Baixe Apostila QUÍMICA QUALITATIVA e outras Notas de estudo em PDF para Engenharia Civil, somente na Docsity! 1 UNISO – UNIVERSIDADE DE SOROCABA PRÁTICAS DE QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA PROFESSOR LUÍS CLAUDIO DE OLIVEIRA 2015 2 ESTRUTURA DO CURSO 1. Para o bom andamento das experiências, estas devem ser lidas com antecedência para entrar no laboratório sabendo o que será feito e assim acompanhar a explicação que será dada pelo professor conhecendo a proposta de trabalho a ser realizado. É indispensável, por parte de cada aluno, a consulta aos livros de Química Analítica Qualitativa antes, durante ou mesmo após as aulas práticas. 2. De um modo geral, o aluno deve anotar o que fez, o que viu e o que concluiu. Deve ainda acostumar-se a escrever as equações químicas à medida que são realizadas na prática. Tudo deve ser anotado, mesmo que não seja o resultado esperado no teste feito. Eventualmente isso poderá ser útil na análise de uma amostra desconhecida. 3. Grupos de 2 (dois) alunos: os alunos devem formar grupo de dois alunos já na primeira aula, identificando esta associação ao professor que irá anotar e este grupo deve ser mantido até o final desta disciplina. 4. Cada grupo será responsável por um Kit com material de laboratório. 5. Para as experiências de Química Analítica Qualitativa não vão ser exigidos relatórios, mas ao término de cada experiência deverá ser entregue um questionário ou realizado provas prática ou teórico-prática. Ao aluno que não estiver presente nas práticas realizadas será atribuída nota zero. Não haverá reposição de experimentos. 5 CONCEITOS BÁSICOS 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 misturas das mesmas. Uma análise química consiste, basicamente, de duas etapas: a identificação e a quantificação de espécies presentes num determinado material. A identificação pode ser feita através de testes químicos como os que serão vistos nas experiências deste primeiro semestre. Esta parte da Química é denominada Química Analítica Qualitativa. Tão importante quanto a identificação de uma espécie é a sua quantificação, isto é, determinar as quantidades dos constituintes de uma amostra. A Química Analítica Quantitativa, que será estudada no segundo semestre, faz uso de diversos métodos de determinação de quantidades de espécies, que são baseados na medida de alguma propriedade, química ou física, de átomos, moléculas ou íons. Classificação dos Métodos de Análise Qualitativa (de acordo com a quantidade de substância que está sendo analisada): a) Macroanálise  0,5 a 1 g ou no caso de uma solução 20 a 50 mL  béquer, balão volumétrico ou tubo de ensaio grande  precipitados separados das soluções por filtração em funil e papel de filtro b) Semimicroanálise  50 mg de substância sólida ou 1 mL de solução ( 10 a 20 vezes menor do que a usada na macroanálise )  tubos de ensaio de 5 a 10 mL  precipitado separado por centrifugação ou por microfiltração com funis pequenos 6 c) Microanálise  mg de sólido ou décimos de mL de solução (cerca de 100 vezes menor que na semimicroanálise)  reagentes de grande sensibilidade d) Ultramicroanálise  menor que 1 mg  operações analíticas observadas em microscópio A transformação que se processa é denominada REAÇÃO ANALÍTICA. A substância que provoca a transformação é denominada REAGENTE. A substância a ser analisada é denominada SUBSTÂNCIA PROBLEMA ou AMOSTRA. Técnicas para a Realização de Reações Analíticas: 1. Via Seca  a substância problema e os reagentes estão no estado sólido e, geralmente, a reação realiza-se aquecendo-os a alta temperatura. Ex: reação de coloração de chama. 2. Via úmida  a substância problema e os reagentes estão em solução. 7 CLASSIFICAÇÃO ANALÍTICA DOS CÁTIONS E ÂNIONS Como não existe um esquema ideal para a análise qualitativa, os íons são classificados em cinco grupos, tomando-se por base algumas propriedades comuns a todos os íons de um determinado grupo. A seguir, trata-se o precipitado e os cátions de cada grupo são separados e identificados por meio de reações características. Os cinco grupos e suas características são: Grupo I. Este grupo é composto pelos cátions separados na forma de cloretos insolúveis e em ácido clorídrico diluído a frio: prata, chumbo e mercúrio. Grupo II. Este grupo é formado por cátions separados na forma de sulfetos insolúveis pelo H2S em meio ácido: cobre, cádmio, chumbo, mercúrio (II), bismuto, arsênio (III), arsênio (V), antimônio (III), antimônio (V), estanho (II) e estanho (IV). Este grupo é subdividido dois subgrupos para facilitar a identificação. Grupo III. Os cátions deste grupo formam precipitados com sulfeto de amônio em meio neutro ou amoniacal. São caracterizados pela insolubilidade em água, de seus sulfetos e hidróxidos e pela solubilidade destes compostos em ácidos diluídos. Este grupo é composto dos cátions cobalto, níquel, ferro, zinco, manganês (II), ferro, cromo e alumínio (III). Grupo IV. Este grupo inclui os íons magnésio, cálcio, estrôncio e bário. Eles são caracterizados pela insolubilidade de seus carbonatos e pela solubilidade de seus sulfetos em água. Grupo V. Para os cátions deste grupo não existe um reagente específico capaz de formar precipitados com todos os cátions simultaneamente. Os íons deste grupo são: sódio, potássio e amônio. É importante ressaltar que esta divisão dos grupos de I a V, pode variar em diferentes literaturas. Esta ordem é citada no livro “Química Analítica Clássica”, H. Mueller, L. D. Souza. 2a ed., Editora da Furb, 2012. 10  Quando o volume das soluções for muito grande, a melhor maneira de misturá- las será sugar uma parte dela com uma pipeta Pasteur e expelir rapidamente no fundo do tubo. Repita a operação pelo menos duas vezes.  Em alguns casos necessita-se aquecer as soluções depois de misturadas. Todo aquecimento deve ser feito com muito cuidado, a fim de evitar que a solução espirre para fora do tubo. Deve-se segurá-lo por meio de uma pinça apropriada, evitando dirigir a boca do tubo para si próprio ou para qualquer outra pessoa. O aquecimento deve ser feito ao longo do tubo próximo ao nível da solução e agitando constantemente. Nunca aquecer o fundo do tubo imóvel sobre a chama, senão a solução irá espirrar para fora. Quando necessitar de um aquecimento mais brando e prolongado, deve-se fazê-lo em banho-maria.  Existem algumas etapas do experimento em que se deve separar o precipitado do líquido sobrenadante por centrifugação. Os seguintes pontos devem ser observados ao se usar uma centrífuga: (a) o cabeçote da centrífuga deve ficar rigorosamente equilibrado. O tubo que contém a amostra deve ser contrabalanceado com outro contendo um igual volume de água, colocando-os em contraposição na centrífuga. Uma centrífuga desbalanceada trepidará e “passeará” na bancada, o que pode danificá-la e por em risco a segurança de quem está perto dela; (b) compartilhar a centrífuga com outros colegas, dando- lhes a chance de usá-la; (c) tubos de ensaio são satisfatórios para a maioria das centrifugações. Para uso geral, eles são preferíveis aos tubos de centrífuga porque soluções são mais facilmente misturadas em tubos com boca larga.  Após a centrifugação de um precipitado num tubo de ensaio, deve-se separar o sobrenadante. Para isso, inserir a pipeta Pasteur, já com o ar de dentro do bulbo de borracha previamente expelida, e succionar o líquido. Se o ar for expelido com a ponta da pipeta mergulhada no líquido provoca-se novamente a dispersão do sólido. É mais fácil fazer várias retiradas do líquido do que succionar de uma só vez. 11  Mesmo após a remoção do líquido sobrenadante, todos os precipitados permanecem umedecidos com a própria solução. O precipitado pode também adsorver íons da solução e causar problemas nas etapas subsequentes da análise. A fim de remover estes íons e aumentar a pureza do precipitado, deve- se lavá-lo. A lavagem consiste em adicionar o líquido de lavagem (normalmente água destilada) sobre o precipitado, agitar para dispersar o sólido e centrifugar. Geralmente faz-se duas ou três lavagens com 0,5 mL de líquido.  Algumas vezes é necessário transferir um precipitado de um tubo para outro. Para executar esta operação, adicionar algumas gotas do reagente usado na lavagem, agitar para formar uma suspensão e transferir parte desta suspensão para outro tubo através de uma pipeta Pasteur. Lavar a pipeta com o próprio reagente, drenando para um dos tubos. Finalmente centrifugar e decantar o líquido dos dois tubos.  Quando for necessário testar a acidez do meio, os papéis indicadores são os mais apropriados para este propósito. Para usar um papel indicador, introduza a ponta do bastão de vidro na solução sob estudo, retire-o cuidadosamente e toque o papel com a ponta do bastão. Tomar cuidado para não encostar o bastão nas paredes internas do tubo, no qual pode existir algum ácido ou base livre, o que poderá dar uma indicação errada do pH da solução. Os papéis indicadores nunca devem ser imersos na solução para evitar alguns inconvenientes, tais como perda de solução por absorção pelo papel, especialmente quando o volume for pequeno, e contaminação da solução com indicador e com fibras de papel. 12 EXPERIÊNCIA 1 - REAÇÕES DOS CÁTIONS: Na+, K+ e NH4+ I. REAÇÃO DOS ÍONS SÓDIO, Na+ a) Teste de chama Este teste se baseia no fato de que quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o estado excitado. Quando um desses elétrons retorna ao estado fundamental, emite uma quantidade de energia radiante, igual à aquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e da mudança do nível eletrônico de energia. A temperatura da chama do bico de Bunsen é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao estado fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectados através da observação visual da chama. Procedimento:  Limpar o fio de níquel-crômio da seguinte maneira: (a) aquecer o fio ao rubro na chama de um bico de Bunsen; (b) retirá-lo da chama e mergulhá-lo em ácido clorídrico (HCl) concentrado, contido num vidro de relógio; (c) levá-lo à chama novamente; (d) repetir este processo várias vezes até que o fio, quando aquecido, não apresente coloração alguma à chama. 15 Observação: 4. O propósito de se fazer a precipitação dos íons potássio com cobaltonitrito de sódio num meio tamponado com ácido acético-acetato de sódio, é para evitar que num meio fortemente ácido ocorra a decomposição do reagente: 3 NO2- + 2H+  2 NO + H2O + NO3- 2 NO + O2  2 NO2 neste caso o Co(III) é reduzido a Co(II) tornando a solução rosada, e num meio fortemente básico ocorre a precipitação de CO(OH)3 de coloração marrom escuro. III. REAÇÕES DOS ÍONS AMÔNIO, NH4+ a) Reação com cobaltonitrito de sódio Procedimento:  O procedimento é idêntico ao usado com o potássio, tendo também a formação de um precipitado amarelo. Usar uma solução de cloreto de amônio para fazer o teste. 3 NH4+ + [Co(NO2)63-]  (NH4)3[Co(NO2)6] (s) b) Reação com base forte Procedimento 1:  Adicionar num tubo de ensaio 3 gotas de solução de cloreto de amônio 0,2 mol L-1 e 8 gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 4 mol L-1.  Aquecer cuidadosamente o tubo e testar a amônia desprendida por meio de um papel de tornassol vermelho umedecido com água colocado sobre o tubo, porém, sem tocá-lo5. 16 Observar a mudança da cor do papel vermelho para azul, que indica a presença de amônia e, consequentemente, de sais de amônia na amostra testada. A reação envolvida neste teste pode ser expressa pela seguinte equação: NH4+ + OH  NH3 + H2O Procedimento 2:  Em um tubo de ensaio, adicionar 3 gotas de solução de cloreto de amônio 0,2 mol L-1 e 8 gotas de hidróxido de sódio 4 mol L-1.  Aquecer o tubo e colocar um bastão de vidro umedecido com ácido clorídrico concentrado em contato com o vapor desprendido pela reação. Observar a formação de fumos brancos (micropartículas de NH4Cl sólido). HCl + NH3 (g)  NH4Cl (s) Observação: 5. Deve-se tomar cuidado para que a solução alcalina não espirre durante o aquecimento, devido à ebulição, atingindo o papel de tornassol, pois levará a uma conclusão errônea. 17 Nome ..................................................................Turma.......Assinatura.................. .................................................................. ........ .................. 1. Por que se coloca o íon NH4+ entre os cátions do Grupo I? Com qual cátion do Grupo I o íon amônio é semelhante? 2. Como explicar o aparecimento de uma coloração na chama quando queimamos determinadas espécies químicas no bico de Bunsen? Por que estas espécies químicas devem estar preferencialmente na forma de cloretos? 3. Qual a importância do pH na precipitação do K+ com cobaltonitrito de sódio? 4. O que acontece ao se juntar base forte a solução de sal de amônio? É necessário aquecimento? 5. Descrever brevemente como é possível distinguir entre os seguintes pares: a) Na+ e K+ b) Na+ e NH4+ c) K+ e NH4+ d) NH4Cl e NaCl 20 EXPERIÊNCIA 3 - REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS ÂNIONS CLORETO (Cl-), SULFATO (SO42-), NITRATO (NO3-), NITRITO (NO2-), CARBONATO (CO32-) E ACETATO (CH3COO-) I. REAÇÕES PARA ÍONS CLORETO, Cl- a) Reação com ácido sulfúrico concentrado Procedimento:  Em um tubo de ensaio, colocar uma pequena quantidade de NaCl sólido e juntar cerca de 5 a 6 gotas de ácido sulfúrico concentrado.  Colocar uma tira de papel de tornassol azul sobre o tubo e observar a mudança de cor do papel. A reação envolvida neste teste é a seguinte: NaCl (s) + H2SO4(aq)  HCl (g) + NaHSO4 (s) b) Reação com íons prata, Ag+ Procedimento:  Colocar 4 a 5 gotas de solução de cloreto de sódio 0,2 mol L-1 em um tubo de ensaio, juntar 1 a 2 gotas de ácido nítrico 6 mol L-1 (a solução deverá estar ácida). Em seguida, adicionar algumas gotas de nitrato de prata 0,2 mol L-1. Observar a formação de um precipitado branco (reação 1).  Centrifugar e desprezar o líquido sobrenadante.  Tratar o precipitado com algumas gotas de hidróxido de amônio 0,5 mol L-1 e observar a dissolução do precipitado (reação 2).  Acidular esta solução com ácido nítrico 6 mol L-1 e observar a formação do precipitado novamente ( reação 3 ). 21 Ag+ + Cl-  AgCl (s) (1) AgCl (s) + 2 NH3(g)  Ag(NH3)2+(aq) + Cl-(aq) (2) Ag(NH3)2+(aq) + Cl-(aq) + H+ (aq)  AgCl (s) + 2 NH4+ (3) II. REAÇÕES PARA ÍONS SULFATO, SO42- a) Reação com íons bário, Ba2+ Procedimento 1:  Colocar 5 gotas da solução de sulfato de sódio 0,2 mol L-1 em um tubo de ensaio e adicionar 2 gotas de cloreto de bário 0,2 mol L-1. Observar a formação de um precipitado branco. Ba2+ + SO42-  BaSO4 (s) Procedimento 2:  Em um tubo de ensaio, colocar 5 gotas da solução de sulfato de sódio 0,2 mol L-1 e 2 a 3 gotas de ácido clorídrico 6 mol L-1 (verificar se o meio está ácido por meio de um papel tornassol). A seguir, adicionar 2 gotas de cloreto de bário 0,2 mol L-1. Observar a formação do mesmo precipitado branco. Repetir as reações do procedimento 1 e 2 para os íons NO2- , NO3- e CO32-. Anotar os resultados e tirar uma conclusão. III. REAÇÕES PARA ÍONS NITRATO, NO3- a) Reação com H2SO4 concentrado Procedimento:  Colocar uma pequena quantidade de nitrato de sódio (NaNO3) sólido em um tubo de ensaio e adicionar 2 a 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado. 22  Aquecer e observar a produção de um gás marrom, o NO2. NaNO3 (s) + H2SO4  NaHSO4 + HNO3 4 HNO3  2 H2 O + 4 NO2 + O2 b) Reação com zinco metálico em meio alcalino Procedimento:  Em um tubo de ensaio, colocar 5 gotas de uma solução de NaNO3 0,2 mol L-1 e 10 gotas de NaOH 4 mol L-1 e uma pequena quantidade de zinco em pó.  Aquecer com cuidado 6, 7 e colocar sobre a boca do tubo uma tira de papel de tornassol vermelho umedecida com água. O papel deverá passar do vermelho para azul devido à amônia formada. Pela ação de zinco metálico na presença de NaOH, os íons NO3- são reduzidos a NH3: Zn + 2 H2O  Zn(OH)2 + 2 H0 NO3- + 8 Ho  NH3 + 3 H2O + OH- Zn (OH)2 + 2OH-  Zn(OH)42- 4 Zn + NO3- + 7 OH-  4 ZnO22- + NH3 + 2 H2O Observação: 6. Durante o aquecimento, evitar que a solução espirre e atinja o papel de tornassol que ficará azul, já que a solução é fortemente alcalina. 7. Os íons NO2- e sais de amônio interferem e por isso devem ser removidos antes da adição do zinco. 25 6 CH3COO- + 3 Fe3+ + 2 H2O  [Fe3(CH3COO)6 (H2O)6] (1) [Fe3(CH3COO)6 (H2O)6]  3 Fe(CH3COO)(OH)2 (2) 26 Nome ..................................................................Turma.......Assinatura.................. .................................................................. ........ .................. 1. Como é feito o reconhecimento de nitrato e nitritos em uma mistura? Escrever as equações das reações envolvidas. 2. Uma amostra em solução contém os seguintes ânions: Cl-, NO3-, SO42- e CO32-. Indicar o procedimento que deve ser seguido para a identificação de cada um deles na mistura. 3. Explicar por meio de reações, como é possível distinguir entre os seguintes pares de ânions, contidos em recipientes distintos: a) CO32- e CH3COO- b) Cl- e SO42- c) NO3- e NO2- d) CH3COO- e SO42- 27 EXPERIÊNCIA 4 - ANÁLISE DE UMA MISTURA DE SAIS ( PROVA PRÁTICA ) Cada grupo receberá uma amostra sólida contendo dois cátions do grupo I e dois ânions, que deverão ser identificados. Após a identificação, preencher o formulário anexo nesta apostila e entregar para o professor responsável. A seguir são dados os passos que devem ser seguidos e as reações que devem ser feitas para analisar uma mistura de sais. Se tiver dúvida quanto à validade de um determinado teste com a amostra desconhecida, compare o resultado com o do mesmo teste numa solução real do íon. Cuidado com as opiniões pré-concebidas! I. Determinar os ânions presentes Fazer as etapas abaixo, mas caso ainda se tenha dúvidas quanto aos ânions presentes, realizar as reações de identificação já estudadas. a) pH da solução aquosa da amostra Colocar uma pequena quantidade da amostra em um tubo de ensaio e dissolver com água destilada. Umedecer uma tira de papel indicador universal e determinar o pH aproximado. Se o pH < 2, isto indica a presença de HSO4- ou ácidos livres. Se o pH > 10, isto indica a presença de íons CO32-. b) Tratamento com H2SO4 concentrado Quando determinados sais são tratados com H2SO4 concentrado a quente, ocorrem reações características que dão informações adicionais com respeito à possível presença de um ânion na amostra. Observe a liberação de gás e sinta o 30 Nome ..................................................................Turma.......Assinatura.................. .................................................................. ........ .................. Análise da amostra no .......... Cátions presentes: .................................. Testes realizados e reação química que comprovam os cátions encontrados: Ânions presentes: ................................... Testes realizados e reação química que comprovam os ânions encontrados: 31 EXPERIÊNCIA 5 - REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+ Cálcio, estrôncio e bário formam carbonatos insolúveis em solução alcalina. O magnésio não precipita com hidróxido em presença de excesso de íons amônio que reduzem a concentração de íons hidroxila a um valor tal, que o produto de solubilidade do hidróxido de magnésio não é atingido. Por razões semelhantes, o carbonato de magnésio não precipita na presença de excesso de íons amônio. Esta propriedade permite separar os íons Mg2+ de Ca2+, Sr2+ e Ba2+. I. REAÇÕES DOS ÍONS MAGNÉSIO, Mg2+ a) Reação com base forte Procedimento:  Em um tubo de ensaio, adicionar 5 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 0,2 mol L-1 e solução de hidróxido de sódio 4 mol L-1 até o meio ficar alcalino. Observar a formação de um precipitado branco gelatinoso. Mg2+ + 2 OH-  Mg(OH)2 (s)  Adicionar ao precipitado formado algumas gotas de cloreto de amônio 4 mol L-1 até se observar a dissolução do precipitado 8. b) Reação com hidróxido de amônio e na presença de cloreto de amônio Procedimento 1:  Colocar 5 gotas de solução de nitrato de magnésio 0,2 mol L-1 e algumas gotas de hidróxido de amônio 6 mol L-1 em um tubo de ensaio. Observar a formação de um precipitado branco gelatinoso de Mg(OH)2. NH3 + H2O  NH4+ + OH- 32 Mg2+ + 2 OH-  Mg(OH)2 (s) Procedimento 2:  Em um tubo de ensaio, colocar 5 gotas de nitrato de magnésio 0,2 mol L-1, 5 gotas de solução de cloreto de amônio e a seguir hidróxido de amônio 6 mol L-1 até o meio ficar alcalino. Neste caso, não deverá haver formação de precipitado 9. Observações: 8. A adição de sais de amônio resulta num aumento da concentração de íons NH4+ que ocasiona um deslocamento do equilíbrio da dissociação da amônia no sentido da formação de amônia não dissociada. NH3 + H2O  NH4+ + OH- Este deslocamento de equilíbrio implica numa diminuição da concentração de íons OH-. Quando a concentração de íons OH- for reduzida a um valor tal que o produto de solubilidade do Mg(OH)2 não for mais atingido deve haver dissolução completa do precipitado. 9. A razão da não formação do precipitado de Mg(OH)2, na presença de NH4Cl, já foi explicada na observação acima. c) Reação com monohidrogeno-fosfato de sódio Procedimento:  Colocar em um tubo de ensaio 2 gotas de uma solução de nitrato de magnésio 0,2 mol L-1, 10 gotas de água, 2 gotas de ácido clorídrico 6 mol L-1, 3 gotas de monohidrogeno-fosfato de sódio (Na2HPO4) 3 mol L-1, e por fim adicionar lentamente, às gotas, hidróxido de amônio 6 mol L-1 até o meio ficar alcalino 10. 35  Em seguida, colocar 3 gotas de solução de carbonato de amônio 1,5 mol L-1.  Agitar, aquecer o tubo em banho-maria, centrifugar o precipitado e desprezar o sobrenadante.  Um dos tubos deve ser tratado com algumas gotas de cloreto de amônio 6 mol L-1 e o outro tubo com algumas gotas de ácido acético 6 mol L-1. Observar em qual deles haverá dissolução do precipitado13. Observação: 13. No caso do tratamento do precipitado com cloreto de amônio, o precipitado permanecerá inalterado enquanto no caso do tratamento com ácido acético, há dissolução do precipitado. Considere-se os equilíbrios: MCO3 (s)  M2+ + CO32- (1) CO32- + H+  HCO3- (2) HCO3- + H+  H2CO3  CO2 + H2O (3) Na presença de ácido acético, os equilíbrios (1), (2) e (3) são deslocados para a direita, dissolvendo o precipitado. Na presença de íons amônio, há uma diminuição da concentração de CO32-, mas que ainda é suficiente para atingir o produto de solubilidade destes carbonatos (KS0 da ordem de 10-9). Entretanto, esta concentração de CO32- não é suficiente para atingir o produto de solubilidade do MgCO3 que por esta razão é solúvel em solução de NH4Cl. CO32- + NH4+  HCO3- + NH3 c) Reação com oxalato de amônio Procedimento: 36  Em tubos de ensaio separados, adicionar 3 gotas de M(NO3)2 0,2 mol L-1 (onde M2+ = Ca2+, Sr2+ ou Ba2+), 5 gotas de ácido acético 6 mol L-1 e 6 gotas de oxalato de amônio 0,25 mol L-1.  Aquecer e observar os casos em que há formação de um precipitado branco. d) Reação com sulfato de amônio. Procedimento 1:  Em tubos de ensaio separados, colocar 3 gotas de M(NO3)2 0,2 mol L-1 (onde M2+ = Ca2+, Sr2+ ou Ba2+), 5 gotas de ácido acético 6 mol L-1 e 6 gotas de sulfato de amônio 2,5 mol L-1.  Aquecer em banho-maria e observar os casos em que há formação de precipitado. Procedimento 2:  Adicionar em tubos de ensaio separados, 3 gotas de M(NO3)2 0,2 mol L-1 (onde M2+ = Ca2+, Sr2+ ou Ba2+), NH4OH 6 mol L-1 até o meio se tornar alcalino e 6 gotas de sulfato de amônio 2,5 mol L-1.  Aquecer em banho-maria e observar os casos em que há formação de precipitado. e) Reação com dicromato de potássio Procedimento:  Colocar em tubos de ensaio separados, 5 gotas de M(NO3)2 0,2 mol L-1 (M2+ = Ca2+, Sr2+ ou Ba2+), 3 gotas de ácido acético 6 mol L-1, 3 gotas de acetato de sódio 6 mol L-1 e 2 gotas de dicromato de potássio 0,5 mol L-1. Observar onde há formação de precipitado. Cr2O72- + H2O  2 CrO42- + 2 H+ M2+ + CrO42-  MCrO4 37 Nome ..................................................................Turma.......Assinatura.................. .................................................................. ........ .................. 1. Descrever em poucas palavras como se poderia distinguir entre: a) Ba2+ e Ca2+ b) Mg2+ e Ca2+ c) Ba2+ e Sr2+ 2. Explicar por que o precipitado Mg(OH)2 se dissolve na presença de sais de amônio. 40 clorídrico concentrado e fazer o teste de chama, cuja coloração vermelho-tijolo, indica a presença de cálcio. Observações: 14. A reação de HCl com NH4OH resultará na formação de NH4Cl que impede a precipitação dos íons Mg2+ como hidróxido ou carbonato básico. 15. Quantidades pequenas destes carbonatos precipitam lentamente, devido à tendência de formar soluções supersaturadas. Aquecimento e agitação ajudam a precipitação e favorecem a formação de cristais grandes que são mais fáceis de centrifugar e separar por decantação. 16. O precipitado deve ser lavado várias com água destilada, para eliminar os íons sódio, cuja coloração à chama encobrirá qualquer cor produzida pelos outros íons. Mesmo lavando-se muitas vezes, sempre existirão traços de sódio, o que prejudica a confirmação através do teste de chama, porém, o fato de haver precipitado nestas condições é suficiente para a identificação dos íons Ba2+. 17. A cor vermelho-carmim do estrôncio é pronunciada, porém, não aparece imediatamente e não persiste por um longo tempo. Embora o SrSO4 não seja muito solúvel em ácido clorídrico concentrado, formar-se-á uma quantidade suficiente de cloreto de estrôncio para dar um bom teste. 18. O magnésio, se não foi bem separado no início, pode precipitar neste ponto como MgC2O4 e pode ser confundido com o CaC2O4. 41 ESQUEMA DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS: Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ e Ba2+ HCl 6 mol L-1 NH4OH (NH4)2CO3 1,5 mol L-1 Mg2+ CaCO3 , SrCO3, BaCO3 HCl 6 mol L-1 CH3COOH Na2HPO4 2 mol L-1 6 mol L-1 NH4OH 6 mol L-1 MgNH4PO4 .6H2O Ca2+, Sr2+, Ba2+ CH3COONa 6 mol L-1 K2Cr2O7 0,2 mol L-1 Sr2+, Ca2+ BaCrO4 NH4OH 6 mol L-1 (NH4)2SO4 2,5 mol L-1 SrSO4 Ca2+ (NH4)2C2O4 0,25 mol L-1 Teste de chama CaC2O4 Teste de chama 42 Nome ..................................................................Turma.......Assinatura.................. .................................................................. ........ .................. 1. No processo de separação dos cátions do Grupo Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+II, qual será o resultado se: a) Íons Ba2+ não forem completamente removidos antes da precipitação dos íons Sr2+. b) Íons Mg2+ não forem completamente removidos antes da precipitação dos íons Ca2+. 2. Um estudante realizou a análise de uma amostra desconhecida obtendo os seguintes resultados: a solução da amostra, quando tratada com NH3 e (NH4)2CO3 e aquecida, dá um precipitado. Este precipitado é separado e tratado com ácido acético até dissolver-se. A adição de K2Cr2O7 a esta solução torna-a alaranjada, mas não produz precipitado. O tratamento desta solução com NH3 e (NH4)2C2O4 produz um precipitado branco. Outra fração da amostra desconhecida produz uma chama violeta no teste de chama sem nenhuma evidência de cor amarela. A partir destes resultados, indicar quais dos seguintes íons, Na+, K+, NH4+, Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+, estão presentes? 45 EXPERIÊNCIA 7 - REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS: Fe3+, Al3+, Cr3+, Fe2+, Ni2+, Co2+, Zn2+ e Mn2+ I. REAÇÕES PARA ÍONS Fe2+ e Fe3+ a) Reação com tiocianato de amônio Procedimento:  Colocar em um tubo de ensaio 2 gotas de nitrato férrico (Fe(NO3)3)0,2 mol L-1, 6 gotas de ácido clorídrico 6 mol L-1 e 5 gotas de solução de tiocianato de amônio (NH4SCN) 6 mol L-1. Observar a forte coloração vermelha. Fe3+ + 6 SCN-  Fe(SCN)63 b) Reação com ferrocianeto de potássio Procedimento para Fe3+:  Em um tubo de ensaio, colocar 2 gotas de Fe(NO3)3 0,2 mol L-1 e 3 a 5 gotas de ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6]). Observar a formação de um precipitado de cor azul escuro (azul da Prússia). K+ + Fe3+ + Fe(CN)64-  KFe[Fe(CN)6] (s) Procedimento para Fe2+:  Adicionar 2 gotas de Fe(NO3)2 0,2 mol L-1 e 3 a 5 gotas de ferrocianeto de potássio em um tubo de ensaio. Observar a formação de um precipitado branco, que exposto ao ar passará rapidamente para azul. II. REAÇÃO PARA ÍON ALUMÍNIO, Al3+ 46 Procedimento:  Adicionar em um tubo de ensaio, 10 gotas de nitrato de alumínio 0,2 mol L-1 e 1 gota de hidróxido de sódio 4 mol L-1. Observar a formação de um precipitado gelatinoso esbranquiçado, Al(OH)3. III. REAÇÕES PARA ÍON CRÔMIO, Cr3+ a) Reação com H2O2/ NaOH a quente Procedimento:  Em um tubo de ensaio, colocar 2 gotas de nitrato de crômio 0,2 mol L-1, 5 gotas de água destilada e adicionar hidróxido de sódio 4 mol L-1, até a subsequente formação de Cr(OH)4. Em seguida, adicionar 10 gotas de H2O2 3%.  Aquecer à ebulição até cessar o desprendimento de oxigênio. Observar a mudança de coloração para amarela, devido à formação de CrO42-. 2 Cr(OH)4 + 3 H2O2 + 2 OH-  2 CrO42- + 8 H2O IV. REAÇÕES PARA O ÍON ZINCO, Zn2+ a) Precipitação com tioacetamida Procedimento:  Em um tubo de ensaio, colocar 6 gotas de nitrato de zinco, 0,2 mol L-1 , 5 gotas de água destilada, 5 gotas de tioacetamida, CH3CSNH2, e 1 gota de hidróxido de sódio 4 mol L-1. Observar a formação de um precipitado branco. CH3CSNH2 + 3 OH-  CH3COO- + NH3 + S2- + H2O Zn2+ + S2-  ZnS (s) b) Reação com ferrocianeto de potássio Procedimento: 47  Colocar 2 gotas Zn(NO3)2 0,2 mol L-1 e 3 a 5 gotas de ferrocianeto de potássio em um tubo de ensaio. Observar a formação de um precipitado branco acinzentado. Zn2+ + K4[Fe(CN)6]  K2Zn3[Fe(CN)6] (s) V. REAÇÃO PARA ÍONS MANGANÊS, Mn2+ a) Oxidação a permanganato com PbO2/HNO3 Procedimento:  Adicionar em um tubo de ensaio, 1 gota da solução de Mn(NO3)2 0,2 mol L-1 19, 20, cerca de 10 gotas de ácido nítrico 6 mol L-1 e uma pequena quantidade (ponta de espátula) de PbO2.  Aquecer à ebulição e deixar decantar. Observar uma coloração violeta no líquido sobrenadante. 5 PbO2 + 2 Mn2+ + 4H+  2 MnO4- + 5 Pb2+ + 2 H2O Observações: 19. Essa reação pode dar resultados negativos se houver um excesso de íons Mn2+ na solução, pois podem reduzir o MnO4- a MnO(OH)2: 2 MnO4- + 3 Mn2+ + 7 H2O  5 MnO(OH)2 + 4 H+ Neste caso, antes de fazer o teste, diluir a solução com água destilada. 20. Também deve-se tomar cuidado para não confundir uma cor rosada com a cor do MnO4-, que poderá ocorrer se íons de Co2+ estiverem presentes. VI. REAÇÃO PARA ÍONS COBALTO, Co2+ a) reação com tiocianato de amônio Procedimento: 50 Observação: ESQUEMA DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS Fe3+, Al3+, Cr3+, Fe2+, Ni2+, Co2+, Zn2+ e Mn2+ HCl 6 mol L-1 NH3 6 mol L-1 ( até meio básico ) Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3 Co(NH3)62+, Ni(NH3)62+, Zn(NH3)42+, Mn2+ NaOH 4 mol L-1 (NH4)2S 0,2 mol L-1 H2O2 3%   Fe(OH)3 Al(OH)4- , CrO42- CoS, NiS, MnS, ZnS HCl 6 mol L-1 HCl 6 mol L-1 HCl 1 mol L-1 NH4SCN 1 mol L-1 NH3 6 mol L-1 Fe(SCN)63- CoS, NiS Mn2+, Zn2+ Al(OH)3 CrO42- HNO316 mol L-1 NaOH 4 mol L-1 Ni2+, Co2+ Mn(OH)2 Zn(OH)42- Acetona NH3 6 mol L-1 HNO3 CH3CsNH2 NH4SCN 1 mol L-1 DMG PbO2 Co(SCN)42- Ni(DMG)2 MnO4- ZnS 51 EXPERIÊNCIA 8 – SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO: Pb2+, Bi3+, Cu2+ e Cd2+ Procedimento:  Colocar em um tubo de ensaio 10 gotas de soluções 0,2 mol L-1 dos nitratos de cada íon. Adicionar agitando 20 gotas de hidróxido de amônio 6 mol L-1. Centrifugar e retirar o sobrenadante, colocando-o em outro tubo de ensaio. Será chamado o precipitado de precipitado I ( que deve conter os sais pouco solúveis dos íons chumbo e bismuto ) e ao líquido sobrenadante, de sobrenadante I ( que deve conter os íons Cu2+ e Cd2+ ). Sobrenadante I:  Se o sobrenadante apresentar uma coloração azul, isto indica a presença de íons de Cu2+.  Para verificar a presença dos íons Cd2+, transferir 10 gotas do sobrenadante para outro tubo de ensaio e adicionar solução de ácido clorídrico 3 mol L-1 gota a gota até o meio ficar ácido, o que se observa pelo descoramento do sobrenadante, 10 gotas de solução de glicerina 1:1 (v/v) e solução de hidróxido de sódio 6 mol L-1 gota a gota até a solução tornar-se novamente de coloração azul. Em seguida, adicionar mais algumas gotas de hidróxido de sódio 4 mol L-1 até ocorrer a formação de um precipitado branco que indica a presença dos íons Cd2+. Precipitado I:  Adicionar cerca de 15 gotas de hidróxido de potássio 3 mol L-1, agitar e aquecer durante 5 minutos em banho de água fervente. Centrifugar e separar o precipitado do sobrenadante. O sobrenadante será chamado de sobrenadante II (que deve conter o sal pouco solúvel dos íons bismuto) e o 52 precipitado de precipitado II (que deve conter um complexo solúvel do íon chumbo). Precipitado II:  Adicionar uma ponta de espátula de cloreto de estanho (II) e 10 gotas de hidróxido de potássio 3 mol L-1. A formação de uma coloração preta do resíduo indica a presença dos íons bismuto. Sobrenadante II:  Adicionar cromato de potássio 1 mol L-1 até a formação de um precipitado amarelo, que indica a presença de íons chumbo. 55 A formação de um precipitado amarelo (que as vezes demora 5 minutos para se formar) indica a presença dos íons chumbo.  No outro tubo, adicionar 15 gotas de ácido sulfúrico 4 mol L-1. A formação de um precipitado branco ou turvação indica a presença dos íons chumbo. Precipitado II:  Adicionar com agitação hidróxido de amônio 6 mol L-1 até alcalinizar o meio (para isso verificar com auxílio de papel de tornassol vermelho) e centrifugar. Separar o sobrenadante III do precipitado III. O aparecimento de uma coloração cinza escuro no precipitado III indica a presença de íons mercúrio (I). Sobrenadante III:  Adicionar ácido nítrico 6 mol L-1, gota a gota, agitando até que o meio se torne ácido (para isso verificar com o auxílio de um papel indicador de tornassol). A formação de uma turvação ou precipitado branco indica a presença dos íons prata. 56 Nome ..................................................................Turma.......Assinatura.................. .................................................................. ........ .................. Escrever as reações químicas referentes a cada etapa do experimento realizado. 57 BIBLIOGRAFIA 1. Baccan, N., Aleixo, L. M., Stein, E., Godinho, O. E. S., Introdução à Semimicroanálise Qualitativa, 6a edição, Editora da UNICAMP, 1995. 2. Vogel, A. I., Química Analítica Qualitativa, 5a edição, Editora Mestre Jou. 3. Alexéev, V., Análise Qualitativa, Editora Lopes da Silva. 4. MUELLER, H. SOUZA, D. Química Analítica Qualitativa Clássica. 2ª edição. Série didática. Editora da Furbs. 2012