Your Federal Quarterly Tax Payments are due April 15th Get Help Now >>

UNIVERSIDADE CATÓLICA DE GOIÁS Departamento de Matemática e Física Coordenação de Química EXPERIÊNCIAS DE LABORATÓRIO em Análise Química Q by L830s3dw

VIEWS: 233 PAGES: 57

									 UNIVERSIDADE CATÓLICA DE GOIÁS
  Departamento de Matemática e Física
       Coordenação de Química




        EXPERIÊNCIAS
       DE LABORATÓRIO
                     em

Análise Química Qualitativa
        MAF 1760




Autora: Profa. Dra. Adélia Maria Lima da Silva




               Agosto de 2006
Aulas Práticas de Química Ambiental II                                                                                                Sumário




                                                                    1
                                                                  Sumário




Aulas                                                                                                                                Página

Instruções para o Trabalho de Laboratório..............................................................                                 5

Reações por Via Seca: Teste da Chama.....................................................................                               6

Equilíbrio Químico: Princípio de Le Châtelier..........................................................                                 8

Ácido-Base......................................................................................................................       11

Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão................................................                                        14

Produto de Solubilidade.............................................................................................                   18

Precipitação Seletiva....................................................................................................              21

Equilíbrios de Precipitação e Complexação...............................................................                               25

Equilíbrios de Oxidação-Redução..............................................................................                          29

Separação e Identificação dos Íons Prata, Mercúrio e Chumbo.............................                                               30

Separação e Identificação dos Íons Magnésio, Bário, Cálcio e Estrôncio.............                                                    33

Identificação dos Íons Ferro, Alumínio, Crômio, Manganês, Zinco, Níquel e                                                              36
Cobalto...........................................................................................................................

Identificação Qualitativa de Ânions............................................................................                        41

Cinética Química..........................................................................................................             45

Tabela Periódica...........................................................................................................            47
Química Analítica Qualitativa                                                          Prefácio




                                         Prefácio



       Este manual de Laboratório de Análise Qualitativa apresenta as aulas experimentais
destinadas aos alunos de Licenciatura em Química. Tem por objetivo auxiliar e possibilitar ao
aluno uma situação de maior aproveitamento.
        O trabalho que se realiza em um curso prático requer, além de grande dedicação e
interesse, muito cuidado e atenção. Para melhor aprendizagem, torna-se necessário o
aproveitamento substancial do tempo. O volume de informações é enorme e a quantidade de
conceitos é muito grande.
       A medida em que as aulas ocorrem, procure fixar muito bem os conceitos básicos,
deixando-os cada vez mais solidificados e vivos na memória; isto lhe dará mais segurança e uma
maior capacidade de raciocínio. Com certeza, quando um aluno consegue entender e assimilar
claramente os problemas relacionados à separação e identificação dos íons ou elementos de um
grupo analítico, se sentirá mais firme, hábil e com maior determinação ao procurar o
entendimento do trabalho analítico.
       O tempo de laboratório é importantíssimo, quanto mais, melhor. Tenha sempre presente
que a Química é uma ciência experimental, por isso aproveite ao máximo o tempo de laboratório.
      Anote tudo o que observar e procure representar por meio de equações de reação todos os
fenômenos químicos processados. Reserve um tempo para estudar e explore a literatura.




                                                                                     A autora




                                                                                             4
Química Analítica Qualitativa                                Instruções para o Trabalho de Laboratório




                     1    Instruções para o Trabalho de Laboratório

1. Introdução
     Mesmo que outras disciplinas de laboratório do curso tenham apresentado e discutido as
normas e fornecido esclarecimento sobre o trabalho prático, convém relembrar alguns itens
importantes assim como mencionar aqueles de caráter específico.
       1. É adequado o uso de óculos de segurança durante todo o tempo de permanência no
          laboratório.
       2. Evitar usar lentes de contato.
       3. É indispensável o uso do jaleco de algodão.
       4. Os alunos devem trajar calças compridas, sapatos fechados e se necessário cabelos presos.
       5. Caso o aluno não esteja trajado de forma adequada, o mesmo não poderá permanecer e
          realizar os experimentos. Não haverá reposição das aulas perdidas.
       6. O laboratório é um lugar de trabalho sério. Evite conversas desnecessárias e qualquer tipo
          de brincadeira.
       7. O trabalho de laboratório será em dupla. Antes de iniciar e após término dos experimentos
          mantenha sempre limpa a aparelhagem e a bancada de trabalho.
       8. Estude com atenção os experimentos antes de executá-los, registrando na apostila de
          laboratório as suas observações e conclusões.
       9. As lavagens das vidrarias são de responsabilidade da equipe. Lave com água e sabão. No
          final passe água destilada.
       10. Todas as operações nas quais ocorre desprendimento de gases tóxicos (evaporações de
           soluções ácidas, amoniacais, etc.) devem ser efetuadas na capela.
       11. Ao observar o cheiro de uma substância não se deve colocar o rosto diretamente sobre o
           frasco que a contém. Deve-se abanar com a mão por cima do frasco aberto, na sua
           direção, para poder cheirar os vapores.
       12. Na preparação ou diluição de uma solução, use água destilada.
       13. Verificar cuidadosamente o rótulo do frasco que contém um dado reagente antes de tirar
           dele qualquer porção de seu conteúdo.
       14. Cuidado ao trabalhar com ácido concentrado. No caso de diluição, adicione primeiro
           água, depois o ácido lentamente.
       15. Evite contaminar os reagentes químicos.
       16. No caso de quebra de alguma vidraria, avise o professor imediatamente, para que o
           mesmo providencie a sua troca.
       17. Lave sempre as suas mãos no final da aula.
       18. Sempre que tiver dúvidas, pergunte!




                                                                                                         5
Química Analítica Qualitativa                                                                 Teste da Chama




                        1   Reações por Via Seca: Teste da Chama


1. Introdução e Objetivos
       O teste da chama baseia-se 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, ou seja, para um estado
excitado. Quando estes elétrons retornam ao estado fundamental, eles emitem uma quantidade de
energia radiante, igual àquela absorvida, cujo comprimento de onda é característico do elemento e
da mudança do nível eletrônico de energia (Figura 1). Dessa forma, a luz observada de um
determinado comprimento de onda é utilizada para identificar o elemento químico.


      Estado Excitado     E2
                                                                                              hc
                                                                       E  E 2  E1  h 
                                                                                              
    Estado Fundamental          E1
                                       Absorção      Emissão

                                     Figura 1: Transição eletrônica.

        Nesta aula, os ensaios da coloração da chama serão utilizados com o objetivo de identificar
os metais alcalinos e alcalinos terrosos, bem como verificar o que ocorre com algumas misturas
metálicas. Para compreendermos as operações envolvidas nestes ensaios, é necessário conhecermos
a estrutura da chama não luminosa do bico de Bunsen (Figura 2).




                        Figura 2: Estrutura da chama não luminosa do bico de Bunsen.

       Uma chama não-luminosa de Bunsen consiste em três partes: um cone interno azul (ADB),
compreendendo principalmente gás não queimado; uma ponta luminosa em D (que só é visível
quando os orifícios de ar estão ligeiramente fechados); um manto externo (ACBD), no qual se
produz a combustão completa do gás.
        A temperatura mais baixa da chama está na sua base, é empregada para testar substâncias
voláteis, a fim de determinar se estas comunicam alguma cor à chama. A parte mais quente da
chama é a zona de fusão, ela está a um terço da altura da chama e, aproximadamente, eqüidistante
do interior e exterior do manto. Esta zona é empregada para ensaios de fusibilidade das substâncias,
e quando conjugada com a zona de temperatura mais baixa, é utilizada para testar a volatilidade

                                                                                                               6
Química Analítica Qualitativa                                                        Teste da Chama

relativa de substâncias ou de misturas de substâncias. A zona oxidante inferior está situada na borda
mais externa da chama, é utilizada para a oxidação de substâncias dissolvidas em pérolas de bórax
ou carbonato de sódio. A zona oxidante superior é a ponta não-luminosa da chama, onde existe um
excesso de oxigênio presente e a chama não é tão quente. A zona redutora superior está na ponta do
cone azul e é rica em carbono incandescente. A zona redutora inferior está situada na borda interna
do manto próximo ao cone azul e é onde os gases redutores se misturam com o oxigênio do ar.
       A análise de substâncias pela coloração da chama é qualitativa e a única maneira confiável
para empregar ensaios de chama é a de separar a luz em suas raias componentes, e identificar os
cátions presentes por seus grupos característicos de raias.

2. Materiais e Reagentes
   Palito de madeira para cada amostra        Uma estante com seis tubos de ensaio;
   Bico de Bunsen e fósforo                   Soluções saturadas dos cloretos de lítio, sódio,
                                                potássio, cálcio, bário, magnésio e estrôncio


3. Procedimento Experimental
Ascenda um bico de Bunsen e controle a chama de modo que a mesma fique oxidante (chama azul).
Mergulhe um palito em cada solução metálica e observe a coloração da chama.
Faça misturas de soluções de metais (1:1) nos tubos de ensaios, conforme Tabela 1. Mergulhe um
palito em cada mistura e observe a coloração da chama. Anote na tabela de resultados.

4. Referência Bibliográfica
VOGEL, A. I, Química analítica qualitativa. 5a ed. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.




                                                                                                      7
Química Analítica Qualitativa                                                              Teste da Chama



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química - UCG


Nomes:
Aula:                                                                             Data:

Resultados dos ensaios qualitativos de chama
 Amostra                                  Cor da Chama            Mistura            Cor da Chama
  Cloreto de sódio (NaCl)                                         NaCl + KCl
  Cloreto de potássio (KCl)                                       KCl + LiCl
  Cloreto de lítio (LiCl)                                         LiCl + CaCl2
  Cloreto de cálcio (CaCl2)                                       CaCl2 + SrCl2
  Cloreto de estrôncio (SrCl2)                                    SrCl2 + BaCl2
  Cloreto de bário (BaCl2)                                        CaCl2 + NaCl


Exercícios:
1.   Porque cada substância apresenta uma cor característica ao ser aquecida no bico de Bunsen?




2.   Qual a relação matemática entre energia e emissão de luz?




3.   Porque ao analisar uma mistura predomina a coloração de um determinado metal, mesmo se a
     mistura foi preparada de forma estequiométrica (1:1).




4. Qual é a zona de temperatura usada no teste da chama?




                                                                                                            8
Química Analítica Qualitativa                             Equilíbrio Químico e Princípio de Lê Châtelier




                  1    Equilíbrio Químico e Princípio de Le Châtelier


1. Introdução e Objetivos
      As reações químicas, assim como as mudanças de fase, são reversíveis. Conseqüentemente,
haverá condições de concentração e temperatura sob as quais reagentes e produtos coexistem em
equilíbrio. Por exemplo, a decomposição do carbonato de cálcio:
                                  CaCO3 (s)  CaO (s) + CO2 (g)
      Quando essa reação é realizada num recipiente aberto, que permite a eliminação do CO2, há
uma total conversão do CaCO3 em CaO. Por outro lado, sabe-se que o CaO reage com o CO2
atmosférico e se a pressão deste gás for suficientemente alta, o óxido poderá ser convertido
totalmente em carbonato:
                                  CaO (s) + CO2 (g) CaCO3 (s)
      Isto indica que estas duas reações são processos químicos reversíveis. Quando as velocidades
da reação de decomposição e da reação inversa tornam-se iguais, e a pressão do CO2 permanece
constante, o sistema atingiu o equilíbrio. Esse fenômeno é conhecido como estado de equilíbrio.
     A primeira característica do estado de equilíbrio é ser dinâmica. Trata-se de uma situação
permanente mantida pela igualdade das velocidades de duas reações químicas opostas:
                                        aA + bB  cC + dD
                                                                                      [C ] c .[D] d
      A constante de equilíbrio (K) para essa reação pode ser expressa na forma: K                 ,
                                                                                      [ A] a .[B]b
onde as letras minúsculas sobrescritas significam coeficientes estequiométricos e cada letra
maiúscula representa uma substância química. O símbolo [A] representa a concentração da
substância A relativo ao seu estado-padrão. Para soluções, o estado-padrão é 1mol/L, para gases é
1atm e para sólidos, líquidos e solventes puros são omitidas porque são iguais à unidade. Por
definição, uma reação química é favorecida quando k>1. As constantes de equilíbrio são
admensionais.
      A segunda generalização é que os sistemas tendem a atingir um estado de equilíbrio
espontaneamente. Um sistema pode deslocar-se do equilíbrio somente por alguma influência
externa, e uma vez deixado a si próprio, o sistema perturbado voltará ao estado de equilíbrio. À
medida que os reagentes são convertidos em produtos, a velocidade da reação direta diminui e a da
velocidade inversa aumenta. Quando as duas velocidades tornam-se iguais, cessa a reação efetiva e
é mantida uma concentração constante de todos os reagentes.
      A terceira generalização sobre o equilíbrio é que a natureza e as propriedades do estado de
equilíbrio são iguais, não importando a direção a partir da qual ele é atingido.
      A quarta generalização diz que o estado de equilíbrio representa um meio-termo entre duas
tendências opostas: a propensão das moléculas a assumir o estado de energia mínima e o ímpeto em
direção a um estado de entropia máxima.
      Em 1884, o químico francês Henri Le Châtelier sugeriu que os sistemas em equilíbrio tendem
a compensar os efeitos de influências perturbadoras. O princípio se aplica a todos os tipos de
equilíbrio dinâmico e pode ser assim enunciado: Quando um sistema em equilíbrio é submetido a
uma força, ele tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito da força. Essas
forças ou perturbações incluem a adição de solvente a uma solução, o aumento do volume de um



                                                                                                           9
Química Analítica Qualitativa                              Equilíbrio Químico e Princípio de Lê Châtelier

gás, a adição de um produto ou reagente ao sistema ou a variação de temperatura. Como resposta a
uma perturbação, o sistema estabelecerá um novo conjunto de equilíbrio.
      Desta forma, esta aula tem como objetivos comprovar experimentalmente a existência do
estado de equilíbrio químico e observar a obediência dos sistemas em equilíbrio ao princípio de Le
Chatelier.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com dez tubos de ensaios          Pisseta com água destilada;
   Cloreto de sódio                              Nitrato de potássio 0,1 mol/L
   Sacarose                                      Nitrato férrico 0,1 mol/L
   Etanol P.A.                                   Tiocianato de potássio 0,1 mol/L
   Dicromato de potássio 0,1 mol/L               Hidróxido de sódio 6,0 mol/L
   n-butanol P.A.                                Cromato de potássio 0,1 mol/L
   Ácido clorídrico 6,0 mol/L


3. Procedimento Experimental

3.1. Equilíbrio entre um sólido e um líquido
Adicione 10 gotas de água destilada em um tubo de ensaio (tubo 1) e 10 gotas de etanol em outro
(tubo 2). Adicione alguns cristais de sacarose em ambos os tubos e agite. Observe. Qual dos tubos
está em equilíbrio com respeito à dissolução?
Prepare novamente 2 tubos de ensaio, um contendo etanol (tubo 3) e o outro água (tubo 4).
Adicione alguns cristais de NaCl em ambos tubos e agite. Qual das soluções é insaturada?
Acrescente mais alguns cristais de NaCl à solução insaturada que você preparou no item anterior.
Agite até dissolver. Adicione etanol a esta solução, com um conta-gotas, agitando a cada gota. O
que ocorreu?

3.2. Equilíbrio entre dois líquidos
Prepare um tubo de ensaio contendo 20 gotas de água destilada (tubo 3) e outro tubo contendo 20
gotas de n-butanol (tubo 4). Adicione gota a gota n-butanol ao primeiro tubo e água ao segundo
tubo, até observar separação de fases. O que ocorreu? Por que? O estado final é igual em ambos os
tubos?

3.3. Princípio de Le Chatelier
Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de solução 0,1mol/L de cromato de potássio (tubo 5). Em
outro tubo de ensaio, adicione 10 gotas de solução 0,1mol/L de dicromato de potássio (tubo 6).
Observe e anote as colorações.
Adicione no tubo 5, solução de HCl 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o
tubo 6. Interprete. Adicione no tubo 6, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe
e compare com o tubo 5. Interprete.



                                                                                                            10
Química Analítica Qualitativa                            Equilíbrio Químico e Princípio de Lê Châtelier

Adicione no tubo 6, solução de HCl 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe e compare com o
tubo 5. Interprete. Adicione no tubo 5, solução de NaOH 6mol/L gota a gota, sob agitação. Observe
e compare com o tubo 6. Interprete.
Repita os procedimentos acima, até não haver mais dúvidas.


3.4. Influência da concentração no equilíbrio químico
Adicione em um tubo de ensaio (tubo 7), 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Em seguida, adicione
5 gotas de tiocianato de potássio 0,1mol/L. Dilua lentamente com água destilada, até completar o
tubo. Homogeneíze e divida este volume em quatro tubos. Separe um deles para utilizá-lo como
referência.
No tubo 8 adicione 10 gotas de nitrato de potássio 0,1 mol/L. Observe e compare com a referência.
No tubo 9, adicione 10 gotas de nitrato férrico 0,1mol/L. Observe e compare a referência.
No tubo 10, adicione 10 gotas de água destilada. Observe e compare com a referência.

4. Referências Bibliográficas
MAHAN, B.M.; MYERS, R.J. Química: um curso universitário. São Paulo: Editora Edgar Blücher,
1997.
RUSSELL, J.B. Química Geral. Rio de Janeiro: Editora Mac Graw-Hill, 1981.




                                                                                                          11
Química Analítica Qualitativa                                       Equilíbrio Químico e Princípio de Lê Châtelier



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química - UCG


Nomes:
Aula:      Equilíbrio Químico                                                          Data:
Resultados de equilíbrio entre um sólido e um líquido
   1



              Sacarose (C12H22O11) + H2O
   2



              Sacarose (C12H22O11) + C2H6O
Qual dos dois tubos está em equilíbrio?
  3



              NaCl+ H2O 
   4



              NaCl+ C2H6O 
Qual das soluções é insaturada?

Após adição de etanol à solução insaturada, o que ocorreu?


Resultados de Equilíbrio entre dois líquidos
   5



              H2O + C4H10O
   6



               C4H10O + H2O
O estado final é igual em ambos os tubos? Explique o que ocorreu?


Resultados do Princípio de Le Chatelier
   7
                CrO42- + H+ 
                       + OH- 
                Explique:

   8
                Cr2O72- + OH- 
                        + H+ 
                Explique:




                                                                                                                     12
Química Analítica Qualitativa                                         Equilíbrio Químico e Princípio de Lê Châtelier

Resultados da iInfluência da concentração no equilíbrio químico
     9
                   Fe(NO3)3 + KSCN 

                   O que aconteceu?

     11
                   Adição de KNO3
                   O que ocorre com o equilíbrio?


     12
                   Adição de Fe(NO3)3
                   O que ocorre com o equilíbrio?


     13
                   Adição de H2O
                   O que ocorre com o equilíbrio?




Exercícios:
1.       Defina:
Solução insaturada:




Solução saturada:




Solução supersaturada:




Solução diluída:




Solução concentrada:




2. Defina o Princípio de Lê Chatelier e quais os fatores que interferem no estado de equilíbrio?




                                                                                                                       13
Química Analítica Qualitativa                                                                               Ácido-Base




                                                  1    Ácido-Base


1. Introdução e Objetivos
       A auto-ionização da água é representada pelo seguinte equilíbrio químico:
                                                 2H2O  H3O+ + OH-
       Sendo a constante de equilíbrio (Kw) denominada de constante de ionização da água:
                                                          [ H 3 O  ].[OH  ]
                                                   Kw 
                                                              [ H 2 O] 2

      A concentração molar da água é constante (solvente). Dessa forma, a expressão pode ser
representada como:
                                       k w  [ H 3 O  ].[ OH  ]  1,0 x10 14 (a 25°C)

       Ou de forma resumida: k w  [ H  ].[ OH  ]
       A Tabela 1 mostra como kw varia com a temperatura.
Tabela 1: Dependência da temperatura kwa
    Temperatura (°C)            Kw         pKw = -log Kw          Temperatura (°C)            Kw           pKw = -log Kw
           0              1,14x10-15            14,944                          40         2,92x10-14         13,535
           5              1,85x10-15            14,734                          45         4,02x10-14         13,396
          10              2,92x10-15            14,535                          50         5,47x10-14         13,262
                                     -15                                                             -13
          15              4,51x10               14,346                      100            5,45x10            12,264
                                     -15                                                             -12
          20              6,81x10               14,167                      150            2,31x10            11,637
          24              1,00x10-14            14,000                      200            5,15x10-12         11,288
          25              1,01x10-14            13,996                      250            6,43x10-12         11,192
                                     -14                                                             -12
          30              1,47x10               13,833                      300            3,93x10            11,406
                                     -14                                                             -13
         35            2,09x10         13,680                 350           5,07x10          12,295
a
 As concentrações no produto [H+][OH-] nessa tabela são expressas em molalidade em vez de molaridade.
Fonte: H.S. Harned and B.B. Owen, The Physical Chemistry of Electrolytic Solutions, 3rd ed. (New York:
Chapman and Hall, 1958).

      Na água pura, a 25°C, as concentrações de íons H+ e OH- são de 1,0x10-7 mol/L. Uma notação
simplificada para expressar o grau da acidez e basicidade é o pH e pOH, respectivamente. Ou seja:
                                     pH   log[ H  ] e          pOH   log[OH  ]
       Sendo que: pH  pOH  14
      Na água pura, pH e pOH são iguais a 7,00. A água destilada dos laboratórios, geralmente, se
apresenta ligeiramente ácida, porque contém CO2 dissolvido da atmosfera, conforme a equação de
reação: CO2 + H2O  HCO3- + H+. O dióxido de carbono pode ser elininado, fervendo-se a água e
depois a protegendo da atmosfera.
      Esta aula tem como objetivos identificar e preparar algumas substâncias com caráter ácido ou
básico, medir qualitativamente o pH e pOH e verificar algumas propriedades funcionais dos ácidos
e bases.

                                                                                                                         14
Química Analítica Qualitativa                                                          Ácido-Base

2. Materiais e Reagentes
   Fenolftaleína 1%           Uma estante com doze tubos de ensaios
   Papel indicador            Alaranjado de metila 1%
   Cronômetro                 Óxido de cálcio ou de bário
   Fita de Magnésio           Balões de borracha (5)
   Centrífuga                 Proveta de 25mL
   Anidrido acético           Solução 1,0mol/L de HCl, H3PO4, H2SO4, CH3COOH, H2C2O4
   Amostras (sugestões): vinagre, vinho branco, leite, refrigerante tipo guaraná, suco,
    detergente, bicarbonato de sódio, leite de magnésia, limpador multi-uso.

3. Procedimento Experimental

3.1. Identificação do caráter ácido e básico na presença de indicadores e medida do pH
Enumere os tubos de ensaio conforme número de amostras disponíveis e coloque-os numa estante
de acordo com a Tabela 2. Meça o pH qualitativamente com papel indicador e em seguida adicione
duas gotas de solução indicadora de fenolftaleína a 1%. Observe e anote. Em seguida, em outros
tubos adicione duas gotas de solução de alaranjado de metila a 1%. Observe e anote. Interprete os
resultados.

3.2. Preparação de substâncias com caráter ácido e básico
Num tubo de ensaio, adicione uma pequena quantidade de óxido de bário ou óxido de cálcio. Em
seguida acrescente 4mL de água destilada. Agite e centrifugue. Separe o sobrenadante para outro
tubo de ensaio e neste verifique o pH qualitativamente. Em seguida, adicione 4 gotas de
fenolftaleína. Agite, observe, escreva a reação química na Tabela 3.
Em outro tubo de ensaio, adicione 2mL de água destilada e uma pequena quantidade de anidrido
acético e centrifugue. Meça o pH e adicione 4 gotas de alaranjado de metila. Agite, observe, escreva
a reação química na Tabela 3.

3.3. Força dos Ácidos
Nesta experiência, poderemos diferenciar os ácidos através de sua força. Cada grupo deverá realizar
o ensaio com um ácido e comparar o resultado com os colegas.
Numa proveta de 25mL adicione na capela, 25mL da solução 1,0mol/L do ácido (HCl, H3PO4,
H2SO4, CH3COOH, H2C2O4).
Num balão de borracha, coloque um pedaço de fita de magnésio (cerca de 5cm). Adapte-o na boca
da proveta sem deixar cair o magnésio (amacie rapidamente o balão de borracha previamente). Zere
o cronômetro, deixe a fita de magnésio cair dentro da proveta, agite lentamente e acione o
cronômetro. Marque o tempo, observando a altura do balão até o término da reação.

6. Referências Bibliográficas
TRINDADE, D. R.; OLIVEIRA, F. P.; BANUTH, G. S. L.; BISPO, J. G. Química básica
experimental. 2ª edição. São Paulo: Editora Ícone, 1998.


                                                                                                    15
Química Analítica Qualitativa                                                                 Ácido-Base



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG


 Nomes:
 Aula:       Ácido-Base                                                           Data:


Tabela 2: Resultados do comportamento ácido-base e medida do pH qualitativa
 Tubo        Amostra       pH    Fenolftaleína (Faixa de    Tubo        Amostra      Alaranjado de Metila
                                 viragem de cor pH 8,3-                             Faixa de viragem de cor
                                          10,0)                                           pH 2,9-4,6)
   1                                                            6
   2                                                            7
   3                                                            8
   4                                                            9
   5                                                         10
Tabela 3: Resultados da preparação de ácidos e bases
   11
                CaO + H2O
                O que aconteceu após adição de fenolftaleína?

                Qual o pH do sobrenadante?

   12
                 C4H6O3 + H2O
                 O que aconteceu após adição de alaranjado de metila?

                 Qual o pH?

Resultados de Força dos Ácidos
    Ácido                                    Reação Química                                 Tempo (min)
       HCl

   H3PO4

   H2SO4

 CH3COOH

   H2C2O4

 Coloque os ácidos em ordem crescente de força e explique.




                                                                                                           16
Química Analítica Qualitativa                                  Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão




              1    Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão


1. Introdução e Objetivos
      Quando se dissolvem sais na água, nem sempre a solução se apresenta neutra, A razão é que
alguns sais reagem com água, ocorrendo hidrólise. Como conseqüência, íons H+ ou OH- ficam em
excesso na solução, tornando-a ácida ou básica, respectivamente.
      Os sais derivados de ácidos e bases fortes quando dissolvidos em água, apresentam pH
neutro, pois nem os ânions e nem os cátions combinam-se com a água, não alterando o seu
equilíbrio de dissociação. Exemplo:
                                       NaCl ( s )  H 2 O  Na(aq)  Cl (aq)
      Os sais derivados de ácidos fracos e bases fortes quando dissolvidos em água, produzem uma
solução de caráter alcalino, ou seja, pH maior que 7,0. Isso é decorrente do fato do ânion combinar-
se com os íons hidrogênio proveniente da dissociação da água, formando um ácido fraco levemente
dissociado e deixando íons hidroxila livres em solução. Exemplo:
                                NaCH 3COO( s )  H 2 O  Na(aq)  CH 3COO(aq)

                                 CH 3COO(aq)  H 2 O  CH 3COOH  OH (aq)
      Esta última equação é o equilíbrio global do ânion. De um modo geral, podemos escrever a
seguinte equação: A   H 2 O  HA  OH 
      A constante de equilíbrio desse processo é denominada constante de hidrólise e pode ser
                     [ HA][OH  ]
expressa como: k h               .
                         [ A ]
       A concentração da água pode ser considerada constante. Quanto maior o valor de kh, maior
será o pH da solução, ou seja, mais alcalina.
      A constante de hidrólise está relacionada com a constante de dissociação do ácido fraco e
                                      k     [ HA][OH  ]
portanto, pode-se escrever como: k h  w 
                                      ka        [ A ]
      O grau de hidrólise (x) pode ser definido como a fração de cada molécula do ânion
hidrolisado no equilíbrio. Se a concentração total do ânion, isto é, do sal for representado por c e o
                                                                                 cx 2
grau de hidrólise por x, a constante de hidrólise pode ser expressa como: k h 
                                                                                 1 x
                                                                                                 2
                                                                                          kh   kh    k
       Rearranjado a equação, podemos expressar o grau de hidrólise por: x                     2
                                                                                                     h
                                                                                          2c   4c     c

                                                                                                             kh
       Se o valor de x for baixo ( 2 a 5%), a equação pode ser reduzida a: k h  x 2 c , donde x 
                                                                                                             c
       A concentração hidrogeniônica de uma solução obtida pela dissociação de c moléculas por
litro de sal derivado de um ácido fraco e base forte pode ser calculada pela seguinte expressão:
                                                       1       1
                                           pH  7       pk a  log c
                                                       2       2

                                                                                                                 17
Química Analítica Qualitativa                             Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão

      Os sais derivados de ácidos fortes e bases fracas quando dissolvidos em água, produzem uma
solução de caráter ácido, ou seja, pH menor que 7,0. O cátion do sal combina-se com os íons
hidroxila proveniente da dissociação da água, formando uma base fraca levemente dissociada e
liberando íons hidrogênio livres em solução. O equilíbrio global de hidrólise pode ser expresso por:
                                      M (aq)  H 2 O  MOH  H (aq)

                                                                                   k w [ MOH ][H  ]
       A constante de hidrólise desse equilíbrio pode ser expressa como: k h                       .
                                                                                   kb     [M  ]
O grau de hidrólise (x) para o sal de uma base fraca monovalente em função da constante de
                                         x 2c
hidrólise pode ser expresso como: k h        .
                                        1 x
                                                                            kh
       Se x é pequeno (2 a 5%) a equação pode ser reduzida para: x 
                                                                            c
       A concentração hidrogeniônica de uma solução obtida pela dissociação de c moléculas por
litro de sal derivado de um ácido forte e base fraca pode ser calculada pela seguinte expressão:
                                                   1       1
                                        pH  7      pk b  log c
                                                   2       2
      No caso de sais derivados de ácidos e bases fracas o processo de hidrólise é mais complexo.
A hidrólise do cátion produz à formação de uma base não dissociada, enquanto que o ânion produz
um ácido fraco. Os íons hidrogênio e hidroxila formados recombinam-se parcialmente formando
água.
       Dependendo dos valores das constantes de dissociação, três situações podem ocorrer:
1. Se ka>kb, a solução será ácida;
2. Se ka<kb, a solução será alcalina;
3. Se ka=kb, a solução será neutra.
                                                                 kw
       A constante de hidrólise pode ser expressa por: k h 
                                                               ka  kb
       A concentração hidrogeniônica de uma solução obtida pela dissociação de c moléculas por
litro de sal derivado de um ácido e base fraca pode ser calculada pela seguinte expressão,
                                                                                  k
principalmente se os valores de ka e kb não forem diferentes demais. [ H  ]  k w a
                                                                                  kb
      No curso de uma análise química, às vezes, é necessário ajustar a concentração
hidrogeniônica em um determinado valor e mantê-la constante no decorrer da análise. Tal ajuste se
faz com o auxílio de soluções-tampão ou soluções reguladoras. Estas soluções, geralmente, são
formadas pela mistura de um ácido fraco e seu sal ou de uma base fraca e seu sal. A concentração
hidrogeniônica pode ser calculada baseando-se no equilíbrio químico das soluções.
      No caso de uma solução de tampão ácido a concentração hidrogeniônica pode ser calculada
pela seguinte expressão:
                   Cs
pH  pk a  log       , onde pk a   log k a e Cs é a concentração do sal e Ca é a concentração do
                   Ca
ácido fraco.


                                                                                                            18
Química Analítica Qualitativa                            Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão

       Do mesmo modo, se o tampão for de uma solução básica a concentração hidrogeniônica pode
ser calculada pela seguinte expressão:
                        Cs
pH  14  pk b  log       , onde pk b   log k b e Cs é a concentração do sal e Cb é a concentração da
                        Cb
base fraca.
      Esta aula tem como objetivos realizar experimentos para avaliar o pH de soluções salinas e
variação do pH quando se altera o equilíbrio ácido-base, assim como o estudo de soluções tampão.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com dez tubos de ensaios            Ácido acético 4,0 mol/L
   Papel indicador                                  Hidróxido de amônio 6,0 mol/L
   Acetato de sódio 1,0 mol/L                       Cloreto de sódio 0,1 mol/L
   Cloreto de amônio 4,0 mol/L                      Ácido clorídrico 0,1 mol/L
   Acetato de amônio 4,0 mol/L                      Hidróxido de sódio 0,1 mol/L


3. Procedimento Experimental
3.1. Efeito do íon comum em equilíbrio ácido-base
Tubo 1: Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de água destilada. Meça o pH com papel
indicador. Em seguida adicione 5 gotas de ácido acético 4,0 mol/L e meça o pH da solução.
Adicione lentamente, com agitação, algumas gotas de solução acetato de sódio de 1,0 mol/L. Leia o
valor de pH.
Tubo 2: Adicione em um tubo de ensaio 10 gotas de água destilada. Adicione 5 gotas de hidróxido
de amônio 6,0 mol/L e meça o pH da solução. Anote o valor. Adicione lentamente, com agitação,
algumas gotas de solução 4,0 mol/L de cloreto de amônio. Leia novamente o valor de pH.
Escreva as equações dos equilíbrios envolvidos nestes ensaios e interprete os resultados observados
em termos de deslocamento de equilíbrio.

3.2. pH de soluções salinas
Tubo 3: Adicione 20 gotas de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L. Meça o pH.
Tubo 4: Adicione num tubo de ensaio 20 gotas de solução de cloreto de amônio 4,0 mol/L. Meça o
pH da solução com papel indicador.
Tubo 5: Adicione num tubo de ensaio 20 gotas de solução de acetato de sódio 1,0 mol/L. Meça o
pH da solução com papel indicador.
Tubo 6: Adicione num tubo de ensaio 20 gotas de solução de acetato de amônio 4,0 mol/L. Meça o
pH da solução com papel indicador.

3.3. Solução-tampão
Tubo 7: Em um tubo de ensaio misture 20 gotas de solução de hidróxido de amônio 6mol/L e 30
gotas de solução de cloreto de amônio 4,0 mol/L. Misture e verifique o pH da solução. Adicione
uma gota de solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico, agite a solução e verifique o pH. Adicione mais
uma gota do ácido e verifique novamente o pH.

                                                                                                           19
Química Analítica Qualitativa                        Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão

Tubo 9: Em outro tubo de ensaio misture 20gotas de solução de hidróxido de amônio 6 mol/L e
30gotas de solução de cloreto de amônio 4 mol/L. Misture e verifique o pH da solução. Adicione
uma gota de solução 0,1 mol/L de hidróxido de sódio, agite a solução, e verifique o pH. Adicione
mais uma gota da base e verifique novamente o pH.

4. Referência Bibliográfica
MAHAN, B.M.; MYERS, R.J. Química: um curso universitário. São Paulo: Editora Edgar Blücher,
1997.
VOGEL, A. I, Química analítica qualitativa. 5a ed. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.




                                                                                                       20
Química Analítica Qualitativa                               Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química - UCG

 Nomes:
 Aula:      Efeito do Íon Comum, Hidrólise e Solução Tampão                       Data:
Resultados dos ensaios sobre o efeito do íon comum em equilíbrio ácido-base
   1
                H2O
                                          H2O + C2H4O2                       H2O + C2H4O2 + NaC2H3O2
                pH=
                                          pH=                                pH=

O que aconteceu com o pH do meio? Explique em termos do efeito do íon comum (acetato):
Escreva as equações dos equilíbrios.

   2
                H2O
                                          H2O + NH4OH                        H2O + NH4OH + NH4Cl
                pH=
                                          pH=                                pH=

O que aconteceu com o pH do meio? Explique em termos do efeito do íon comum (amônio). Escreva as
equações dos equilíbrios.

Resultados do pH de soluções salinas
   3
                NaCl
                pH=
                Explique:
   4                                                1       1
                NH4Cl           Cálculo: pH  7      pk b  log c (dados: Kb=1,8x10-5 e C=4,0 mol/L)
                pH=                                 2       2


   5                                                1       1
                NaC2H3O2        Cálculo: pH  7      pk a  log c (dados: Ka=1,75x10-5 e C=1,0 mol/L)
                pH=                                 2       2


   6
                NH4C2H3O2
                pH=
                Explique:

Resultados de solução-tampão
  7
              NH4OH + NH4Cl
              pH=
              Qual foi o pH após adição de HCl? Explique.
              Qual o pH teórico da solução tampão?

  8
              NH4OH + NH4Cl
              pH=
              Qual foi o pH após adição de NaOH? Explique
              Qual o pH teórico da solução tampão?


                                                                                                              21
Química Analítica Qualitativa                                                            Produto de Solubilidade




                                 1    Produto de Solubilidade


1. Introdução e Objetivos
       Quando se agita um eletrólito pouco solúvel (BA) em água até resultar uma solução saturada,
se estabelece um equilíbrio entre a fase sólida e os respectivos íons em solução.
                                     BA(s)              B+(aq) +A-(aq)
       Para uma situação de temperatura fixa, a constante de equilíbrio é dada por:
                                                        
                                                  aB  a A
                                               K
                                                    aBA
       Como a atividade de um sólido é por convenção igual à unidade (aBA=1), tem-se que:
                                             a B   a A  K PS
       Onde KPS é a constante do produto de solubilidade termodinâmico.
      Para um eletrólito pouco solúvel do tipo BxAy, o equilíbrio entre a fase sólida e os íons na
solução saturada é dado por:
                                     BxAy                  xB+ + yA-
                           A expressão do produto de solubilidade será, então:

                                        K PS  (a B ) x  (a A ) y
      De acordo com esta expressão, em uma solução de um eletrólito em equilíbrio com a fase
sólida, o produto das atividades das espécies iônicas, elevadas às potências apropriadas conforme a
equação estequiométrica, é uma constante para uma determinada temperatura, independentemente
da força iônica da solução.
      Tomando a atividade de cada espécie iônica como igual ao produto da concentração molar e
do coeficiente de atividade respectivo, obtém-se a seguinte expressão:

                                 K PS  [B  ]x [ A ] y ( f B ) x ( f A ) y
       Quando o eletrólito é apenas fracamente solúvel e a solução saturada não contém íons
distintos em concentrações capazes de afetar as atividades, a força iônica do meio é muito baixa e,
portanto:   f B   f A   1 . Então, a equação reduz-se à forma aproximada:

                                          K PS  [ B  ] x [ A  ] y
      Experimentalmente, foram determinados os produtos de solubilidade de um grande número
de compostos. Esta constante pode ser calculada a partir da solubilidade e vice-versa.
       Seja S a solubilidade molar de um composto BxAy, então observa-se que: [B+]=xS e [A-]=yS.
Substituindo na expressão de KPS, temos:
                                                                                            1
                                                                    K PS        K        x y
K PS  x x y y S x  y , que pode ser escrita na forma: S  x  y              x PSy
                                                                               x y
                                                                                         
                                                                                         
                                                                    xx y y              

                                                                                                                   22
Química Analítica Qualitativa                                                Produto de Solubilidade

      Esta aula tem como objetivo determinar o produto de solubilidade do PbCl2 à temperatura
ambiente e a 40°C, a partir do valor de sua solubilidade.

2. Materiais e Reagentes
   Dois béqueres de 50mL                             Solução saturada de cloreto de chumbo
   Espátulas                                         PbCl2 P.A. (sólido)
   Chapa elétrica                                    Balança analítica
   Duas cápsulas de porcelana taradas a 105°C        Dessecador com sílica gel
   Proveta de 50mL                                   Pipeta volumétrica de 20mL
   Pinça metálica                                    Termômetro digital


3. Procedimento Experimental
3.1. À temperatura ambiente
Em dois béqueres de 50mL, adicione cerca de 40mL de solução saturada de cloreto de chumbo (II).
Adicione uma pequena quantidade de PbCl2 (sólido) a cada um dos dois béqueres a fim de se obter
um sistema heterogêneo. Meça a temperatura das soluções.
Pese uma cápsula de porcelana (mc), previamente seca e tarada a 105°C e anote a massa na Tabela
de resultados.
Transfira com uma pipeta volumétrica, 20,0mL da parte do sobrenadante da solução saturada de
cloreto de chumbo (II), para a cápsula de porcelana.
Aqueça cuidadosamente a solução até completa secura. Cuidado para não perder amostra. Esfrie
num dessecador até alcançar o equilíbrio térmico (temperatura ambiente).
Pese novamente a cápsula (mc+a) e anote na tabela de resultados.


3.2. À temperatura de 40°C
Aqueça o outro béquer com a solução em equilíbrio com PbCl2 até 40°C. Repita o procedimento
anterior a partir do terceiro parágrafo.


4. Referências Bibliográficas
TRINDADE, D. R.; OLIVEIRA, F. P.; BANUTH, G. S. L.; BISPO, J. G. Química básica
experimental. 2ª edição. São Paulo: Editora Ícone, 1998.
HARRIS, D. C. Análise Química Quantitativa. 5ª edição. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e
científicos, 2001.




                                                                                                       23
Química Analítica Qualitativa                                                     Produto de Solubilidade



                 Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química - UCG

 Nomes:
 Aula:      Produto de Solubilidade                                              Data:


Resultados do produto de solubilidade
                     Temperatura Ambiente (°C)                                  40°C
Grupo       Massa da      Massa da cápsula     Massa da      Massa da     Massa da cápsula        Massa da
           cápsula (g)    com amostra (g)     amostra (g)   cápsula (g)   com amostra (g)        amostra (g)
    1
    2
    3
    4
    5


Resultados dos cálculos do produto de solubilidade
                         25°C                Temperatura Ambiente (°C)                    40°C
Grupo        S (mol/L)          KPS          S (mol/L)           KPS          S (mol/L)            KPS
    1
    2
    3
    4
    5


Cálculos
1. Calcule a solubilidade do PbCl2 a 25°C, sabendo-se que o KPS = 1,7x10-5.
2. Com a massa dos resíduos (massa da amostra de PbCl2) calcular a solubilidade (s) em mol/L do cloreto de
chumbo na temperatura ambiente e a 40º C. Sabendo-se que a massa molecular é igual a 278,2g/mol.
3. Com a equação a seguir, substituindo x = 1 e y = 2 e s pelos valores calculados dos dados experimentais,
calcule o valor do KPS na temperatura ambiente e a 40º C.
                 1
     K  x y
S   x PSy 
    x y 
           
3. Compare os valores experimentas (solubilidade e KPS) com o calculado na questão 1. Se possível
determine o erro relativo da medida.




1

                                                                                                            24
Química Analítica Qualitativa                                                                      Precipitação Seletiva




                                        1    Precipitação Seletiva

1. Introdução e Objetivos
         Os íons cloreto (Cl-), brometo (Br-) e iodeto (I-) formam sais pouco solúveis com soluções de
prata.
                                            Ag  ( aq)  Cl  ( aq)  AgCl( s )

                                            Ag  ( aq)  Br  ( aq)  AgBr( s )

                                             Ag  ( aq)  I  ( aq)  AgI( s )
      Os três sais são sólidos e apresentam diferenças nas suas solubilidades como se pode observar
na Tabela 1.
Tabela 1: Constante de produto de solubilidade e de solubilidade de sais
      Sal                         KPS                              Solubilidade (mol/L)           Solubilidade (g/mol)
     AgCl                       1,6x10-10                                 1,3x10-5                      1,8x10-6
     AgBr                       5,0x10-13                                 7,1x10-7                      1,3x10-7
     AgI                        8,5x10-19                                 9,2x10-9                      2,2x10-9


       O cloreto de prata (AgCl) é um sólido branco, floculento, insolúvel em água e em ácido
nítrico diluído, mas solúvel em solução diluída de amônia.
                                            Ag  ( aq)  Cl  ( aq)  AgCl( s )

                                     AgCl( s )  2NH 3  [ Ag( NH 3 ) 2 ]  Cl 
      O cloreto de prata, diferentemente do brometo de prata e iodeto de prata, reage com solução
de arsenito de sódio formando arsenito de prata amarelo.
                            3AgCl  Na3 AsO3 ( aq)  Ag3 AsO3 ( aq)  3NaCl( aq)

      Um ensaio específico para identificar cloreto é o da formação de cloreto de cromila
(CrO2Cl2). Neste ensaio o íon cloreto reage com o dicromato de potássio em meio ácido liberando
vapores de cor vermelha intensa de cloreto de cromila.
                                                  
                           4Cl  ( aq)  Cr2 O7       ( aq )    6H   CrO2 Cl 2( g )  3H 2 O
     Os gases liberados reagem com uma solução de hidróxido de sódio e formam uma solução
amarela de cromato de sódio.
                         CrO2 Cl 2( g )  4OH  ( aq)  2Cl  ( aq)  CrO4  ( aq)  2H 2 O
                                                                         2



      O íon cromato pode ser identificado acidulando-se a solução com ácido sulfúrico diluído,
adição de álcool amílico e solução de peróxido de hidrogênio. A camada orgânica torna-se azul.
                                    2CrO4(aq)  2H  ( aq)  Cr2 O7(aq)  H 2 O
                                        2                          2



                                CrO4  ( aq)  2H  ( aq)  3H 2 O  CrO5 ( s )  5H 2 O
                                   2




                                                                                                                           25
Química Analítica Qualitativa                                                                 Precipitação Seletiva

      O brometo de prata (AgBr) é um sólido floculento, amarelo-pálido, escassamente solúvel em
solução de amônia diluída, mas muito solúvel em solução de amônia concentrada. O precipitado
também é solúvel em soluções de cianeto de potássio e tiossulfato de sódio.
                                           Ag  ( aq)  Br  ( aq)  AgBr( s )

                                    AgBr( s )  2NH 3  [ Ag( NH 3 ) 2 ]  Br 

                                     AgBr( s )  2CN   [ Ag(CN ) 2 ]  Br 

                                   AgBr s )  2S 2 O3   [ Ag(S 2 O3 ) 2 ]3  Br 
                                       (
                                                    2



     Um ensaio específico para identificar brometo é com água de cloro, pois reage formando
bromo livre de cor vermelho-laranja.
                                      Cl 2( g )  2Br  ( aq)  Br2( g )  2Cl  ( aq)
       O bromo é identificado pela cor amarelo pardo quando se difunde no clorofórmio ou
tetracloreto de carbono. Após um período de repouso forma-se uma solução marrom avermelhada
abaixo da camada aquosa incolor. Com excesso de água de cloro, o bromo converte-se em
monocloreto de bromo amarelo ou em ácido hipobromoso ou ácido brômico incolores, resultando
numa solução amarelo-pálida ou incolor. Este ensaio serve para distinguir brometo de iodeto.
                                         2Br  ( aq)  Cl 2( g )  Br2( g )  2Cl 

                                              Br2 ( g )  Cl 2 ( g )  2 BrCl

                                Br2( g )  Cl 2( g )  2H 2 O  2OBr   2Cl   4H 
                                                                        
                           Br2( g )  5Cl 2( g )  6H 2 O  2BrO3  10Cl   12H 
      O iodeto de prata (AgI) é um sólido floculento, amarelo, facilmente solúvel em solução de
cianeto de potássio e tiossulfato de sódio, ligeiramente solúvel em solução de amônia concentrada e
insolúvel em ácido nítrico diluído.
                                             Ag  ( aq)  I  ( aq)  AgI( s )

                                      AgI( s )  2CN   [ Ag(CN ) 2 ]  I 

                                    AgI( s )  2S 2 O3   [ Ag(S 2 O3 ) 2 ]3  I 
                                                     2



      Um ensaio específico para identificar iodeto é a reação com o nitrito de sódio. Nesta reação
ocorre liberação de iodo que pode ser identificado pela formação de uma solução azul por meio de
uma solução de amido.
                                                  
                                   2 I   2 NO 2  4 H   I 2  2 NO  2 H 2 O
      Nesta análise serão estudados procedimentos de separação e identificação dos íons cloreto,
brometo e iodeto por meio de precipitação seletiva e ensaios específicos para a identificação de
cada íon.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com dez tubos de ensaios                         Nitrato de prata 0,1mol/L
   Cloreto de sódio 0,1mol/L                                    Brometo de potássio 0,1mol/L
   Iodeto de potássio 0,1mol/L                                  Ácido nítrico 1,0mol/L
                                                                                                                      26
Química Analítica Qualitativa                                                  Precipitação Seletiva


   Centrífuga e caneta de retroprojetor            Hipoclorito de sódio 2%
   Carbonato de amônio 1,0mol/L                    Hidróxido de amônio diluído (0,1mol/L)
   Arsenito de sódio P.A e 0,1mol/L                Ácido sulfúrico P.A.
   Papel de filtro com amido 2%                    Ácido clorídrico 3,0 mol/L
   Nitrito de sódio P.A.                           Clorofórmio P.A.


3. Procedimento Experimental
3.1. Separação dos íons cloreto, brometo e iodeto
Tubo1: Misture num tubo de ensaio as soluções dos íons cloreto, brometo e iodeto 0,1mol/L (cerca
de 10 gotas de cada). Acidule com 5 gotas de ácido nítrico 1,0 mol/L e adicione em excesso nitrato
de prata 0,1mol/L (30 gotas). Observe se ocorre formação de sólido. Centrifugue e separe o
sobrenadante para o tubo 2 (rejeite-o).
No tubo 1, adicione cerca de 20 gotas de carbonato de amônio 1,0mol/L. Agite, centrifugue e separe
o sobrenadante para o tubo 3 (guarde-o). Nesta etapa um dos precipitados sofrerá dissolução.
No tubo 1 adicione gota a gota hidróxido de amônio 0,1mol/L. Agite e centrifugue. Separe o
sobrenadante para o tubo 4 (guarde-o). Nesta etapa outro precipitado sofrerá dissolução.
Se após centrifugação no tubo 1 existir um sólido amarelo, isto indica a presença de IODETO.
Tubo 3: Acidule gota a gota com ácido nítrico diluído até observar a formação de um sólido. Caso
forme um sólido branco, é indicativo de CLORETO.
Tubo 4: Acidule gota a gota com ácido nítrico diluído até observar formação de um sólido. Caso
forme um sólido branco-amarelado, é indicativo de BROMETO.

3.2. Identificação dos íons separadamente
Cloreto (Cl-)
Adicione num tubo de ensaio 5 gotas de cloreto de sódio 0,1 mol/L. Em seguida acidule com ácido
nítrico diluído (3 gotas) e adicione 5 gotas de AgNO3 0,1 mol/L (teste qualitativo para cloreto).
Centrifugue e separe o sobrenadante para outro tubo de ensaio (rejeite-o). Ao precipitado, adicione
solução de arsenito de sódio 0,1mol/L. Observe e escreva as reações.
Iodeto (I-)
Num tubo de ensaio adicione 10 gotas de iodeto de potássio 0,1mol/L, acidifique com duas gotas de
ácido sulfúrico concentrado e adicione uma pequena quantidade de nitrito de sódio sólido. Agite e
divida em dois tubos. No primeiro tubo, coloque na parte superior do tubo um pedaço de papel de
filtro de aproximadamente 2cm2, umedecido com solução de amido 3%. Observe. No segundo tubo,
adicione na capela, gota a gota, clorofórmio P.A. Observe e escreva as reações.
Brometo (Br-)
Num tubo de ensaio adicione 20 gotas de brometo de potássio 0,1mol/L, acidifique com algumas
gotas de ácido nítrico diluído e na capela adicione 5gotas de clorofórmio. Em seguida, gota a gota,
adicione solução de hipoclorito de sódio 2% recentemente preparada. Observe.


4. Referência
VOGEL, A. I, Química analítica qualitativa. 5a ed. São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.

                                                                                                       27
Química Analítica Qualitativa                                                           Precipitação Seletiva



                 Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 - Licenciatura em Química - UCG

 Nomes:
 Aula:  Precipitação seletiva                                                       Data:
Resultados da Separação dos Íons Cloreto, Brometo e Iodeto
                          Qual a função da adição de HNO3?
                          O que acontece após adição de AgNO3?
    Tubo 1
                          Escreva as reações.


   Resíduo do
                          Adição de (NH4)2CO3. Qual precipitado solubiliza?
  tubo 1, após
                          Escreva a reação.
    primeira
 centrifugação
   Resíduo do
  tubo 1, após          Adição de NH4OH. Qual precipitado solubiliza?
    segunda             Escreva a reação.
 centrifugação

 Sobrenadante
                          Adição de HNO3. O que ocorre?
   (Tubo 3)


   Resíduo do
                          Qual o precipitado formado?
  tubo 1, após
    terceira
 centrifugação
 Sobrenadante
                          Adição de HNO3. O que ocorre?
   (Tubo 4)



Resultados da identificação dos íons
    Cloreto
     (Cl-)              O que ocorre após adição de HNO3 e AgNO3? Qual a reação?

                        O que ocorre após adição de arsenito de sódio? Qual a reação?


                                       O que ocorre no sistema?
                       H2SO4
                       +
       I-              NaNO2           Escreva a reação:
                         KI

                     Papel de filtro
  Divisão de         umedecido                                                  O que ocorre no tubo?
                                        O que ocorre no tubo?       CHCl3
    iodeto
                                        Escreva a reação:                       Escreva a reação:
                           Solução                                    Solução


                      HNO3             O que ocorre no sistema?
                       +
                      NaClO
                        +
      Br-             CHCl3            Escreva a reação:
                        KBr



                                                                                                                28
Química Analítica Qualitativa                               Equilíbrios de Precipitação e Complexação




                    1    Equilíbrios de Precipitação e Complexação


1. Introdução e Objetivos
      Um grande número de reações utilizadas em análise química envolve a formação de
precipitados e de complexos.
       Um precipitado é uma substância que se separa de uma solução formando uma fase sólida. O
precipitado pode ser cristalino ou coloidal e pode ser removido da solução por filtração ou
centrifugação. Forma-se um precipitado quando a solução se torna supersaturada com uma
substância em particular. A solubilidade (S) de um precipitado é, por definição, igual à
concentração molar da solução saturada. A solubilidade depende de vários fatores, tais como,
temperatura, pressão, concentração de outros materiais na solução e da composição do solvente.
      Um íon complexo (ou molécula) consta de um átomo central (íon) e vários ligantes
intimamente acoplados a ele. As quantidades relativas desses componentes num complexo estável
seguem uma estequiometria bem definida. O átomo central pode ser caracterizado pelo número de
coordenação, ou seja, um número inteiro, que indica o número de ligantes monodentados, que
podem formar um complexo estável com um átomo central. Na maioria dos casos, o número de
coordenação é 6 (como no caso de Fe2+, Fe3+, Zn2+, Cr3+, Co3+, Ni2+, Cd2+), às vezes 4 (para o Cu2+,
Cu+, Pt2+), podendo ainda ocorrer o número de coordenação 2 (para Ag+) e 8 (para alguns íons do
grupo da platina). Dessa forma, esta aula tem como objetivo realizar reações químicas que
envolvem equilíbrios de precipitação e de complexação de alguns cátions em meio fortemente e
fracamente alcalino.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com dez tubos de ensaios            Nitrato de prata 0,1mol/L
   Nitrato de chumbo 0,1mol/L                      Nitrato de zinco 0,1mol/L
   Nitrato de cobre 0,1mol/L                       Hidróxido de sódio 1,0mol/L
   Hidróxido de amônio 1,0mol/L                    Nitrato de ferro 0,1mol/L


3. Procedimento Experimental
Enumere os tubos de ensaio de 1 a 10. Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas da solução do
cátion, conforme tabela de resultados. Adicione lentamente algumas gotas da solução de NaOH
1,0mol/L (no máximo 5) e observe. Em seguida, no mesmo tubo adicione excesso desta mesma
solução (até 20 gotas) e observe. Anote os dados na tabela de resultados.
Repita o mesmo procedimento com solução de NH4OH 1,0mol/L. Observe a formação de
precipitado, sua coloração e seu aspecto físico. Em seguida verifique se este é insolúvel no excesso
de reagente (IE) ou se ocorre a sua solubilização por formação de complexos (hidroxi complexos ou
Amin complexos). Escreva as reações químicas.

4. Referência
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, 5ª ed., São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
BACCAN, N.; GODINHO, O.E.S.; ALEIXO, L.M.; STEIN, E. Introdução à Semimicroanálise
Qualitativa. 6ª ed., Campinas: Editora da Unicamp, 1995.

                                                                                                        29
Química Analítica Qualitativa                                       Equilíbrios de Precipitação e Complexação



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG
 Nomes:
 Aula:  Reações de Complexação e Precipitação                                        Data:
OBS.: Anotar todas as observações, tais como, coloração, formação de precipitados, desprendimento de gás, mudança
de temperatura e outros.
Resultados das reações de precipitação e complexação com base forte
  Tubo                                          Reações com NaOH 1,0mol/L
                            Algumas gotas                                    Excesso de gotas
  1- Ag+



  2- Pb2+



 3- Cu2+



  4- Fe3+



 5- Zn2+



Resultados das reações de precipitação e complexação com base fraca
  Tubo                                          Reações com NH4OH 1,0mol/L
                                Algumas gotas                                Excesso de gotas
        +
  6- Ag



  7- Pb2+



 8- Cu2+



  9- Fe3+



 10- Zn2+




                                                                                                                30
Química Analítica Qualitativa                                          Equilíbrios de Oxidação-Redução




                            1   Equilíbrios de Oxidação-Redução

1. Introdução e Objetivos
      As reações que ocorrem com transferência de elétrons são chamadas de óxido-redução
(redox). As substâncias que perdem elétrons são chamadas de agentes redutores ou simplesmente
redutores e as que recebem elétrons, chamam-se agentes oxidantes.
      A oxidação é um processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelos átomos de um
elemento. O termo oxidação refere-se a qualquer transformação química onde haja um aumento do
número de oxidação (nox) de uma substância. Por exemplo, quando o gás hidrogênio reage para
formar água, o nox dos átomos de hidrogênio passa de zero (0) para mais um (+1), diz-se então que
o hidrogênio sofreu uma oxidação.
      A redução é, por sua vez, um processo que resulta em ganho de um ou mais elétrons pelos
átomos de um elemento. Quando um elemento está sendo reduzido, seu estado de oxidação altera-se
para valores negativos ou menos positivos. O agente de redução é conseqüentemente aquele que
perde elétrons e que se oxida no processo.
      Emprega-se o termo redução sempre que ocorre diminuição do nox. Por exemplo, quando o
oxigênio reage para formar água, seu nox passa de zero (0) para menos dois (-2), como houve um
decréscimo do nox, diz-se que o oxigênio foi reduzido.
      Nos processos de óxido-redução, o aumento ou diminuição de nox é proveniente de uma
transferência de elétrons de um átomo a outro. O agente oxidante provoca a oxidação de uma
substância, sofrendo redução, enquanto que o agente redutor provoca a redução da outra substância,
reduzindo-se.
      Para uma substância sofrer oxidação ou redução, entra em jogo um tipo de energia
denominada potencial de oxidação ou potencial de redução, conforme o caso. Na Tabela 1 estão
apresentados alguns potenciais de redução de algumas substâncias químicas:

                    Tabela 1: Potencial de redução padrão de algumas espécies químicas
                            Semi-reação de Redução                            E0 (V)
                             F2(g) + 2H+ +2e-  2HF-                          +3,060
                                 Cl2(g) +2e-  2Cl-                           +1,359
                        Cr2O72- + 14H+ 6e-  2Cr3+ + 7H2O                     +1,330
                                Br2(aq) +2e-  2Br-                           +1,087
                         NO3- + 3H+ + 2 e- HNO2 + H2O                        +0,940
                                   Ag+ + e- Ag                               + 0,799
                                  Fe3+ + e- Fe2+                             + 0,771
                                Cu2+ + 2 e- Cu(s)                            + 0,337
                        SO4 + 4H+ + 2 e- H2SO3 + H2O
                            2-
                                                                              +0,172
                               S4O62- + 2e-  2S2O32-                         +0,080
                                  2H+ + 2 e- H2                               0,000
                                Fe2+ + 2 e- Fe(s)                            - 0,440
                          2CO2(g) +2H+ + 2e-  H2C2O4                         -0,490
                                 Zn2+ + 2e- Zn(s)                            -0,763
                                 Al3+ + 3e- Al(s)                            -1,662
                                Mg2+ + 2e- Mg(s)                             -2,363
                                  Na+ + e- Na(s)                             - 2,714


                                                                                                         31
Química Analítica Qualitativa                                                    Equilíbrios de Oxidação-Redução

      Na prática, para verificar se uma espécie é oxidante, redutora ou indiferente, deve-se fazê-la
reagir com um oxidante característico e com um redutor característico, os quais devem sofrer
variação de cor ao reagir ou originar produtos de fácil reconhecimento ou identificação.
    Um oxidante característico é o íon permanganato (MnO4-), que apresenta coloração violeta.
Em meio ácido e na presença de um agente redutor é transformado em Mn2+ (incolor).
                        
                     MnO4  8H   5e   Mn 2   4 H 2 O                        E0=+1,51V
      Já um redutor característico é o íon iodeto (I-), incolor em meio aquoso, mas em meio ácido e
na presença de um agente oxidante é transformado em I2 (violáceo quando extraído com CHCl3;
torna azul a solução de amido; seu vapor é violáceo; o sólido é cinza e muito pouco solúvel em
água; a solução é amarelada ou acastanhada).
                                I 2 ( s)  2e   2 I              E0=+0,536V
        O cálculo do potencial de uma reação redox se dá pela diferença do potencial da espécie
reduzida pela espécie oxidada, isto é: E  E Re duzids  E Oxidade
                                         0    0             0
                                                                                      Eo >0,000V.
       Se a diferença for um número positivo, significa que a reação é termodinamicamente
favorável. Desta forma, esta aula tem como objetivo verificar se os íons SO42-, NO3-, Cl-, S2O32-,
Cr2O72-, Fe3+, Al3+, Mg2+, Cu2+, Zn2+ são oxidantes, redutores ou indiferentes, quando reagem com
soluções de permanganato e iodeto, por meio do cálculo da variação do potencial redox.


2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com vinte tubos de ensaio                    Permanganato de potássio 0,1mol/L
   Iodeto de potássio 0,1mol/L                              Nitrato férrico 0,1mol/L
   Nitrato ferroso 0,1 mol/L                                Papel alumínio picado
   Sulfato de sódio 0,1mol/L                                Fita de magnésio
   Dicromato de potássio 0,1mol/L                           Nitrato de sódio 0,1mol/L
   Ácido clorídrico 1,0 mol/L                               Nitrato de zinco 0,1mol/L
   Tiossulfato de sódio 0,1mol/L                            Ácido sulfúrico 1,0mol/L
   Sulfato de cobre 0,1mol/L                                Nitrato de magnésio 0,1mol/L


3. Procedimento Experimental
Enumere os tubos de ensaio de 1 a 20. Em cada tubo de ensaio coloque 10 gotas da solução do íon a
ser analisado ou um pequeno pedaço do material sólido (Al e Mg), 3 gotas de ácido sulfúrico 1,0
mol/L e 10 gotas de permanganato de potássio 0,1mol/L.
Repita o mesmo procedimento substituindo o permanganato de potássio por iodeto de potássio
0,1mol/L.


4. Referências Bibliográficas
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, 5ª ed., São Paulo: Editora Mestre Jou, 1981.
BACCAN, N.; GODINHO, O.E.S.; ALEIXO, L.M.; STEIN, E. Introdução à Semimicroanálise
Qualitativa. 6ª ed., Campinas: Editora da Unicamp, 1995.


                                                                                                                   32
Química Analítica Qualitativa                                                  Equilíbrios de Oxidação-Redução



                   Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG
 Nomes:
 Aula:  Reações de Oxidação-Redução                                                   Data:
Resultados das reações de oxidação-redução com KMnO4
Tubo                          Reação química equilibrada, ΔΕ0, Agente oxidante e Agente Redutor
  1          H+
              MnO4-




            SO42-


  2         H+
             MnO4-




            NO3-


  3          H+
              MnO4-




             Cl-

  4          H+
              MnO4-




             S2O32-

  5          H+
              MnO4-




             Cr2O72-


  6          H+
                  MnO4-




             Fe2+
  7          H+
                  MnO4-



             Al(s)

  8              H+
                   MnO4-



                 Mg(s)

  9           H+
                  MnO4-




              Cu2+

 10              H+
                   MnO4-



                 Zn2+


                                                                                                                 33
Química Analítica Qualitativa                                                Equilíbrios de Oxidação-Redução

Resultados das reações de oxidação-redução com KI
Tubo                        Reação química equilibrada, ΔΕ0, Agente oxidante e Agente Redutor
 11          H+

              I-

             SO42-

 12           H+

               I-

              NO3-
 13           H+

               I-

              Cl-
 14           H+

                  I-

               S2O32-

 15           H+

                  I-

              Cr2O72-

 16           H+

               I-

              Fe3+

 17          H+
               MnO4-



             Al(s)

 18           H+
               MnO4-



              Mg(s)

 19           H+

                  I-

              Cu2+
 20           H+

               I-

              Zn2+




                                                                                                               34
Química Analítica Qualitativa                                    Identificação dos Íons Ag+, Hg22+ e Pb2+




      1   Separação e Identificação dos Íons Prata, Mercúrio e Chumbo


1. Introdução e Objetivos
      Para fins de análise qualitativa sistemática, os cátions são classificados em cinco grupos,
tomando-se por base sua reatividade a determinados reagentes. Pelo emprego sistemático dos
reagentes de grupo, podemos tirar conclusões sobre a 1presença ou ausência de cátions e também
separar tais conjuntos para uma posterior análise.
      A classificação dos grupos baseia-se no modo como os catíons reagem a determinados
reagentes pela formação ou não de precipitados. A classificação dos íons é baseada nas diferenças
de solubilidade de seus cloretos, sulfetos e carbonatos. Os cinco grupos e suas características são
apresentados a seguir:
Grupo I - Os cátions deste grupo formam precipitados com ácido clorídrico diluído. Os íons deste
grupo são: chumbo, mercúrio (I) e prata.
Grupo II - Os cátions deste grupo não reagem com ácido clorídrico, mas formam precipitados com
ácido sulfídrico em meio ácido mineral diluído. Os íons deste grupo são: mercúrio (II), cobre,
bismuto, cádmio, arsênio (III), arsênio (V), antimônio (III), antimônio (V), estanho (II), estanho
(III) e estanho (IV). Os quatro primeiros formam o subgrupo II.A, e os seis últimos, o subgrupo
II.B. Enquanto os sulfetos dos cátions do grupo II.A são insolúveis em polissulfeto de amônio, os
do grupo II.B são solúveis.
Grupo III - Os cátions deste grupo não reagem nem com ácido clorídrico nem com ácido sulfídrico
em meio ácido mineral diluído. Todavia, formam precipitados com sulfeto de amônio em meio
neutro ou amoniacal. Os cátions deste grupo são: cobalto (II), níquel (II), ferro (III), cromo (III),
alumínio, zinco e manganês (II).
Grupo IV - Os cátions deste grupo não reagem nem com reagentes do grupo I, nem do II, nem do
III. Eles formam precipitados com carbonato de amônio na presença de cloreto de amônio em meio
neutro ou levemente ácido. Os catíons deste grupo são: cálcio, estrôncio e bário.
Grupo V - Os cátions comuns, que não reagem com nenhum dos reagentes dos grupos anteriores,
formam o último grupo, que inclui os íon magnésio, sódio, potássio, amônio, lítio e hidrogênio.
      Nesta aula serão estudados os cátions do primeiro grupo (chumbo, mercúrio e prata) por meio
de um estudo sistemático de reações por via úmida. O reagente do grupo será uma solução de ácido
clorídrico diluído 2,0mol/L, pois estes cátions formam cloretos insolúveis. O cloreto de chumbo,
porém, é ligeiramente solúvel em água e, por esta razão, o chumbo nunca é completamente
precipitado, quando se adiciona ácido clorídrico diluído à amostra.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com dez tubos de ensaio            Centrífuga
   Manta elétrica                                 Béquer de 300 mL
   Pisseta com água destilada                     Pipeta volumétrica de 5,0 mL
   Ácido clorídrico 2,0mol/L                      Nitrato de chumbo 0,05mol/L
   Cromato de potássio 0,1mol/L                   Iodeto de potássio 0,1mol/L
   Solução de HNO3 1,0 mol/L                      Nitrato mercuroso 0,05mol/L
   Nitrato de prata 0,1mol/L                      Hidróxido de amônio 6,0mol/L

                                                                                                            35
Química Analítica Qualitativa                                 Identificação dos Íons Ag+, Hg22+ e Pb2+

3. Procedimento Experimental
Enumere os tubos de ensaios de 1 a 10. Reserve um tubo para utilizá-lo como contra-peso.

 Tubo1: Meça 2,0 mL da amostra dissolvida (alíquota) e transfira para um tubo de ensaio.
 Adicione 20 gotas de solução de ácido clorídrico 2 mol/L. Se formar um precipitado, adicione
 mais 0,5 mL de ácido clorídrico, agite e centrifugue por 2 minutos a 2500 rpm. Transfira o
 sobrenadante para outro tubo de ensaio (Tubo 2).



 Resíduo:         Precipitado         Sobrenadante: Testar o sobrenadante com algumas gotas
 branco. Pode conter cloreto          de ácido clorídrico 2 mol/L. Se houver formação de
 de chumbo (PbCl2), cloreto           precipitado, juntar ao resíduo e centrifugar novamente,
 de prata (AgCl) e cloreto de         juntando os sobrenadantes. Este sobrenadante será usado
 mercúrio ( I ) (Hg2Cl2).             para análise dos grupos II, III, IV e V. Despreze-o.


 O precipitado pode conter PbCl2, AgCl e Hg2Cl2. Adicione 4 mL de água destilada fria ao tubo de
 ensaio, agite e leve ao banho-maria fervente por 2 minutos. Centrifugue a quente. Transfira o
 sobrenadante para outro tubo de ensaio (Tubo 3).




 Resíduo: Pode conter Hg2Cl2 e AgCl. Lave o               Sobrenadante: Pode conter Pb2+. Divida o
 precipitado com 1mL de água quente,                      sobrenadante em dois tubos.
 centrifugue e separe o sobrenadante (Tubo 5).
 Neste tubo, adicione 2 gotas de cromato de               Tubo 3: Adicione 5 gotas de solução de
 potássio. Se formar precipitado amarelo, repita a        K2CrO4. Se formar um precipitado amarelo
 lavagem do precipitado do tubo 1 (resíduo                (PbCrO4) confirma a presença de Pb2+.
 branco). Esse procedimento assegura a completa           Tubo 4: Adicione solução de KI (20 a 40
 remoção do Pb2+.                                         gotas). Se formar um precipitado amarelo
                                                          (PbI2). Este é solúvel com aquecimento
                                                          (banho-maria) dando uma solução incolor
                                                          que deposita cristais amarelos brilhantes por
                                                          resfriamento. Confirma a presença de Pb2+.


 Após lavagem do resíduo contido no tubo 1, adicione 3mL de solução de amônia 6,0mol/L sobre o
 precipitado branco. Agite, centrifugue e transfira o sobrenadante para outro tubo de ensaio (Tubo6).



 Resíduo: Se for preto, consiste em           Sobrenadante: Pode conter [Ag(NH3)2]+. Divida em
 : Hg(NH2)Cl + Hg. Hg2+ presente.             dois tubos de ensaio
                                              Tubo 6: Acidifique com HNO3 1,0mol/L. Se formar
                                              um precipitado branco (AgCl), confirma-se a presença
                                              de Ag+.
                                              Tubo 7: Adicione algumas gotas de solução de iodeto
                                              de potássio. Se formar um precipitado amarelo-pálido
                                              (AgI) confirma a presença de Ag+.

                                                                                                         36
Química Analítica Qualitativa                                                Identificação dos Íons Ag+, Hg22+ e Pb2+



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG

 Nomes:
 Aula:  Separação dos Íons Ag+. Hg22+ e Pb2+                                               Data:

Resultados da Separação e Identificação dos Íons Ag+. Hg22+ e Pb2+
                        Amostra: Ag+. Hg22+ e Pb2+ (mistura)
                        Qual a função da adição de HCl?
    Tubo 1
                        O que acontece após adição desse ácido?
                        Escreva as reações.



  Resíduo do
                        Pode conter PbCl2, AgCl e Hg2Cl2 (precipitado branco)
     tubo 1             Adição de H2O quente. Qual íon solubiliza?



                        Sobrenadante do tubo 1: Desprezar
    Tubo 2              Adição de excesso de HCl. O que ocorre?
                        Escreva a reação química:

    Tubo 3               Tubo 3: Adição de K2CrO4                            Tubo 4: Adição de KI
 Sobrenadante            O que ocorre?                                       O que ocorre após aquecimento?
   do tubo 1             Escreva a reação química:                           O que ocorre após resfriamento?


                        Sobrenadante do resíduo do tubo 1 após lavagem com água quente
    Tubo 5              O que ocorre após adição de K2CrO4?

                        Escreva a reação química:
  Resíduo do
                        Adição de amônia. O que ocorre?
     tubo 1             Qual a reação?



    Tubo 6.              Tubo 6: Adição de HNO3                              Tubo 7: Adição de KI
     Novo                O que ocorre?                                       O que ocorre?
 Sobrenadante            Escreva a reação química:                           Escreva a reação química:
   do tubo 1

Exercícios

1. Porque o teste para confirmar a presença do íon chumbo com o cromato de potássio deve ser feito a quente?


2. O que vem a ser uma marcha sistemática? (processo usado nesta técnica).




                                                                                                                        37
Química Analítica Qualitativa                               Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+




      1    Separação e Identificação dos Íons Magnésio, Bário, Cálcio e
                                   Estrôncio

1. Introdução e Objetivos
      Os elementos magnésio, cálcio, estrôncio e bário pertencem ao grupo dos metais alcalinos
terrosos da tabela periódica, apresentando configurações eletrônicas similares.
      Os íons magnésio apresentam-se incolores em soluções aquosas. O hidróxido de magnésio é
um de seus compostos menos solúveis. A alta solubilidade de muitos compostos de magnésio é
atribuída ao pequeno tamanho do íon Mg2+, o que favorece a sua hidratação. O cálcio é o elemento
mais abundante dos metais alcalinos terrosos. Seus compostos menos solúveis são os carbonatos e
oxalatos. O estrôncio possui propriedades intermediárias entre cálcio e o bário. O bário é o
elemento mais pesado desses quatro elementos e seus compostos são muito tóxicos. Todas as
soluções dos íons desse grupo são incolores e seus sais apresentam caráter iônico e são brancos, a
menos que esteja presente um ânion colorido.
     A separação dos cátions Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+ é realizada por meio da precipitação com
carbonato em meio amoniacal:
                                 NH3 (g) + H2O  NH4+ (aq) + OH- (aq)
                                (NH4)2CO3 (aq)  2 NH4+ (aq) + CO32- (aq)
       A precipitação destes cátions ocorre com a formação de carbonatos insolúveis:
                                        Mg2+ + CO32-  MgCO3
                                          Ca+ + CO32-  CaCO3
                                          Sr2+ + CO32-  SrCO3
                                         Ba2+ + CO32-  BaCO3
      Esta aula tem como objetivo separar e identificar, qualitativamente, os cátions Mg2+, Ba2+,
Ca2+ e Sr2+, por meio de reações por via úmida.

2.    Materiais e Reagentes
    Uma estante com seis tubos de ensaio               Papel indicador
    Centrífuga e banho-maria                           Manta elétrica
    Cloreto de bário 0,25 mol/L                        Cloreto de estrôncio 0,25 mol/L
    Cloreto de magnésio 0,25 mol/L                     Cloreto de cálcio 0,25 mol/L
    Béquer de 300mL com água destilada                 Pipeta graduada de 5,0mL
    Hidróxido de amônio 0,1mol/L                       Cromato de potássio 0,1mol/L
    Carbonato de amônio 1,5mol/L                       Fosfato de sódio 1,0mol/L
    Acetato de sódio 3,0mol/L                          Ácido acético 6,0mol/L
    Sulfato de amônio 2,5mol/L                         Oxalato de amônio 0,25mol/L




                                                                                                             38
Química Analítica Qualitativa                            Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

3. Procedimento Experimental
Tubo 1:
Adicione 10 gotas de cada solução dos cátions Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+.
Em seguida, sob agitação manual, adicione 10 gotas de hidróxido de amônio 0,1mol/L. Agite e
verifique se o pH está básico. Aqueça a solução em banho-maria por 5 minutos. Nesta etapa pode
ser observada a formação de um precipitado branco gelatinoso de hidróxido de magnésio.
Adicione cerca de 30gotas de carbonato de amônio 1,5mol/L. Agite vigorosamente a solução para
homogeneizar. Aqueça em banho-maria por 5 minutos e centrifugue.
Verifique se a precipitação foi quantitativa, adicionando duas gotas de carbonato de amônio
1,5mol/L ao líquido sobrenadante. Se ainda ocorrer precipitação, repita o procedimento do
parágrafo anterior, até não mais ocorrer precipitação pela adição de carbonato de amônio ao
sobrenadante. Agite, centrifugue e separe o sobrenadante para o tubo 2, que deve ser desprezado.
Lave o precipitado contido no tubo 1 com 1,0mL de água quente. Centrifugue, separe o
sobrenadante para o tubo 3 e despreze-o.
Adicione no precipitado do tubo 1, ácido acético 6,0mol/L até dissolvê-lo completamente. Aquecer
em banho-maria caso necessário.
Obs.: O carbonato de bário pode ser solubilizado na presença de íons hidrônios. Caso o precipitado
não dissolva completamente, provavelmente se dissolverá após diluição.
Dilua a solução obtida no tubo 1 com água destilada para 2 mL. Adicione 10 gotas de cromato de
potássio 0,1 mol/L. Agite a mistura. Aqueça em banho-maria. Centrifugue e verifique se ocorre a
formação de um precipitado amarelo (BaCrO4). Isto confirma a presença de Ba2+. Separe o
sobrenadante para um outro tubo de ensaio (tubo 4).
Tubo 2:
Adicione fosfato de sódio 1,0mol/L e verifique se ocorre a formação de um precipitado branco
cristalino, MgNH4PO4.6H2O. Este precipitado confirma a presença de íons Mg2+.
Tubo 3:
Adicione 5gotas de hidróxido de amônio 0,1mol/L e 10 gotas de sulfato de amônio 2,5mol/L. Agite
e aqueça até ebulição. Centrifugue o precipitado. Verifique se a precipitação foi quantitativa.
Observe se ocorre formação de precipitado branco de SrSO4. Se ocorrer confirma a presença de íons
Sr2+. Separe o sobrenadante para outro tubo de ensaio (tubo 4).
Tubo 4:
Adicione 5 gotas de oxalato de amônio 0,25mol/L. Agite e centrifugue. Observe se ocorre a
formação de um precipitado branco de CaC2O4. Caso ocorra, isto confirma a presença de íons Ca2+.

4. Referências bibliográficas
VOGEL, A.I. Química analítica qualitativa. 5a. ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.
BACCAN, N.; GODINHO, O.E.S.; ALEIXO, L.M.; STEIN, E. Introdução à Semimicroanálise
Qualitativa. 6ª ed., Campinas: Editora da Unicamp, 1995.




                                                                                                          39
Química Analítica Qualitativa                                    Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+




                Química Analítica Qualitativa – Licenciatura em Química- UCG

 Nomes:
 Aula:  Separação dos Íons Mg2+ , Ba2+, Ca2+ e Sr2+                                  Data:

Resultados da Separação e Identificação dos Íons Mg2+ , Ba2+, Ca2+ e Sr2+
                        Amostra: Mg2+ , Ba2+, Ca2+ e Sr2+ (mistura)
                        Qual a função da adição de NH4OH?
                        Qual o pH?
    Tubo 1
                        O que acontece após adição de (NH4)2CO3?
                        Escreva as reações.




                        Precipitado branco.
                        Qual a função da adição de H2O quente?

                        O que ocorre após adição de C2H4O2?
  Resíduo do
                        O que ocorre após adição de acetato de sódio?

                        Qual a função desses dois reagentes juntos? Qual foi o pH final?

                        O que ocorre após adição de K2CrO4?
     tubo 1
                        Escreva as reações:




                                                                                                                  40
Química Analítica Qualitativa                                  Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+


                          Sobrenadante do tubo 1
                          Adição de Na3PO4. O que ocorre?
                          Escreva a reação química:
    Tubo 2



    Tubo 3                Tubo 3: Adição de NH4OH e (NH4)2SO4
                          O que ocorre?
 Sobrenadante             Escreva a reação química:

   do tubo 1


    Tubo 4                Tubo 4: Adição de (NH4)2C2O4
                          O que ocorre?
 Sobrenadante             Escreva a reação química:

   do tubo 3



Exercícios

1. Complete o fluxograma a seguir

                                             Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+




               Solução                                                 Precipitado




                Solução                                                 Precipitado


                                 NH4OH +
                                 (NH4)2SO4




                                                                                                                41
                                                                           Solução
               Precipitado
Química Analítica Qualitativa   Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+




                                                                                 42
Química Analítica Qualitativa                                          Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+




  1Se            Separação e identificação dos Íons Ferro, Alumínio, Crômio,
                        Manganês, Zinco, Níquel e Cobalto

1. Introdução e Objetivos
       Os cátions Fe2+, Fe3+, Al3+, Cr3+ formam hidróxidos insolúveis e os cátions Mn2, Ni2+, Zn2+ e
Co2+ formam sulfetos insolúveis, conforme se pode observar pelos seus produtos de solubilidade
(tabela 1).
Tabela 1: Valores de constante de produto de solubilidade
Cátion                                                  Sólido                                     kPS
Ferro (II)                                             Fe(OH)2                                 1,8x10-15
Ferro (III)                                            Fe(OH)3                                 4,0x10-38
Crômio (III)                                           Cr(OH)3                                 6,3x10-31
Alumínio (III)                                         Al(OH)3                                 1,3x10-33
Manganês (II)                                            MnS                                   2,5x10-13
Níquel (II)                                               NiS                                  3,2x10-19
Zinco (II)                                                ZnS                                  1,0x10-21
Cobalto (II)                                             CoS                                   4,0x10-21


      A adição de hidróxido de amônio a uma solução contendo todos esses cátions, provoca a
precipitação dos hidróxidos dos cátions com carga +3, permanecendo os cátions com carga +2.
                                                                                
                                 Fe(3aq)  3NH 4 OH ( aq)  Fe(OH ) 3( s )  3NH 4
                                                                                  
                                Cr(3 )  3NH 4 OH ( aq)  Cr (OH ) 3 ( S )  3NH 4( aq)
                                   aq

                                                                                
                                Al(3aq)  3NH 4 OH ( aq)  Al(OH ) 3 ( S )  3NH 4( aq)

      Caso haja traços de Fe2+ este é facilmente oxidado pelo oxigênio atmosférico a óxido férrico,
de cor castanho-avermelhado, não solúvel em excesso de hidróxido de amônio porque não é
anfótero e não forma aminocomplexos.
                                      Fe(OH ) 2 ( S )  O2 ( g )  4 Fe(OH ) 3( aq )

     O hidróxido de crômio, Cr(OH)3, cinza esverdeado, é anfótero, começa a precipitar em pH
acima de 5,0 e a solubilizar em pH acima de 13.
      O hidróxido de alumínio, branco, não se dissolve em excesso de hidróxido de amônio, pois o
cátion alumínio não forma aminocomplexos.
     No entanto, os cátions Mn2, Ni2+, Zn2+ e Co2+, com carga +2, não precipitam com solução de
amônia diluída, pois formam complexos solúveis.
                                            
                                       Ni(2aq)  6NH 3( aq)  [ Ni( NH 3 ) 6 ]2
                                           
                                      Mn(2aq)  6NH 3( aq)  [Mn( NH 3 ) 6 ]2
                                            
                                       Co(2aq)  6NH 3( aq)  [Co( NH 3 ) 6 ]2

                                                                                                                        43
Química Analítica Qualitativa                                    Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

                                         
                                    Zn(2aq)  6NH 3( aq)  [Zn( NH 3 ) 6 ]2
      Estes cátions precipitam com solução de ácido sulfídrico (H2S) em meio básico amoniacal,
por exemplo:
                                                                         
                        Mn2  2NH 3( aq)  H 2 S ( aq)  MnS( s )  2NH 4( aq)

      Esta aula tem como objetivo separar e identificar os cátions Fe3+, Al3+, Cr3+, Mn2, Ni2+, Zn2+ e
Co2+, por meio de reações específicas.

2. Materiais e Reagentes
Parte 1
   Uma estante com seis tubos de ensaio               Centrífuga e Banho-maria
   Amostra: mistura de soluções 0,1 mol/L de nitratos de Fe3+, Al3+, Cr3+
   Hidróxido de amônio 3,0mol/L                       Papel de indicador
   Cloreto de amônio saturado                         Hidróxido de sódio 3,0mol/L
   Água oxigenada 3%                                  Ácido clorídrico 3,0mol/L
   Tiocianato de amônio 3,0 mol/L                     Ácido acético 3,0mol/L
   Acetato de amônio saturado                         Ácido acético concentrado P.A.
   Alizarina S                                        Nitrato de chumbo 5%.
   Éter etílico ou álcool isoamílico P.A.             Água oxigenada 20 volumes (recém preparada)

Parte 2
   Uma estante com seis tubos de ensaio                    Centrífuga
   Amostra: mistura de soluções de nitratos de Mn2, Ni2+, Zn2+ e Co2+
   Tioacetamida 1,0 mol/L                                  Cloreto de amônio saturado
   Ácido clorídrico 3,0mol/L                               Ácido nítrico concentrado
   Hidróxido de amônio 3,0mol/L                            Dimetilglioxima 0,1mol/L
   Acetona                                                 Tiocianato de amônio 3,0 mol/L (alcoólica)
   Hidróxido de sódio 3,0 mol/L                            Ácido nítrico 3,0mol/L
   Bismutato de sódio P.A.                                 Ferrocianeto de potássio 0,2mol/L

3. Procedimento Experimental
Parte 1
Pipete para um tubo de ensaio 2,0mL da amostra e adicione gota a gota solução de hidróxido de
amônio 3,0mol/L até que pH 12. Aqueça cuidadosamente em banho-maria fervente por 2 minutos.
Centrifugue e separe rapidamente o sobrenadante para outro tubo. Não deixe esfriar.
Lave o precipitado com 0,5mL de cloreto de amônio saturado. Centrifugue e despreze o
sobrenadante.


                                                                                                                  44
Química Analítica Qualitativa                             Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

Ao precipitado, adicione 20 gotas de NaOH 3,0mol/L até pH alcalino (testar com papel indicador).
Anote o pH. Adicione em seguida 3 gotas de NaOH em excesso e 20gotas de água oxigenada 3%.
Centrifugue e separe o sobrenadante para outro tubo de ensaio. Este tubo será utilizado no item 3.2.
3.1. Ferro (Fe3+)
Ao precipitado, adicione 3 gotas de ácido clorídrico 3,0mol/L para dissolvê-lo. Em seguida duas
gotas de tiocianato de amônio 3,0mol/L. O aparecimento de uma coloração vermelha, decorrente da
formação de íon complexo, indica a presença de ferro.

3.2. Alumínio (Al3+)
Adicione 10 gotas de acetato de amônio saturado e em seguida gota a gota, ácido acético 3,0mol/L
até pH ácido.
Adicione gota a gota hidróxido de amônio 3,0mol/L até alcalinização do meio e aparecimento de
um precipitado branco gelatinoso. Centrifugue e separe o sobrenadante para ser utilizado no item
3.3.
Ao precipitado adicione gota a gota ácido clorídrico 3,0mol/L até solubilização. Em seguida
adicione gota a gota hidróxido de amônio 3,0mol/L até alcalinização do meio. Meça o pH. Agite
bem e aqueça no banho-maria até ebulição, com cuidado. Divida a solução em duas partes.
Na primeira parte, adicione alternadamente, acetato de amônio saturado e ácido acético concentrado
até o meio ficar ácido. A precipitação de um precipitado branco gelatinoso indica a presença de
alumínio.
Separe dois tubos de ensaio. Coloque duas gotas em cada um deles de uma solução de Alizarina S.
em um dos tubos coloque 10 gotas de água destilada e no outro a segunda porção da amostra. A
formação de um precipitado vermelho, no tubo com amostra, indica a presença de alumínio.

3.3. Crômio(Cr3+)
Ao sobrenadante obtido no item 3.2, adicione gotas de ácido nítrico 3,0mol/L até que o meio fique
ácido. Aqueça em banho-maria fervente por 1 minuto. Divida a solução em duas partes.
Na primeira parte, adicione 10 gotas de éter etílico ou álcool isoamílico e mais duas gotas de água
oxigenada 20 volumes (recém preparada), deixando escoar nas paredes do tubo. A formação de
coloração azul é devida a formação de CrO5, o qual é instável e decompõe-se rapidamente com o
desprendimento de oxigênio.
Na segunda parte, adicione duas gotas de nitrato de chumbo 5%. Um precipitado amarelo confirma
a presença de íons crômio.


Parte 2
Pipete para um tubo de ensaio 2,0mL da amostra e adicione gota a gota solução de hidróxido de
amônio 3,0mol/L até que pH 12. Aqueça cuidadosamente em banho-maria fervente por 2 minutos.
Centrifugue e separe rapidamente o sobrenadante para outro tubo. Não deixe esfriar. Caso se forme
um precipitado rejeite-o.
Adicione, cuidadosamente na capela, 5 gotas de tioacetamida 1,0 mol/L. Agite e aqueça novamente
em banho-maria durante 10 minutos. Centrifugue e separe o precipitado formado. Rejeite o
sobrenadante.
Lave o precipitado com 5 gotas de cloreto de amônio saturado. Centrifugue e rejeite o sobrenadante.
Repita a lavagem. Ao precipitado, adicione 1,0mL de solução de ácido clorídrico 3,0mol/L, agite e


                                                                                                           45
Química Analítica Qualitativa                            Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

deixe em repouso por 5 minutos. Centrifugue e separe o sobrenadante para outro tubo de ensaio, o
qual será utilizado no ensaio 3.6.

3.4. Níquel (Ni2+)
Ao precipitado obtido no item acima, adicione algumas gotas de ácido nítrico concentrado e aqueça
no banho-maria até a sua completa dissolução. Caso o precipitado não se dissolva, separá-lo do
sobrenadante. Divida a solução resultante em duas partes.
Numa das partes, adicione com agitação constante, gota a gota, solução de hidróxido de amônio
3,0mol/L até a alcalinização do meio. Meça o pH. Em seguida, adicione algumas gotas de
dimetilglioxima 0,1mol/L. A formação de um precipitado vermelho indica a presença de níquel.

3.5. Cobalto (Co2+)
Na segunda parte da solução, neutralize com hidróxido de amônio 3,0mol/L, até pH 7,0 e adicione
10 gotas de acetona. Em seguida, adicione lentamente pelas paredes do tubo e sem agitação, 5 gotas
de uma solução alcoólica de tiocianato de amônio 3,0 mol/L. O aparecimento de uma solução azul
indica a presença de cobalto.

3.6. Manganês (Mn2+)
Aqueça na capela e no banho-maria o sobrenadante obtido no início do experimento (parte 2) para
eliminar todo o excesso de H2S. Em seguida resfrie e alcalinize o meio com uma solução de
hidróxido de sódio 3,0 mol/L, adicionando, em seguida, mais três gotas em excesso. Centrifugue e
transfira o sobrenadante para outro tubo de ensaio, que será utilizado no experimento 3.7.
Dissolva todo o precipitado adicionando gotas de ácido nítrico 3,0mol/L e em seguida adicione uma
porção de bismutato de sódio. Aqueça a mistura cuidadosamente durante dois minutos.
Dilua com 1,0mL de água destilada e deixe em repouso. O aparecimento de uma cor violeta na
solução indica a presença de manganês.

3.7. Zinco (Zn2+)
Divida o sobrenadante obtido no ensaio 3.6 em duas partes.
Na primeira porção, adicione na capela, 3 gotas de uma solução de tioacetamida 1,0mol/L e aqueça
durante 1 minuto. A formação de um precipitado branco confirma a presença de zinco.
Na segunda porção, adicione gota a gota ácido clorídrico 3,0mol/L até a solução tornar-se
levemente ácida. Em seguida, adicione 5 gotas de uma solução de ferrocianeto de potássio
0,2mol/L. O aparecimento de um precipitado branco confirma a presença de zinco.

4. Referências bibliográficas
VOGEL, A.I. Química analítica qualitativa. 5a. ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.
BACCAN, N.; GODINHO, O.E.S.; ALEIXO, L.M.; STEIN, E. Introdução à Semimicroanálise
Qualitativa. 6ª ed., Campinas: Editora da Unicamp, 1995.




                                                                                                          46
Química Analítica Qualitativa                                   Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG

 Nomes:
 Aula:  Separação dos Íons Fe3+ , Al3+, Cr3+ - Parte 1                              Data:

Resultados da Separação e Identificação dos Íons Fe3+ , Al3+, Cr3+
                        Amostra: Fe3+ , Al3+, Cr3+ (mistura)
                        Qual a função da adição de NH4OH?
                        Quantas gotas foram necessárias para atingir pH 12 ?
                        O que acontece após adição de (NH4)2CO3?
                        Escreva a reação:
                        Qual a função da lavagem com NH4Cl?
                        Adição de NaOH. Qual o pH?
    Tubo 1
                        O que ocorre após adição de NaOH e H2O2?

                        Qual a reação química?




                        Precipitado do tubo 1
                        Adição de HCl. O que ocorre?
                        Escreva a reação química:
    Tubo 1
                        O que ocorre após adição de KSCN?
      Fe3+
                        Escreva a reação química:


                        Sobrenadante do tubo 1
                        Qual a função da adição da mistura de NH4CH3COO e CH3COOH?
    Tubo 2
                        Qual o pH?
                        O que acontece após adição de NH4OH? Qual o pH?
      Al3+
                        Escreva a reação:


  Solução do            Parte 1: Adição de NH4CH3COO e CH3COOH. O que ocorre? Qual pH?
     tubo 2
                        Escreva a reação química:



                       Parte 2: Controle (Branco)           Parte 2: Solução de Alizarina S mais amostra
  Solução do           Solução de Alizarina S
    tubo 2             mais H2O.


    Tubo 3
                        Parte 1: O que ocorre após                     Parte 2: O que ocorre após
                        adição de éter e H2O2?                         adição de Pb(NO3)2?

                        Escreva a reação:                              Escreva a reação:


                                                                                                                 47
Química Analítica Qualitativa                              Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

Exercício

1. Complete o fluxograma a seguir



                                           Amostra
            hidróxido de amônio




                                                Centrifugação

                        Sólido

                                            Tioacetamida             Centrifugação

                                Sólido                                           Sobrenadante

                                Centrifugação        Cloreto de amônio

        Sólido                                             Sobrenadante

     Centrifugação                   Ácido clorídrico


      Sólido                          Sobrenadante




                                                                                                            48
Química Analítica Qualitativa                                   Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG

 Nomes:
 Aula:    Separação dos Íons Ni2+ , Co2+, Mn2+ , Zn2+- Parte 2                      Data:
Resultados da Separação e Identificação dos Íons Ni2+ , Co2+, Mn2+ , Zn2+
                        Amostra: Ni2+ , Co2+, Mn2+ , Zn2+ (mistura)
                        Qual a função da adição de NH4OH?
                        Quantas gotas foram necessárias para atingir pH 12 ?
                        O que acontece após adição de tioacetamida?

                        Escreva as reações:
    Tubo 1

                        Qual a função da lavagem com NH4Cl?
                        Após adição de HCl, qual o pH?
                        O que ocorre?

                        Qual a reação química?
                        Precipitado do tubo 1
                        Adição de HNO3. O que ocorre?
    Tubo 2
                        Escreva a reação química:
      Ni+

                        Sobrenadante do tubo 2
                        Qual a função da adição de NH4OH?
  1ª Parte da
                        Qual o pH?
                        O que acontece após adição de dimetilglioxima?
  solução do
                        Escreva a reação:
     tubo 2


  2ª Parte da           O que ocorre após neutralização com NH4OH?
  solução do            Qual a função da adição de acetona?
     tubo 2             O que ocorre após adição de NH4SCN? Escreva a reação.

      Co2+              Escreva a reação química:

                       Aquecimento para eliminar excesso de H2S
 Sobrenadante          O que ocorre após adição de HNO3?
   do tubo 1
     Mn2+              O que ocorre após de adição de Bismutato de sódio?
    Tubo 3
                       Parte 1: O que ocorre após adição de            Parte 2: O que ocorre após adição
                       tioacetamida?                                   HCl e ferrocianeto de potássio?
      Zn2+
                       Escreva a reação:                               Escreva a reação:



                                                                                                                 49
Química Analítica Qualitativa                            Identificação dos Íons Mg2+, Ba2+, Ca2+ e Sr2+

Exercício

1. Complete o fluxograma a seguir


                                           Amostra
               hidróxido de amônio




                                                Centrifugação

                            Sólido

                                            Tioacetamida            Centrifugação

                                Sólido                                         Sobrenadante

                                Centrifugação        Cloreto de amônio

              Sólido                                       Sobrenadante

            Centrifugação            Ácido clorídrico


            Sólido                    Sobrenadante




                                                                                                          50
Química Analítica Qualitativa                                                  Identificação de ânions




                           1    Identificação Qualitativa de Ânions

1. Introdução e Objetivos
      Inúmeros procedimentos analíticos têm sido propostos para a determinação dos ânions mais
comuns. Porém, o que se verifica na prática é a pequena probabilidade de se encontrarem misturas
de determinados ânions, pois existem, entre estes, incompatibilidades que não permitem, por
exemplo, a coexistência de uma amostra com características oxidantes e redutoras. Desta forma,
diferentemente da análise sistemática de cátions, onde reagentes são empregados para a precipitação
de grupos, os ânions são identificados quase que uns na presença de outros.
      No estudo dos ânions não existe uma classificação única, no entanto existe uma certa
analogia entre elas. O motivo da não existência de uma classificação única se deve aos seguintes
fatores: a) o número elevado de ânions; b) a ausência de reagente seletivo que venha a separar
grupos bem definidos de ânions; c) a instabilidade de ânions; d) a variação de acidez a qual afeta
seu potencial redox ou a existência dos mesmos.
      Os ânions podem ser agrupados de acordo com seu comportamento químico em relação a
determinados reagentes, tais como:
    1. ânions neutros: não reagem com prótons ou com água. Sua concentração é independente do
        pH. Exemplos: ferrocianeto, ferricianeto, tiocianato, iodeto, cloreto e brometo;
    2. ânions básicos: reagem com prótons em meio ácido. Exemplos: sulfato e fluoreto.
    3. ânions básicos: reagem facilmente com prótons ou com água. Sua concentração depende do
        pH do meio. Exemplos: carbonato, oxalato, fosfato, cianeto, sulfito, tiossulfato, sulfeto,
        nitrito e acetato.
      Todos os ânions que reagem com o íon H+ produzem os ácidos conjugados. Durante a
formação do ácido fraco, é possível observar outros fenômenos químicos ou físicos, tais como:
desprendimento de gases; formação de sólidos pouco solúveis; colóides; mudança de coloração.
      Esta aula tem como objetivo realizar ensaios qualitativos para identificação dos ânions,
carbonato, nitrito, nitrato, cloreto, iodeto, brometo, fluoreto e acetato, por meio de reações químicas
e observações nas mudanças químicas e físicas dos sistemas.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com seis tubos de ensaio               Papel indicador
   Centrífuga                                         Carbonato de sódio 0,5mol/L
   Ácido clorídrico 3,0mol/L                          Água de Barita
   Hidróxido de amônio 3,0mol/L                       Nitrato de prata 0,1mol/L
   Cloreto de cálcio 0,5mol/L                         Sulfato de magnésio 0,1mol/L
   Bicarbonato de sódio 0,5mol/L                      Nitrito de potássio 0,1mol/L recém-prepado
   Papel de filtro com aproximadamente 2cm2           Iodeto de potássio 1,0mol/L
   Amido 3%.                                          Nitrato de Potássio 0,1mol/L
   Ácido sulfúrico concentrado                        Sulfato ferroso 5%
   Cloreto de sódio 0,1mol/L                          Ácido nítrico 3,0mol/L

                                                                                                         51
Química Analítica Qualitativa                                              Identificação de ânions


   Acetato de sódio 0,5mol/L                       Hidróxido de sódio 3,0 mol/L
   Ácido clorídrico 3,0mol/L                       Carbonato de cálcio 0,1mol/L
   Amido 3%                                        Iodeto de potássio 0,1mol/L
   Nitrito de sódio P.A.                           Fluoreto de sódio 0,1mol/L
   Ácido nítrico 3,0mol/L                          Hipoclorito de sódio 2%
   Clorofórmio P.A.                                Brometo de potássio 0,1mol/L
   Cloreto de cálcio 0,1mol/L                      Cloreto férrico 5%
   Ácido sulfúrico P.A.                            Papel de filtro com aproximadamente 2cm2

3. Procedimento Experimental
3.1. Carbonato (CO32-)
Teste 1: Monte o sistema de tubos de ensaio conforme figura ao lado. No tubo 1,
adicione 20 gotas de solução de carbonato de sódio 0,5mol/L e em seguida, lentamente,
20 gotas de ácido clorídrico 3,0mol/L. Feche a rolha e adapte a um outro tubo que
deverá conter 2mL de água de barita. Observe e escreva as reações na tabela de
resultados.

                                                                               Tubo 1
                                                                                             Tubo 2

Teste 2: Num tubo de ensaio adicione 20gotas de solução de carbonato de sódio 0,5mol/L e em
seguida, 20 gotas de nitrato de prata 0,1mol/L. Observe e escreva a reação. Neste mesmo tubo,
adicione lentamente gota a gota solução de amônia 3,0mol/L. Observe e escreva areação. E
finalmente adicione excesso de solução de amônia. Observe e escreva a reação.

3.2. Bicarbonato (HCO3-)
Adicione 20 gotas de sulfato de magnésio 0,1mol/L a uma solução fria de bicarbonato de sódio
0,5mol/L. Observe se há precipitação. Caso não ocorra, aqueça a mistura num bico de Bunsen
cuidadosamente e observe. Escreva a reação.

3.3. Nitrito (NO2-)
Umedecer um pedaço de papel de filtro com aproximadamente 2cm2 com 3 gotas se iodeto de
potássio 1,0mol/L e 2 gotas de solução de amido 3%.
Num tubo de ensaio adicione 20gotas de nitrito de potássio 0,1mol/L recém-prepada e lentamente 5
gotas de ácido sulfúrico 3,0mol/L. Coloque rapidamente o papel de filtro nas proximidades da boca
do tubo de ensaio. Vapores de iodo que coram o papel de filtro de azul, confirmam a presença de
nitrito. Escreva a reação química.

3.4. Nitrato (NO3-) - Teste do anel
Adicione 10 gotas de nitrato de potássio 0,1mol/L e na capela, adicione lentamente 1,0mL de ácido
sulfúrico concentrado. Esfrie, para evitar decomposição. Adicione gota a gota sulfato ferroso 5%
nas paredes do tubo de ensaio, de tal modo que se forme uma camada de separação. Deixe em



                                                                                                     52
Química Analítica Qualitativa                                                 Identificação de ânions

repouso por 10 minutos. Um anel marrom formado na interface dos dois líquidos indica a presença
de nitrato.

3.5. Acetato (CH3COO-)
Num béquer de 50mL,34 adicione 2mL de acetato de sódio 0,5mol/L e 2mL de hidróxido de sódio
3,0 mol/L. Aqueça a mistura com cuidado, executando movimentos circulares até secar toda a
solução. Em seguida, aquecer intensamente o sal formado por um minuto. Espere esfriar e adicione,
cuidadosamente, duas gotas de ácido clorídrico 3,0 mol/L. Observe. Se ocorrer efervescência
confirma a presença de acetato. Escreva a reação química.
Num tubo de ensaio adicione 20 gotas de acetato de sódio 0,5mol/L. Neutralize com carbonato de
cálcio 0,1mol/L até pH 7,0. Em seguida, adicione algumas de cloreto férrico 5%. Observe. Escreva
a reação química.

4- Exercícios

1. Qual a função da água de barita na análise de carbonato?


2. Como se diferencia qualitativamente o ânion carbonato de bicarbonato?


3. Qual a função do amido no teste de nitrito?


4. Por que no teste para nitrato deve-se resfriar o meio?

5. Como se comporta o íon acetato na presença de Fe(III), quando se modifica o pH do meio para ácido,
básico ou neutro?

5. Referência
VOGEL, A.I. Química analítica qualitativa. 5a. ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981.




                                                                                                        53
Química Analítica Qualitativa                                                                Identificação de ânions



                  Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG

 Nomes:
 Aula:  Identificação Qualitativa de Ânions                                              Data:

Resultados da identificação de ânions
    Teste 1                     HCl               O que ocorre no sistema?

     CO32-                                        Escreva as reações:

                   Na2CO3              Ba(OH)2


    Teste 2                            O que ocorre no tubo?             O que ocorre após adição de NH4OH?
                         AgNO3
     CO32-                             Escreva a reação:                 Escreva a reação:

                          Na2CO3


    HCO3-                                    O que ocorre no sistema?
                          MgSO4


                             NaHCO3          Escreva a reação:




     NO2-              Papel de filtro       O que ocorre no sistema?
                       umedecido

                                             Escreva a reação:
                               KNO3
                              + H2SO4

     NO3-                                    O que ocorre no sistema?
                            FeSO4

                                             Escreva a reação:
                              KNO3
                             + H2SO4


                                                                      O que ocorre no sistema?
                              NaCH3COO
                               +                           HCl        Escreva as reações:
              -
   CH3COO                      NaOH
                                                            Sal (s)




                                                                            O que ocorre no sistema?
                            CaCO3
                                                       FeCl3

   CH3COO-                                                                  Escreva as reações:
                              NaCH3COO                     Produtos da
                                                           reação




                                                                                                                       54
Química Analítica Qualitativa                                                             Cinética Química




                                        1    Cinética Química


1. Introdução e Objetivos
        Dada uma reação química genérica: aA + bB  cC = dD.
       Podemos determinar a velocidade média da reação em função da quantidade de cada um dos
reagentes que foi consumida (v1 = K1[A]a.[B]b), ou da quantidade de cada um dos produtos
formados (v2 = K1[C]c.[D]d) num certo intervalo de tempo.
        Supondo-se que num certo intervalo de tempo (t) segundos, são consumidos (n) moles do
                                                                                    n
reagente A, a velocidade média dessa reação será dada pela expressão: v m             moles de A/segundo .
                                                                                    t
       Vários fatores podem influenciar a velocidade de uma reação, tais como: concentração dos
reagentes, temperatura, ação de catalisadores, etc.
       Para estudar a velocidade de uma reação, é necessário determinar a rapidez com que se
forma um dos produtos ou a rapidez com que se consome um dos reagentes.
       Nesta aula, será estudado o efeito da concentração de um dos reagentes na reação entre uma
solução A, contendo íons iodato (IO3-) e uma solução B, contendo íons bissulfito (HSO3-) e amido
como indicador. O início da reação pode ser representado da seguinte forma:
                         IO 3  3HSO 3  I   6SO4   3H  (etapa lenta da reação)
                                                    2



       Quando os íons HSO3- tiverem sido consumidos, os íons I- reagirão com os íons IO3- para
produzir I2.
                         5 I   6 H   IO 3  3I 2  3H 2 O (etapa rápida da reação)

        O iodo molecular (I2) forma com o amido presente na solução, uma substância azul que
indica que a reação se processou até este ponto.
        Para estudar o efeito da variação da concentração de um dos reagentes sobre o tempo da
reação, devemos fazer diluições da solução A para variar a concentração do íon iodato. Em cada
caso, a concentração do íon bissulfito é mantida constante, assim como a temperatura.

2. Materiais e Reagentes
   Uma estante com dez tubos de ensaios               Pisseta com água destilada;
   Bastão de vidro                                    Béquer de 50mL (9)
   Cronômetro                                          Solução A (4g/L de KIO3)
   Pipeta graduada de 10mL                             Béquer de 50mL contendo água destilada
   Solução B (0,85 g/L de NaHSO3 contendo 2g de amido)


3. Procedimento Experimental
Observação: Enumere os tubos de ensaio de 1 a 12.




                                                                                                             55
Química Analítica Qualitativa                                                   Cinética Química

Coloque num tubo de ensaio 1mL da solução A. Em seguida, adicione 9mL de água destilada.
Determine a concentração em g/L da solução do tubo, sabendo-se que 1mL da solução A contém
4x10-3g de KIO3.
Em outro tubo de ensaio, coloque 10mL da solução B.
Junte o conteúdo dos dois tubos em um béquer de 50mL e rapidamente acione o cronômetro.
Agite constantemente o sistema até que haja o primeiro sinal de alteração na cor. Anote o tempo em
segundos.
Proceda analogamente com oito tubos de ensaio, aumentando a quantidade de solução A e
diminuindo a quantidade de água destilada, conforma a tabela de resultados.


4. Referência Bibliográfica
TRINDADE, D.R.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S.L.; BISPO, J.G. Química básica
experimental. 2ª edição. São Paulo: Editora Ícone, 1998.




                                                                                                   56
Química Analítica Qualitativa                                                             Cinética Química



                Química Analítica Qualitativa – MAF 1760 – Licenciatura em Química- UCG

 Nomes:
 Aula:  Cinética Química                                                          Data:


Resultados dos ensaios de cinética química
 Solução A (mL)       Água destilada (mL)      Conc. KIO3 (g/L)      Solução B (mL)         Tempo (min)
         1                      9                                           10
         2                      8                                           10
         3                      7                                           10
         4                      6                                           10
         5                      5                                           10
         6                      4                                           10
         7                      3                                           10
         8                      2                                           10
         9                      1                                           10

Exercícios
1- Calcule o número de mol de KIO3 em cada tubo de ensaio contendo a solução A.




2- Calcule a velocidade da reação, em função da solução A, verificada em cada reação com concentrações
   diferentes.




3- Construa um gráfico de velocidade em papel milimetrado. Eixo x: Concentração de KNO3 (g/L). Eixo Y:
tempo (segundos).




                                                                                                             57
                                                       Tabela 1. Classificação periódica dos elementos

  1        2        3        4         5           6         7         8         9        10        11        12        13        14        15        16        17        18
  1                                                                                                                                                                        2
 H                                                                                                                                                                       He
1,008                                                                                                                                                                    4,003
  3        4                                                                                                             5         6         7         8         9         10
 Li       Be                                                                                                            B         C         N         O         F         Ne
6,939    9,012                                                                                                         10,811    12,011    14,01     16,00     18,998    20,183
  11       12                                                                                                            13        14       15        16         17        18
Na       Mg                                                                                                             Al        Si        P          S        Cl        Ar
22,99    24,312                                                                                                        26,982    28,086    30,974    32,064    35,453    39,948
 19        20       21       22       23          24        25        26        27        28        29        30         31        32        33        34        35        36
 K       Ca        Sc       Ti        V           Cr       Mn         Fe       Co         Ni       Cu        Zn        Ga        Ge         As        Se        Br       Kr
39,102   40,08    44,956   47,90     50,942    51,936      54,938    55,847    58,933    58,71     63,54     65,37     69,72     72,59     74,922    78,96     79,91     83,80
  37      38        39      40         41        42          43        44        45       46        47        48        49        50         51       52        53        54
Rb        Sr        Y       Zr       Nb        Mo           Tc       Ru        Rh         Pd       Ag        Cd         In        Sn        Sb        Te         I        Xe
85,47    87,62    88,905   91,22     92,906    95,94        (99)     101,07    102,91    106,4     107,87    112,40    114,82    118,69    121,75    127,60    126,90    131,30
 55       56      57-71     72         73       74           75        76        77       78         79        80        81        82        83        84        85        86
 Cs       Ba              2
                  CapítuloHfL         Ta          W         Re        Os        Ir        Pt       Au        Hg         Tl        Pb        Bi        Po        At       Rn
                  a-Lu
132,91   137,34            178,49    180,95    183,85      186,2     190,2     192,2     195,09    196,97    200,59    204,37    207,19    208,98    (210)     (210)     (222)
  87       88     89-103    104
 Fr      Ra                 A
                  Capítulo 3Ku
                  c-Lr
(223)    (226)              (260)

                           Série dos lantanídios
                              57        58          59        60        61        62        63        64        65        66        67        68        69        70        71
 Capítulo 1 Númer
                              La       Ce          Pr        Nd        Pm        Sm        Eu        Gd        Tb        Dy        Ho        Er        Tm        Yb        Lu
 o Atômico                   138,9     140,1      140,9      144,2     (147)     150,4     152,0     157,3     158,9     162,5     164,9     167,3     168,9     173,0     175,0



 Símbolo                   Série dos actinídios
                              89        90          91        92        93        94        95        96        97        98        99       100       101       102       103
                              Ac       Th          Pa         U        Np        Pu       Am        Cm         Bk        Cf        Es        Fm        Md        No        Lr
                             (227)     232,0       (231)     238,0     (237)     (242)     (243)     (247)     (247)     (251)     (254)     (253)     (256)     (253      (257)
 Capítulo 2 Massa
 Atômica

								
To top