-preparada. Trate a mancha 
marrom avermelhada com 1 gota de solução teste ácida ou alcalina. A mancha 
colorida desaparece. 
2.3.1.2 Íon Tiossulfato (S2O3
2-) 
O íon tiossulfato é o ânion do ácido tiossulfúrico H2S2O3. Este ácido é ainda mais 
instável que o H2SO3 e, quando livre, decompõe-se com formação de SO2 e S. Entre os 
tiossulfatos, os dos metais alcalinos, assim como os do estrôncio, zinco, cádmio, níquel, 
cobalto, manganês e ferro II são solúveis na água. Os outros tiossulfatos são pouco 
solúveis (chumbo, prata e bário), sendo que muitos deles dissolvem-se em excesso de 
solução de tiossulfato. O íon S2O3
2-
 é incolor. As soluções aquosas dos tiossulfatos dos 
metais alcalinos têm uma reação quase neutra. 
 Reação usando Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de 
tiossulfato de bário, Ba2S2O3, proveniente de soluções moderadamente 
concentradas de cloreto de bário. A precipitação é acelerada por agitação e 
fricção das paredes do recipiente com um bastão de vidro. 
 
 
 
3311 
 
S2O3
2-
 + Ba
2+
 → BaS2O3 ↓ 
2.3.1.3 Íon Carbonato (CO3
2-) 
O íon carbonato é o ânion do ácido carbônico; ácido extremamente fraco, desconhecido 
no estado livre. Quando é obtido a partir dos seus sais, decompõe-se quase 
completamente em anidrido carbônico e água. Dentre os carbonatos, são solúveis em 
água apenas os de sódio, potássio e amônio. 
 Reação usando Solução de nitrato de prata: com formação de um precipitado 
branco de carbonato de prata: 
CO3
2+
 + 2Ag
+
 →Ag2CO3↓ 
O precipitado torna-se amarelo ou marrom após a adição de excesso de reagente, devido 
à formação de óxido de prata. 
2.3.1.4 Íon Fosfato (PO4
3-) 
O íon fosfato é o ânion do ácido ortofosfórico H3PO4, ácido de força média. Como este 
ácido é classificado como triácido, ele pode formar três séries de sais: 
 fosfatos neutros: dentre eles Na3PO4 , Ca3(PO4)2. 
 hidrogenofosfatos: dentre eles Na2HPO4, CaHPO4. 
 dihidrogenofosfatos: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2 
Entre os sais de H3PO4 são hidrossolúveis os dos metais alcalinos e de amônio, assim 
como os dihidrogenofosfatos de metais alcalino-terrosos, Ca(H2PO4)2 por exemplo. Os 
outros sais são pouco solúveis na água, mas dissolvem-se nos ácidos minerais e, muitos 
deles, no ácido acético; FePO4 e AlPO4 são insolúveis neste ácido. O BiPO4 é pouco 
solúvel em HNO3 diluído (0,5N). Os fosfatos de metais alcalinos têm uma reação 
fortemente alcalina. 
 Reação usando mistura magnesiana (MgCl2 + NH4OH + NH4Cl): dá um 
precipitado cristalizado branco de MgNH4PO4. Coloque em um tubo de ensaio 
10 gotas da solução em análise, adicione gotas de ácido clorídrico diluído e 10 
gotas de solução de cloreto de magnésio. Adicione a seguir hidróxido de amônio 
até o meio tornar-se alcalino. 
 
 
 
3322 
 
PO4
3-
 + Mg
2+
 + NH
4+
 + 6H2O → MgNH4PO4.6H2O↓ 
2.3.1.5 Íon Tetraborato e Borato (B4O7
2- e BO2
-) 
O ácido bórico (ortobórico) livre H3BO3 é um sólido cristalizado branco, bastante 
solúvel na água e que pertence aos ácidos mais fracos. Contudo, os seus sais, chamados 
boratos, não correspondem, pela sua composição, ao ácido ortobórico H3BO3, mas ao 
ácido metabórico HBO2 e ao ácido tetrabórico H2B4O7. 
Entre os boratos, apenas os dos metais alcalinos são hidrossolúveis. O mais importante 
deles é o tetraborato de sódio decahidratado Na2B4O7.10H2O (bórax). Como sais de 
ácido fraco, todos os boratos solúveis são fortemente hidrolisados em solução aquosae 
têm uma reação alcalina. 
Os boratos insolúveis na água dissolvem-se nos ácidos e suas soluções são incolores. 
 Teste usando coloração da chama: os compostos voláteis de boro dão à chama 
cor verde. Como os boratos não são voláteis, pode-se usar o seguinte 
procedimento: mistura-se, sobre uma cápsula de porcelana ou sobre um vidro de 
relógio, um pouco da substância sólida, Na2B4O7.10H2O por exemplo, com pó 
de CaF, e molha-se esta mistura com algumas gotas de H2SO4 concentrado. 
Forma-se um composto de boro (BF3) de tal modo volátil que uma pequena 
porção desta mistura, colocada na extremidade de uma vareta de vidro 
aproximada de uma chama, confere, ao fim de um certo tempo, uma cor verde à 
parte exterior da chama. 
 Podemos ainda verificar a presença de borato em uma amostra pela prova da 
chama, usando fio de platina. Neste teste utiliza-se ácido sulfúrico concentrado. 
Limpe o fio de platina em ácido clorídrico concentrado, molhe-o em ácido 
sulfúrico concentrado e toque a amostra de modo a aderir uma pequena 
quantidade desta. Leve o fio à chama pálida de Bunsen, na zona oxidante 
inferior. O aparecimento de chama verde indica a presença do íon borato. 
 
 
 
3333 
 
2.3.2 Segundo grupo de ânions 
O reagente geral dos ânions do II grupo é AgNO3 em presença de HNO3 diluído. 
2.3.2.1 Íon Cloreto (Cl-) 
O íon cloreto é o ânion do ácido clorídrico HCl, solução aquosa de cloreto de 
hidrogênio gasoso. Pertence aos ácidos minerais mais fortes. As soluções de sais de HCl 
e de bases fortes (por exemplo NaCl, CaCl2) têm uma reação neutra e as soluções de 
sais de HCl e de bases fracas têm uma reação ácida. O que acaba de ser dito é válido 
também para os brometos e os iodetos, pois o HBr e o HI são ácidos tão fortes como o 
HCl. Entre os cloretos, são pouco solúveis AgCl (cloreto de prata), Hg2Cl2 (cloreto de 
mercúrio I), PbCl2 (cloreto de chumbo - este é escassamente solúvel a frio, mas 
prontamente solúvel em água fervendo), CuCl (cloreto de cobre I), BiOCl (oxicloreto de 
bismuto), SbOCl (oxicloreto de antimônio), Hg2OCl2 (oxicloreto de mercúrio). Os 
outros cloretos dissolvem-se bem. 
 Reação usado ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): atuando sobre cloretos 
secos (NaCl ou KCl), faz com que ocorra liberação de HCl gasoso, que pode ser 
reconhecido por seu odor picante, pela produção de fumaças brancas, por tornar 
vermelho um papel de tornassol azul úmido, quando este é aproximado da 
abertura do tubo de ensaio. 
2.3.2.2 Íon Brometo (Br-) 
O íon brometo é o ânion do ácido bromídrico (HBr) que, como o HCl, é uma solução 
aquosa de brometo de hidrogênio gasoso. HBr é um ácido tão forte quanto o HCl. Entre 
os sais de ácido bromídrico (brometos), apenas Ag2Br, HgBr2 e PbBr2 são insolúveis na 
água (análogo aos cloretos). Em geral, os brometos assemelham-se pelas suas 
propriedades aos cloretos e não se distinguem destes senão por uma estabilidade 
ligeiramente menos forte à ação dos oxidantes. 
 Reação usando ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): forma HBr gasoso por 
ação sobre os brometos sólidos: 
 
 
 
3344 
 
NaBr + H2SO4 → NaHSO4 + HBr 
-
 
Ao contrário de HCl, HBr é parcialmente oxidado a Br2 livre por H2SO4, o que se vê 
pela coloração castanha dos gases que libertam : 
2HBr + H2SO4 → Br2
-
 + 2H2O + SO2
-
 
2.3.2.3 Íon Iodeto (I-) 
O íon iodeto é o ânion do ácido iodídrico HI, solução aquosa do iodeto de hidrogênio. 
Este ácido é tão forte quanto o HCl e o HBr. Entre os iodetos, são praticamente 
insolúveis na água os iodetos de prata (AgI), de chumbo (PbI2) e de cobre (CuI). 
 Reação usando ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): este ácido atua sobre os 
iodetos, assim como também atua sobre os brometos com a única diferença que 
a oxidação de HI livre é ainda mais fácil que a oxidação do HBr. O ácido 
sulfúrico é, nesta reação, reduzido a SO2 ou H2S: 
8HI + H2SO4 → 4H2O + H2S↑ + 4I2 
O iodo obtido é depositado sob a forma de um precipitado cinza-escuro ou torna a 
solução castanha. Se o conteúdo do tubo de ensaio for aquecido, libertam-se vapores de 
iodo violeta. Todas as reações citadas devem ser realizadas em capela, pois os vapores 
são tóxicos. 
2.3.2.4 Íon Sulfeto (S2
-) 
O íon sulfeto (S2
-
) é o ânion do ácido sulfídrico que, do mesmo modo que os ácidos 
halogenados, é uma solução aquosa de H2S. O ácido sulfídrico é um dos ácidos mais 
fracos. Assim, os sulfetos de bases fortes têm em solução uma reação fortemente 
alcalina. Devido ao fato do H2S ser um ácido extremamente fraco, formando sais 
insolúveis com a maioria dos cátions, esta propriedade é utilizada para a separação dos 
cátions em grupos. 
 Reação usando ácido clorídrico ou sulfúrico diluídos: o H2S gasoso pode ser 
identificado por seu odor característico e pelo enegrecimento do papel de filtro 
umedecido com solução de acetato de chumbo, assim como um papel de filtro 
umedecido com solução de acetato de cádmio torna-se amarelo. 
 
 
 
3355 
 
2.3.3 Terceiro grupo de ânions 
Não há reagente geral do III grupo. Os ânions NO2 
-
, NO3
-
 e CH3COO
-
 são incolores e o 
MnO4
-
 é violeta. 
2.3.3.1 Íon Nitrato ((NO3
-) 
O íon nitrato é o ânion do ácido nítrico HNO3. O ácido nítrico é um oxidante muito 
forte capaz de oxidar um grande número de redutores, por isso ele é utilizado em análise 
para dissolver numerosos sulfetos e diferentes metais e ligas, insolúveis em HCl e 
H2SO4. Os sais de HNO3 chamados nitratos são solúveis na água, exceto os sais 
básicos de bismuto e de mercúrio, assim como os sais de algumas bases orgânicas. Para 
estes ensaios utilize nitrato de sódio ou de potássio. 
 Reação usando ácido sulfúrico concentrado: aquecendo o nitrato sólido com o 
reagente, formam-se vapores de cor avermelhada de dióxido de nitrogênio, 
acompanhado de vapores ácidos penetrantes de ácido nítrico, que formam 
fumaça no ar. O ácido sulfúrico diluído não tem ação. 
4NO3
-
 + 2H2SO4 → 4NO2
-
 + O2
-
 + 2SO4
2-
 + 2H2O 
2.3.4 Mistura de ânions dos grupos I, II e III 
Para proceder a análise em misturas de ânions dos três grupos citados anteriormente, 
algumas abordagens são necessárias: 
 É de grande importância começar a análise por uma série de ensaios 
preliminares destinados a estabelecer a ausência de certos ânions na solução e 
assim simplificar a continuação da análise; por exemplo, a solução na qual se 
pesquisa os ânions não pode conter senão os cátions K
+
, Na
+
 ou NH4
+
. Todos os 
outros cátions formam com muitos ânions sais pouco solúveis na água, que 
perturbam a sua identificação e devem ser previamente eliminados por ebulição 
com carbonato de sódio. 
 
 
 
3366 
 
 Se a reação da solução estudada é ácida (pH < 2), esta não pode conter ânions 
dos ácidos voláteis e instáveis, isto é CO3
-
 e S2O3
-
. Se esta solução não tem 
cheiro, não contém também S2
-
, SO3
2-
 e NO2
-
. 
2.3.4.1 Pesquisa dos ânions do grupo I 
A uma fração separada da solução neutra ou fracamente básica (pH » 7 a 9), [sendo que 
as soluções ácidas devem ser previamente neutralizadas com Ba(OH)2] adicionar uma 
solução de BaCl2. A formação de um precipitado indica os ânions do I grupo. Se não se 
forma precipitado, os ânions S2O3
2-
 e BO2
2-
 podem estar presentes, porque não são 
precipitados pelos íons Ba
2+
, apenas em soluções suficientemente concentradas. 
2.3.4.2 Pesquisa dos ânions do grupo II 
A uma fração separada da solução estudada, adicionar uma solução de AgNO3. Caso se 
forme precipitado, acidificar com uma solução de HNO3. A insolubilidade do 
precipitado indica a possibilidade da presença dos ânions do II grupo ou do íon S2O3
2-
, 
que dá com o íon Ag
+
 um precipitado de Ag2S e com HNO3, um precipitado de enxôfre. 
2.3.4.3 Pesquisa dos ânions redutores 
A 1 ml da solução estudada adicionar uma solução 2N de base e uma solução diluída de 
KMnO4. Na ausência de precipitado, aquecer a solução em banho maria durante um 
minuto. Um precipitado castanho