Templete_ Quimica Analítica_qualitativa

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RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS - EaD
	
AULA 01
	
	
	DATA:
01 /06/2021
VERSÃO:01
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 1
DADOS DO (A) ALUNO (A):
	NOME: Cézar Augusto da Silva
	MATRÍCULA: 01368378
	CURSO: Farmácia.
	POLO: Garanhuns – PE.
	PROFESSOR (A) ORIENTADOR (A): Fernanda Carolina Gomes Barbosa
	TEMA DE AULA: ELETRÓLISE
RELATÓRIO
A importância do processo da eletrólise na área de farmácia trata-se de um processo de composição de uma substância pela ação de corrente elétrica. A eletrólise é uma transformação artificial, pois é provocada por um gerador, mas tem uma enorme importância prática (SOUZA, 2021). Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro. 
Na área da farmácia, a eletrólise trata-se de um processo útil na obtenção de vários elementos químicos, que são utilizados industrialmente para preparar, por ano, milhões de toneladas de metais que não existem isolados na natureza, que servem como matéria-prima para a fabricação de medicamentos, alimentos, produtos têxteis e derivados do petróleo (FOGAÇA, 2021).
A eletrólise é uma fonte de energia que faz passar uma corrente elétrica pelo recipiente contendo a solução, ou uma substância fundida, provocando a reação química e liberando as espécies finais nos eletrodos.
Contudo, o compartilhamento de cátion- e aníons + na eletrólise o polo negativo é o catado e o polo positivo e o ânodo. No polo negativo (catado) os cátions recebem elétrons (sofrem redução) e descarregam. Cx++ xe- = C Já no polo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons (sofrem redução) e descarregam. Ax- -xe-= A. 
A eletrólise ígnea ocorre em altas temperaturas e na ausência de água. Nesse tipo de eletrólise o sólido iônico deve estar liquefeito por aquecimento (fusão), para os íons se deslocarem com mais facilidade até os eletrodos e aí se descarregarem. Isso se explica porque no estado líquido os íons têm livre movimento (ALVES, 2021). 
Enquanto que a eletrólise aquosa ocorre através dos íons resultantes da dissociação iônica do eletrólito e os íons do meio aquoso que também participam do processo. Esses últimos são íons, no caso cátions H+ e ânions OH-, provenientes da auto ionização da água. Portanto. a principal diferença entre elas é que uma ocorre em substância iônica no estado de fusão e outra em solução aquosa (ALVES, 2021).
Para Alves (2021) a eletrólise ocorre em cubas (ou celas) eletrolíticas, com dois eletrodos ligados aos terminais de um gerador de corrente contínua. O Cátodo É o eletrodo negativo que atrai cátions, e é nele que ocorre a redução do cátion. Enquanto que o ânodo O eletrodo positivo que atrai ânions e, por isso, é aqui que se dá a oxidação do ânion.
Alves, 2021.
	Ainda corroborando com a ideia de Fogaça (2021) a imagem abaixo descreve um resumo de ânodo e cátodo.
Fogaça, 2021.
No processo eletrolítico aquoso os cátions e Ânions de prioridade ocorrem em detrimento dos íons H+ e OH-, pois na eletrólise aquosa, temos um composto iônico dissolvido em água, e esse, por dissociação ou ionização, libera seus íons na solução, possibilitando a passagem de corrente elétrica. Além dos íons liberados pelo composto iônico, devemos levar em consideração os íons provenientes da auto ionização da água: H2O → H+ + OH-.
Por haver a necessidade da corrente elétrica para que ocorra a eletrólise, dizemos, então, que se trata de um processo não espontâneo. 
Ferreira, 2021.
Ainda concordando com a ideia de Ferreira (2021), a eletrólise aquosa, devemos levar em consideração os íons derivados da água e os íons derivados do composto dissolvido. Segue um exemplo da dissociação do cloreto de sódio:
NaCl (aq) → Na+(aq)+ Cl-(aq)
Assim a solução passa a ter dois cátions (H+ e Na+) e dois ânions (OH- e Cl-). No entanto, apenas um cátion e um ânion sofrerão oxirredução pela descarga elétrica. Para identificar qual dos dois será afetado, temos uma fila de prioridade, representada, a seguir, na ordem crescente: Cátions: Metais da família 1,2 e 13 < H+ < outros metais. E Ânions: Ânions oxigenados e F- < OH- < ânions não oxigenados (FERREIRA, 2021).
Num processo de eletrólise do KI (Iodeto de potássio) quem seria o cátodo e quem seria o Ânodo.
O Cátodo (-) 2k+ 2K----------2K. Enquanto que o ânodo (+) 2-----------------I2. E por fim a Reação global: 2K+-----2K+ +2E =2k.
2I------------2I- - - 2 E = I2 ( sofre oxidação).
2KI = 2K(s) + I2 (g) sofre redução, produtos racionais formados. Sobrou iodeto de potássio, quando realizamos fusão do cloreto de potássio (KCI), esse sofre o processo de dissociação, liberando o cátion de potássio (K+) e o ânion de iodeto( I - ) quando a corrente elétrica chega a cuba eletrolítica com esses aníons, o cátion de potássio sofre redução, formando potássio metálico (K). E o ânion de iodeto sofre oxidação e o iodo torna-se sólido.
Em um processo de eletrólise do acetato de chumbo, quem seria o cátodo e quem seria o Ânodo. 
O Cátodo (-) 2Pb+ + 2E- = 2Pb. 
E O ânodo (+) 2C2H3O2- - 2E- = (C2H3O2)2. 
A Reação global: 2Pb+ + 2E- = 2Pb.
2C2H3O2- - 2E- = (C2H3O2)2.
Portanto, os produtos reacionais formados nesse processo são: Pb (C2H3O2)2 = 2Pb(s) + (C2H3O2)2 (2g).
Ainda pode-se afirmar que o ânodo seria o chumbo que ocorre oxidação. O cátodo polo positivo onde ocorre redução e a reação do cátodo e do ânodo produz sulfato de chumbo (pbso4) insolúvel que adere os eletrodos.
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 2
		TEMA DE AULA: ENSAIOS NA CHAMA
RELATÓRIO:
A principal diferença entre reações de via úmida e reações em via seca. A via seca é aplicável a substâncias sólidas, onde não há presença de água. Essas análises fornecem informações úteis em um período de tempo menor. Visto que os ensaios por via seca permite conhecer as zonas principais da chama, sendo que na oxidante ocorre a combustão completa e na redutora ocorre a combustão incompleta.
Assim, a via úmida é uma substância de solução aquosa, ou seja, a presença de água, pois é de extrema importância no contexto da análise qualitativa, visto que esse componente da via úmida sistemático consiste na separação dos grupos de cátions ou ânions seguidos de isolamento de cada íon para seja identificado.
Mostrar quimicamente por que acontece a mudança de coloração da chama quando exposta ao íon metálico. Conforme a vídeo disponível no portal e ministrado pelo professor Diego, a aula prática, com o tema teste da chama que foi feito colocando vários sais de elementos como (sódio, cobre, potássio, prata e chumbo), no primeiro experimento com o elemento químico sódio, quando realizada a chama foi produzida uma chama de coloração amarela ou alaranjada. Então nesse neste experimento observa-se uma emissão de luzes coloridas. Quando submetemos diferentes sais inorgânicos às cores da chama elas ficam diferentes, como: o elemento químico cobre formou uma coloração verde. Enquanto que o potássio formou uma coloração roxa e os elemento prata e chumbo formaram a coloração branco ou azulado.. Esse procedimento ocorre devido aos materiais reagentes como fonte de calor que tenha a chama branca ou azul, de preferência num bico de Bunsen. De acordo com a aula prática através do vídeo ele utilizou o sal de cozinha (NaCl), como não tinha o bico de Bunsen o sal foi adicionado a um cubo metálico, em seguida foi molhado com um pouco de álcool a 70% e a chama ficou amarela ou alaranjada. 
Assim, para Silva (2021) o teste da chama é um procedimento realizado em laboratório de química, tanto em níveis básicos como avançados. Que pode ser utilizado para uma simples observação colorimétrica como para buscar-se a identificação de um cátion metálico.
De acordo com as literaturas pesquisas pode-se informar que o teste de chama consiste em levar diferentes amostras de sais ao fogo, para que por meio da coloração das chamas, seja identificado cada elemento presente nos compostos realizados, isso para apresentar uma cor conforme cada elemento químico utilizado noprocesso.
Os testes de chama têm importância histórica porque foram usados na detecção de certos elementos em amostras de minerais. Atualmente há técnicas bem mais modernas com maior precisão e sensibilidade. Alguns materiais, quando absorvem radiação ultravioleta ou outras formas de radiação, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado de luminescência. Quando o fenômeno ocorre após a incidência da radiação ultravioleta, é chamado de fluorescência; mas se a emissão demorar segundos ou horas, temos a fosforescência. Quando a emissão ocorre após uma reação química que libera energia sob a forma de luz, temos a quimiluminescência (TITO; CANTO, 2009).
Fogaça, 2021.
Ao observar cada cor em cada chama fica evidente a característica do elemento presente na substância aquecida. Por exemplo, ao se colocar o cloreto de sódio, sal de cozinha, na chama, a luz emitida é de um amarelo bem intenso, quando colocamos o sulfato de cobre, a luz emitida é de cor verde e o cloreto de cálcio emite uma luz vermelha.
Figura 1. Procedimento experimental de teste da chama
Portanto, fica claro que o método de chama é o mesmo usado nos fogos de artifício, para que ele apresente aquele efeito bonito com várias cores diferentes; o professor pode propor um trabalho sobre o seu princípio de funcionamento.
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 3
		TEMA DE AULA: IDENTIFICAÇÃO DAS FAIXAS DE pH
	RELATÓRIO
A teoria ácido-base de Arrhenius foi a primeira das teorias ácido-base a ser criada, sendo que isso ocorreu no ano de 1887 pelo químico sueco Svante Arrhenius. Ela ficou conhecida também como teoria da dissociação iônica ou teoria da dissociação eletrolítica. (FOGAÇA, 2021).
A teoria de Arrhenius baseava-se no comportamento de ácidos e bases em água, formando soluções aquosas. Esse cientista observou que determinadas substâncias, quando colocadas em contato com a água, liberavam íons que tornavam a solução eletrolítica, ou seja, condutora de eletricidade. Ele observou que alguns íons liberados eram os mesmos para determinadas substâncias e, por meio da identificação desses íons, formulou as seguintes definições: Ácido é toda substância que, em meio aquoso, sofre ionização, liberando como único cátion o hidrogênio, H+(aq), ou, mais corretamente, o íon hidrônio, H3O+(aq) (FOGAÇA, 2021).
Como exemplo: Ácido clorídrico (cloreto de hidrogênio em meio aquoso):
HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)   ou   HCl(g)+ H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
Ionização do ácido clorídrico na água
Portanto, os cientistas perceberam que os ácidos e as bases também reagiam em meios não aquosos, por isso, eram necessárias outras teorias ácido-base que não se limitassem à presença de água (FOGAÇA, 2021).
Essa teoria foi criada em 1923 de maneira independente pelo químico dinamarquês Johannes Brønsted e pelo químico inglês Thomas Lowry. Ela se baseia na transferência de prótons, que é o íon hidrogênio H+(aq), entre ácidos e bases. Ácido é toda espécie química capaz de doar um próton (H+(AQ)). Enquanto que base é toda espécie química capaz de receber um próton (H+(AQ)). (FOGAÇA, 2021).
Isso significa que, para uma substância atuar como ácido de Brønsted, ela precisa estar na presença de uma base de Brønsted. A substância não vai simplesmente liberar o próton sozinha, mas somente se for transferir para a base.
Como exemplo, o HCl mencionado anteriormente como sendo um ácido de Arrhenius é também um ácido de Brønsted, pois quando ele reage com a água, esta atua como uma base de Brønsted, recebendo o próton: HCl(g)+ H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq). (FOGAÇA, 2021).
Mas essa teoria não precisa da presença de água. Isso é visto, por exemplo, na reação entre o HCl e a amônia, mostrada a seguir:
FOGAÇA, 2021
Observe que o HCl atuou como um ácido porque doou um próton (um átomo de hidrogênio que pode transferir-se como núcleo) para a amônia, formando o cátion amônio (NH4+). Porém, essa teoria também possui as suas limitações. Entre elas, está o fato de que ela necessita da presença do hidrogênio. Por isso, surgiu a próxima teoria, ácido-base, (FOGAÇA, 2021).
A teoria de Gilbert Newton Lewis foi criada em 1923 junto à teoria protônica de Brønsted-Lowry. Ela diz o seguinte: Ácido é toda espécie química que aceita receber um par de elétrons. E base é toda espécie química capaz de oferecer um par de elétrons (FOGAÇA, 2021).
Exemplo: Reação entre amônia e o trifluoreto de boro:
Observe que a amônia possui um par de elétrons que é capaz de fornecer e é exatamente por isso que ela também atua como uma base de Brønsted-Lowry, pois ela pode compartilhar esse par de elétrons com um íon H+, recebendo, portanto, esse próton (FOGAÇA, 2021).
Portanto, toda base de Lewis é também uma base de Brønsted-Lowry. No entanto, nem todo ácido de Lewis é necessariamente um ácido de Brønsted-Lowry. No exemplo abaixo, temos um ácido de Lewis e de Brønsted-Lowry, e uma base de Lewis e de Brønsted-Lowry:
Observe que o C do CO2 atua como um ácido de Lewis porque recebe o par de elétrons do oxigênio da água, que, por sua vez, atua como a base de Lewis. Mas ela também doa um próton (H+), sendo uma base de Brønsted-Lowry, e o O do CO2 recebe esse próton, sendo também um ácido de Brønsted (FOGAÇA, 2021).
O pH representa o potencial de hidrogênio e o pOH é o potencial de hidroxiliônico das soluções. Trata-se de escalas logarítmicas utilizadas para medir o caráter ácido e básico de uma amostra (BATISTA, 2021).
Os valores que as compõem variam de 0 a 14 e foram obtidos a partir do equilíbrio iônico da água.
Uma solução neutra tem pH igual a 7. Os valores abaixo de 7 classificam as soluções em ácidas, enquanto que após o 7 as soluções são básicas. De posse do valor de pH é possível descobrir o correspondente na escala de pOH, apenas fazendo uma subtração (BATISTA, 2021).
Calcular o pH e pOH são: pH = -log [H+], pOH = -log [oH-], [H+] = 10-pH ou [OH-] = 10-poH, pH + pOH = 14. Como pH + pOH = 14, o pH dela é igual a 3 (pH = 3).
A escala de pH varia entre 0 e 14 na temperatura de 250 C. Se o valor do pH for igual a 7 (pH da água), o meio da solução (ou do líquido) será neutro. Mas se o pH for menor que 7, ele será ácido, e se for maior que 7, será base.
Batista, 2021.
Os indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e justamente por esta propriedade são usados para indicar o pH, ou seja, eles indicam quando uma solução é ácida ou básica.
Indicadores ácido-base são substâncias que, na prática, nos indicam o pH de uma solução pela mudança de coloração. Quanto mais ácida uma solução, maior a quantidade de íons hidrônio (H3O+) e menor o pH. Por outro lado, quanto menor a concentração dessa espécie, a solução é básica e o pH é elevado.
Para Batista (2021) ponto de viragem de um indicador representa a faixa de pH em que é perceptível a mudança de cor.
Embora existam aparelhos que medem o pH através da condutividade da solução, os indicadores são muito utilizados pela comodidade e facilidade de manuseio.
O papel tornassol é o mais antigo dos indicadores, mas hoje muitos outros utilizados. Os mais conhecidos são: fenolftaleína, alaranjado de metila e azul de bromotimol. O indicador universal apresenta o pH em uma ampla faixa de indicação e mudança gradual de cor, pois é composto de uma mistura de indicadores (BATISTA, 2021).
	Indicador
	Cor na solução
	Ponto de viragem
	
	Meio ácido
(pH
	Meio neutro
(pH = 7)
	Meio básico
(pH > 7)
	
	Fenolftaleína
	incolor
	incolor
	lilás
	8,2 – 10,0
	Alaranjado de metila
	vermelho
	alaranjado
	amarelo
	3,1 – 4,4
	Azul de bromotimol
	amarelo
	verde
	azul
	6,0 – 7,6
	Tornassol
	vermelho
	amarelo
	azul
	5,0 – 8,0
	Indicador universal
	de vermelho a alaranjado
	amarelo esverdeado
	de azul a verde
	–
Batista, 2021.
	Os indicadores irão reagir com essas substâncias, quando houve a mudança de coloração é por estar havendo reação entre eles. Se houver a interação e a substância irá haver uma mudança de coloração, caso não ocorra a interação não haverá mudança de cor.
	Conforme observado naaula prática através do vídeo: o azul de bromofenol – cor amarela - alaranjado de metilo, cor amarela, fenolftaleína – transparente, são indicadores. Assim, a fenolftaleína só reage com base, por ser um ácido orgânico fraco. Pois, o Hcl - vermelho, amarelo, incolor. NaoH – azul forte, amarelo, rosa forte.
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 4
		TEMA DE AULA: IDENTIFICAÇÃO DE ÂNIONS ANÁLISE POR VIA ÚMIDA.
RELATÓRIO
Os ânions, por sua vez, possuem carga negativa, pois recebem um ou mais elétrons, resultando num maior número de elétrons em relação ao número de prótons. Eles são classificados em: Os ânions monovalentes possuem carga -1; Os ânions bivalentes possuem carga -2; Os ânions trivalentes possuem carga -3; Os ânions tetravalentes possuem carga -4. Assim, os ânions formadores do grupo I reagem com Ba+2 e originam sais pouco solúveis na água e (com exceção de Ba2SO4) solúveis em ácidos (MAGALHÃES, 2021).
Portanto, os ânions do grupo I não precipitam em soluções ácidas sob a forma de sais de Bário. Já quando reagem com Ag+ são solúveis nos ácidos diluídos ou mesmo na água (Ag2SO4; AgF).
A classificação dos ânions é geralmente baseada nas diferenças de solubilidade dos sais de Bário e de Prata dos ácidos correspondentes. A classificação mais aceita é a de ALEXÈEV. Segundo ALEXÈEV, os ânions são classificados em três grupos:
Grupo I
Característica do grupo: sais de Bário, pouco solúvel em água.
Ânions que formam o grupo:
SO4-2 (sulfato); SO3-2 (sulfito); S2O3-2 (tiossulfato); CO3-2 (carbonato); PO4-3 (fosfato); AsO4-3 (arseniato); AsO3-3 (arsenito); BO2– ou B4O7-2 (borato); CrO4-2 (cromato); SiO3-2 (silicato); C2O4-2 (oxalato).
Todavia o reagente geral: BaCl2em solução neutra ou fracamente alcalina. Com isso, os ânions formadores do grupo I reagem com Ba+2 e originam sais pouco solúveis na água e (com exceção de Ba2SO4) solúveis em ácidos. Portanto, os ânions do grupo I não precipitam em soluções ácidas sob a forma de sais de Bário. Já quando reagem com Ag+ são solúveis nos ácidos diluídos ou mesmo na água (Ag2SO4; AgF).
Grupo II
Característica do grupo: sais de Prata, pouco solúveis em água e HNO3 diluído. Ânions que formam o grupo: Cl – (cloreto);Br – (brometo);I –(iodeto); S-2 (sulfeto); SCN– (tiocianato); [Fe(CN)6]-4 (ferrocianeto); [Fe(CN)6]-3 (ferricianeto).
Reagente geral: AgNO3 em solução ácida (utilizar HNO3).
Os ânions do grupo II são precipitados por Ag+ em solução nítrica, já que os sais de prata formados por eles são quase insolúveis em HNO3 diluído (com exceção do AgS que dissolve-se em HNO3 a quente).
Os sais de Bário são hidrossolúveis. Dessa forma, os ânions não são precipitados pelo BaCl2. Em solução aquosa, os ânions são incolores, com exceção do ferrocianeto e do ferricianeto.
Grupo III
Característica do grupo: sais de Bário e de Prata hidrossolúveis. Ânions que formam o grupo: NO3– (nitrato); NO2– (nitrito); CH3COO- (acetato); MnO4- (permanganato).
Reagente geral: não possui. Nem o AgNO3 e nem o BaCl2 são capazes de precipitar os ânions do grupo III. Entre os sais de prata, os menos solúveis são AgNO2 e CH3COOAg que podem precipitar em soluções suficientemente concentradas. Os ânions NO3–, NO2– e CH3COO- são incolores e o MnO4- é violeta.
Por essa razão, a classificação se baseia através dos cátions que reagem a tais reagentes pela formação ou não de precipitação. Por isso que a classificação mais comum é baseada nas diferentes solubilidades de seus cloretos, sulfetos e carbonatos. Insolúvel: S< 0,01 mol/1. Moderadamente solúvel: 0,01< S<0,1 mol/1. Solúvel: S> 0,1mol/1.
Mostrar e explicar os resultados obtidos (ex: Se houve precipitação, mudança de coloração, liberação de gases, etc.).
Conforme a Web aula ofertada pela professora Fernanda primeiro realiza-se a identificação dos íons cloretos: Deve-se colocar cerca de 5ml de uma solução NaCL de cloreto de sódio 0,2M, pois ele é solúvel em água, colocar na centrifuga e adicionar 4 gotas de HNO 3 6m, e não acontece nada no meio, só houve a separação do íon Na+ do CL, com mais facilidades.
Depois que se adiciona o ácido e o nitrato de prata, então quando ele entra em contato com o cloro em seguida ele forma o cloreto de prata que é um sal insolúvel em água e formando assim um precipitado, pegar o sólido branco e adicionar o ácido e o precipitado se forma novamente, mostrando que ali tinha íon cloreto na amostra, Isso de acordo com a explicação da web aula da professora.
Identificação dos íons sulfatos: Colocar 5ml da solução de Na2SO4 0,2M e adicionar um tubo de ensaio e adicionar 2gotas de solução BaCl 2. Deverá observar a formação de um precipitado branco que confirma a presença de íons sulfato. Ppt BaSO 4 na sobrenadante vai ter NA+ CL- diluído, caso necessário acidular com 3 gotas de HCL 6m.
Identificação de íons nitrito: Transferir 5ml de uma solução de NaNO 2 2m em um tubo de ensaio e junta 2 a 3 gotas de H SO4 2m e mais 4 a 5 gotas de FeSO 4 0 ,2m. Então haverá um aparecimento de uma coloração marrom-esverdeada na solução e comprova a presença de nitrito.
Identificação de íons nitratos: Colocar em um tubo de ensaio 5ml de solução de NANO3 0,2m, 2 a 3 gotas de H2SO4 2m e mais 5 gotas de uma solução de FeSO4 0,2m. Em seguida inclinar o tubo em mais o menos 45º e deixar escorrer pela parede do tubo 5 gotas de H2 SO4 concentrado tomando para que as soluções não se misturem. A formação de um anel marrom na interação de duas soluções é devido à formação do complexo de ferronitrosilo Fe (NO) 2+.
Fonte: Slides disponibilizados na web da aula prática ministrada pela professora Fernanda e os resultados estão conforme a literatura pesquisada.
Demonstrar que os resultados observados na prática estão de acordo com a literatura (buscar em livros/ Revistas/ sites referências). 
Ainda corroborando com a ideia da aula prática, através da webconferênciaos, os resultados descritos estão de acordo com a literatura, fonte e slides para o respaldo da pergunta acima que foi realizada com os seguintes resultados. 
Materiais: pipeta graduada.
Colocar 5ml da solução de sulfato de sódio (solúvel em agua), adiciona 2 gotas de cloreto de bário.
Haverá um precipitado, que é um sulfato de bário, pois se trata de um sal insolúvel em agua, caso não ocorra a precipitação as 2 gotas não foi suficiente ou então a solução está fraca, acidifica o meio com HCL se caso necessário.
Formação de um ppt branco (agcl).
Agcl- dissolve –básico. Após a adição do ácido ppt NOclmPpt- BaSO4, na sobrenadante vai ter Na + e Cl- diluído. Ao adicionar o sulfato de ferro, em meio Ac. complexa NO2 muda a cor. E por último forma-se um anel marrom juntamente identificando íons.
REFERÊNCIAS
ALVES. Liria. Função da eletrólise. Brasil Escola. 2021. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/funcao-eletrolise.htm. Acesso em 01 jun. 2021.
BATISTA, Carolina. Conceito e determinação de pH e pOH. 2021. Disponível em:
https://www.todamateria.com.br/ph-e-poh/. Acesso em: 01 jun. 2021.
________. Indicadores ácido-base. 2021. Disponível em:
https://www.todamateria.com.br/indicadores-acido-base/. Acesso em: 01 jun. 2021.
FERREIRA, Victor Ricardo. Eletrólise aquosa. Brasil Escola. 2021. Disponível em:
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-solucao-aquosa.htm. Acesso em 01 jun. 2021.
FOGAÇA. Jennifer Rocha Vargas. Eletrólise Ígnea. 2021. Disponível em:
https://www.preparaenem.com/quimica/eletrolise-ignea.htm. Acesso em: 01 jun. 2021.
________. TESTE DE CHAMA: Transição eletrônica. 2021. Disponível em:
https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/teste-chama-transicao-eletronica.htm. Acesso em: 01 jun. 2021.
________. Teorias ácido-base de Arrhenius, de Bronsted-Lowry e de Lewis. 2021. Disponível em: 
https://www.manualdaquimica.com/quimica-inorganica/teorias-acido-base-arrhenius-br%C3%B8nsted-lowry-lewis.htm. Acesso em: 01 jun. 2021.
MAGALHÃES, Lana. Íon, Cátion e Ânion. 2021. Disponível em:
https://www.todamateria.com.br/ion-cation-e-anion/. Acesso em: 01 jun. 2021.
SEPARAÇÕES E IDENTIFICAÇÕES – ÂNIOS.2021. Disponível em
https://siteantigo.portaleducacao.com.br/conteudo/artigos/farmacia/separacoes-e-identificacoes-anios/37060#:~:text=Os%20%C3%A2nions%20formadores%20do%20grupo,%C3%A1gua%20(Ag2SO4%3B%20AgF). Acesso em: 01 jun. 2021.
SILVA, André Luís Silva da. Aplicações do teste da chama. 2021. Disponível em:
https://www.infoescola.com/quimica/aplicacoes-do-teste-da-chama/. Acesso em: 01 jun. 2021.
SOUZA, Líria Alves de. Aplicação da Eletrólise. Brasil Escola. 2021.
Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/aplicacao-eletrolise.htm. Acesso em: 01 jun. 2021.
TITO, Miragaia Peruzzi; CANTO, Eduardo Leite. Química na Abordagem do Cotidiano. Volume 1. São Paulo: Editora Moderna Plus, 2009.