Quimica Analitica qualitativa

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Apostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
 1 
 
Centro de Ciências Exatas e Tecnologia (CCET) 
 
D E P A R T A M E N T O D E Q U Í M I C A (DQI) 
 
 
 
 
QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
 
Práticas em Laboratório 
 
 
 
 
 
 
 
Profa Dra Marcia Helena de Rizzo da Matta 
 
 
 
Campo Grande/MS 
 
 
2008 
 
 
 
 
Apostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 2 
 
ÍNDICE 
Assunto Página 
1 OBJETO DA QUÍMICA ANALÍTICA............................................................................. 03 
2 NORMAS PARA O TRABALHO EXPERIMENTAL...................................................... 03 
3 SEGURANÇA EM LABORATÓRIO............................................................................. 04 
4 ACIDENTES COMUNS E PRIMEIROS SOCORROS.................................................. 05 
5 MÉTODOS DA QUÍMICA ANALÍTICA.......................................................................... 06 
6 ENSAIOS DE CHAMA.................................................................................................. 07 
7 ANÁLISE FRACIONADA E ANÁLISE SISTEMÁTICA.................................................. 08 
8 CONDIÇÕES PARA A REALIZAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS............................. 08 
SENSIBILIDADE E ESPECIFICIDADE 
9 CLASSIFICAÇÃO DE ÂNIONS.................................................................................... 11 
EXPERIMENTOS E CLASSIFICAÇÃO DE ALEXÈEV 
10 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE ÂNIONS............................................................. 13 
10.1 PRIMEIRO GRUPO DE ÂNIONS............................................................................... 14 
a) Reações do Íon Sulfato................................................................................ 14 
b) Reações do Íon Tiossulfato......................................................................... 15 
c) Reações do Íon Carbonato.......................................................................... 17 
d) Reações do Íon Fosfato............................................................................... 18 
e) Reações do Íon Tetraborato e Borato......................................................... 20 
 
10.2 SEGUNDO GRUPO DE ÂNIONS............................................................................... 22 
a) Reações do Íon Cloreto............................................................................... 22 
b) Reações do Íon Brometo............................................................................. 23 
c) Reações do Íon Iodeto................................................................................. 24 
d) Análise de uma mistura de cloreto, brometo e iodeto............................... 25 
e) Reações do Íon Sulfeto................................................................................ 26 
 
10.3 TERCEIRO GRUPO DE ÂNIONS .............................................................................. 27 
a) Reações do Íon Nitrato................................................................................ 28 
 
10.4 ANÁLISE DE UMA MISTURA DE ÂNIONS DOS GRUPOS I, II E III................................. 29 
 
11 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS.......................................................... 31 
11.1 CLASSIFICAÇÃO DOS CÁTIONS EM GRUPOS ANALÍTICOS....................................... 31 
11.2 PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS............................................................................. 32 
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Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 3 
a) Reações do Íon Potássio............................................................................. 33 
b) Reações do Íon Sódio................................................................................... 34 
c) Identificação de Na+ e K+ pela prova da chama........................................... 35 
d) Reações do Íon Amônio................................................................................ 35 
e) Reações do Íon Magnésio............................................................................. 36 
f) Marcha de Análise de uma Mistura de Cátions do Grupo I......................... 38 
 
11.3 SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS............................................................................... 39 
a) Reações de Separação do Grupo II ............................................................. 39 
b) Reações de Identificação dos Cátions do Grupo II..................................... 41 
c) Idenficação Fracionada de Bário e Estrôncio............................................. 42 
d) Esquema de Separação dos Cátions do Grupo II....................................... 43 
 
11.4 TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS.............................................................................. 44 
a) Reações de Separação do Grupo III............................................................. 44 
b) Fontes de Íons Sulfetos................................................................................. 47 
c) Reações de Identificação dos Cátions do Grupo III..................................... 48 
d) Reações do Íon Níquel................................................................................... 48 
e) Reações do Íon Cobalto ................................................................................ 49 
f) Reações do Íon Ferro (II)................................................................................ 50 
g) Reações do Íon Ferro (III)............................................................................... 50 
h) Reações do Íon Manganês............................................................................ 51 
i) Reações do Íon Cromo.................................................................................. 52 
j) Reações do Íon Alumínio............................................................................... 52 
k) Reações do Íon Zinco.................................................................................... 53 
l) Reações de Identificação do Grupo III por Via Seca................................... 53 
m) Esquema para a Separação e Identificação do Grupo III............................ 56 
 
11.5 QUARTO GRUPO DE CÁTIONS................................................................................ 58 
11.5.1 Reações de Separação dos Íons do Grupo IV............................................. 59 
11.5.2 Reações de Identificação dos Íons do Grupo IV – Subgrupo da Prata..... 60 
 
a) Reações do Íon Prata .................................................................................... 60 
b) Reações do Íon Chumbo............................................................................... 60 
11.5.3 Reações de Separação dos Íons do Grupo IV – Subgrupo do Cobre........ 61 
 
11.5.4 Reações de Identificação do Subgrupo do Cobre....................................... 62 
 
a) Reações do Íon Cobre................................................................................... 62 
b) Reações do Íon Cádmio................................................................................ 63 
c) Reações do Íon Bismuto............................................................................... 63 
 
11.6 ESQUEMA PARA A SEPARAÇÃO DE CÁTIONS EM UMA AMOSTRA ............................. 65 
 
12 TABELA DE CÁTIONS E ÂNIONS............................................................................... 67
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Profª Drª Marcia Helena de Rizzo da Matta / DQI / CCET / UFMS 4 
1 OBJETO DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 A Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de 
análise química que nos permitem determinar a composiçãoquímica das substâncias ou de 
misturas das mesmas. A análise permite-nos determinar a composição qualitativa da 
substância em estudo, ou seja, identificar os elementos ou íons que a constituem e também 
a composição quantitativa, ou seja, estabelecer as proporções entre os elementos ou íons 
que tinham já sido identificados. 
 
 A finalidade da Análise Qualitativa é a identificação ou pesquisa dos elementos ou íons 
que constituem a substância em estudo. 
 
 A Análise Quantitativa permite determinar a composição quantitativa dos elementos que 
entram na constituição da substância em estudo. 
 
 Normalmente, a Análise Qualitativa deve preceder a Análise Quantitativa. Deve-se 
recorrer à Análise Qualitativa mesmo quando se trate de determinar a percentagem de um 
constituinte cuja presença na substância em estudo é conhecida antecipadamente. De fato, 
só se pode escolher o método mais adequado para determinação quantitativa de um 
componente depois de saber quais os outros elementos ou íons presentes na substância 
em estudo. 
 
 A Química Analítica e, em particular a Análise Qualitativa, tem uma importância científica 
e prática enorme, porque apresenta um conjunto de métodos de investigação das 
substâncias e das suas transformações. São também de grande valor nas disciplinas 
científicas afins da Química: Mineralogia, Geologia, Fisiologia, Microbiologia e também em 
Medicina e Agronomia. 
 
 O trabalho experimental da Análise Qualitativa consiste, no nosso curso, na identificação 
e/ou separação de cátions e ânions. Quanto à Análise Quantitativa consiste no estudo de 
técnicas relacionadas à gravimetria e à volumetria e preferencialmente será desenvolvido 
individualmente ou em dupla. 
 
 
 
2 NORMAS PARA O TRABALHO EXPERIMENTAL 
 
O(A) aluno(a) deve lembrar-se que o laboratório é um lugar para a realização de 
experimentos que envolvem uma série de substâncias tóxicas e/ou corrosivas e/ou 
inflamáveis, que devem ser manuseadas sempre com grande cuidado e atenção. No 
laboratório fala-se e caminha-se o mínimo possível, sendo o uso do jaleco e dos óculos de 
segurança indispensável e obrigatório, visto que sem os mesmos o(a) aluno(a) não poderá 
participar da aula. 
 
 As seguintes normas devem ser observadas: 
 
► Cada grupo trabalhará com uma bateria contendo os reagentes que serão utilizados nos 
trabalhos de laboratório. Tais baterias deverão ser mantidas em perfeita ordem, verificando-
se o estado dos rótulos, numeração e borrachas dos frascos conta-gotas. No final de cada 
aula, deve-se preencher os frascos, após verificação cuidadosa do reagente que deverá ser 
reposto, evitando assim erros que podem ocasionar a perda dos trabalhos experimentais,
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bem como contaminação de reagentes e amostras. Os frascos dos reagentes deverão ser 
tampados após o uso e guardados nos respectivos lugares. 
 
► Ao retirar reagentes do frasco conta-gotas, nunca levar a ponta do mesmo em contato 
com qualquer objeto fora do frasco, nem permitir que a ponta do mesmo encoste nas 
paredes do tubo ao qual irá ser gotejado o reagente. 
 
► Nunca retornar sobras de reagentes para seus frascos originais. É preferível desprezar 
um pouco do reagente do que contaminar todo o frasco que contém o reagente sólido ou 
em solução. 
 
► Os materiais e reagentes que serão utilizados e que não fazem parte do material 
recebido serão colocados sobre o balcão e será de utilização geral. No final de cada aula, 
deverão ser guardados nos respectivos lugares. 
 
► Os ácidos concentrados e bases (álcalis) concentradas utilizados deverão ser sempre 
manuseados em capela e tampados logo após a utilização. Não pipetar com a boca estas 
soluções. 
 
► Reações que envolvem desprendimento de gases, bem como operações que envolvem a 
utilização de compostos voláteis deverão ser sempre realizadas em capela. 
 
► Cada aluno(a) deverá trazer um pedaço de pano para limpar seu local de trabalho. Se 
possível deverá trazer também uma caixa de fósforos e um rolo de papel higiênico para 
facilitar seu trabalho em laboratório. 
 
► Deve-se lavar muito bem a vidraria a ser utilizada no início e no final de cada aula. 
 
► Não jogar resíduos e papéis na pia, coloque-os no cesto de lixo. Passar água corrente 
em qualquer material a ser lavado antes de colocar no recipiente de lavagem. 
 
► Não gastar gás e reativos sem necessidade. Manter a chama do bico de Bunsen sempre 
bem regulada e apagar quando não estiver usando. 
 
► Se ao término de uma aula o experimento não tiver sido concluído, deve-se cobrir e 
rotular o material com clareza. Não utilizar papel de filtro para esta finalidade. 
 
► Os resultados observados deverão ser anotados em caderno de laboratório no momento 
em que estes foram obtidos. As dúvidas deverão ser dirigidas ao professor e/ou monitor da 
disciplina. 
 
 
3 SEGURANÇA EM LABORATÓRIO 
 
 Especial atenção deve ser dada à segurança, tanto pessoal, como coletiva. As 
medidas de segurança no laboratório são uma consequência das regras de bom senso. Em 
geral, um acidente ocorre quando menos se espera e não se pode prevê-los com 
antecedência. No entanto, inúmeros cuidados podem ser adotados sem grande esforço, 
diminuindo assim os riscos a um mínimo insignificante. Embora não seja possível enumerar 
aqui todas as causas possíveis de acidentes num laboratório, existem certos cuidados 
básicos que facilmente podem ser observados.
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 Fogo: além de materiais usualmente inflamáveis (madeira, cortiça, o próprio vestuário, 
cabelos, etc.), todo o laboratório contém solventes altamente inflamáveis. Portanto, o bico 
de Bunsen deve ser utilizado somente quando necessário. Não se deve aquecer líquidos 
inflamáveis em chama direta; deve-se afastar o fogo de qualquer coisa que possa inflamar-
se e, sobretudo, não esquecer acesa uma chama e/ou de desligar o gás ao sair do 
laboratório. 
 
 Explosões: podem ocorrer principalmente por causa de vazamento de gás ou ignição 
expontânea de materiais finamente divididos (carvão ativo, pó de alumínio), de vapores de 
solventes inflamáveis ou pelo aquecimento de substâncias oxidantes (água-régia, ácido 
nítrico, ácido perclórico, cloratos, nitrato de amônio e outros) em temperaturas acima do 
necessário e em presença de substâncias orgânicas. 
 
 Substâncias Tóxicas em Geral: Muitas substâncias utilizadas no laboratório são tóxicas 
em maior ou menor escala. Notoriamente, tóxicos são os cianetos, arsênico, gás sulfídrico, 
fósforo branco, compostos de mercúrio e chumbo, entre outras. Portanto, de um modo 
geral, evite o contato de qualquer substância com a pele e não prove, nem aspire 
profundamente, qualquer substância desconhecida. 
 
 
4 ACIDENTES COMUNS E PRIMEIROS SOCORROS 
 
QUEIMADURAS 
 
- Queimaduras causadas pelo calor seco: no caso de queimaduras causadas por chama 
ou objetos aquecidos, aplicar pomada de Picrato de Butesin. No caso de queimaduras 
mais graves, estas devem ser cobertas com gaze esterelizada umedecida em solução de 
bicarbonato de sódio a 5%. 
 
- Queimaduras causadas por ácidos: lavar imediatamente o local com água em 
abundância, durante cerca de cinco minutos. Em seguida, lavar com solução saturada de 
bicarbonato de sódio e novamente com água. Secar a pele e aplicar mertiolate. 
 
- Queimaduras por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com bastante água, 
durante cerca de cinco minutos. Tratar com solução de ácido acético a 1% e lavar 
novamente com água. Secar a pele e aplicar mertiolate. 
 
ÁLCALIS OU ÁCIDOS NOS OLHOS: lavar exaustivamente com água, por uns quinze 
minutos, no lavador de olhose aplicar solução de ácido bórico a 1%. 
 
INTOXICAÇÃO POR GASES: remover a vítima para um local arejado, deixando-a 
descansar. Em casos de asfixia, fazer respiração artificial. 
 
INJESTÃO DE SUBSTÂNCIAS TÓXICAS: recomenda-se beber muita água. 
 
- Injestão de ácidos: em seguida à água, beber um copo de bicarbonato de sódio a 2% ou 
leite de magnésia. 
- Injestão de álcalis: em seguida à água, tomar um copo de ácido cítrico ou acético a 2% 
ou vinagre na diluição 1:1. 
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5 MÉTODOS DA QUÍMICA ANALÍTICA 
 
 Para atingir suas finalidades, na Análise Qualitativa e Quantitativa recorre-se a vários 
métodos: químicos, físicos e físico-químicos. Daremos ênfase somente aos métodos 
químicos, os quais serão utilizados no curso. 
 
 
MÉTODOS QUÍMICOS 
 
 Nos métodos químicos de Análise Qualitativa, o elemento ou íon pesquisado é 
transformado num composto que possua determinadas propriedades características que 
nos permitam ter a certeza de que foi esse o composto obtido. A transformação química 
chama-se reação analítica e a substância que a provoca chama-se reagente. 
 
 Conforme a quantidade de substância com a qual se opera para realizar as reações 
analíticas, distinguem-se os seguintes métodos de Análise Qualitativa: macroanálise, 
microanálise, semimicroanálise e ultramicroanálise. 
 
Macroanálise: ensaiam-se quantidades relativamente grandes de substância: 0,5 a 1 g ou, 
no caso de solução 20 a 50 ml. As reações realizam-se em tubos de ensaio comuns (10 a 
20 ml) ou em balões. Os precipitados são separados das soluções por filtração através de 
papel de filtro. 
 
Microanálise: empregam-se quantidades bem menores de substância, cerca de alguns 
miligramas de substância sólida ou uns décimos de mililitros de solução. Usam-se reagentes 
de grande sensibilidade, que permitem identificar a presença de vários componentes, 
mesmo que existam somente vestígios de alguns. As reações realizam-se pelo método 
microcristaloscópico ou pelo método da gota: 
 
método microcristaloscópico: as reações devem realizar-se sobre uma lâmina de vidro, 
identificando-se o íon ou o elemento pela forma dos cristais que se formam, observados ao 
microscópio. 
 
método da gota: (reações gota a gota): usam-se reações que são acompanhadas de uma 
viragem da coloração da solução ou da formação de precipitados corados. As reações 
realizam-se numa tira de papel de filtro onde se depositam sucessivamente e numa ordem 
bem definida, gota a gota, a solução em estudo e os reagentes. Como resultado da reação, 
no papel de filtro aparece uma mancha corada, cuja cor permite comprovar a presença na 
solução do íon a identificar. 
 
Semimicroanálise: ocupa um lugar intermediário entre a macro e a microanálise. Utilizam-
se quantidades de substâncias da ordem de 1/20 ou 1/25 das usadas na macroanálise, ou 
seja, cerca de 50 mg de substância sólida ou 1 ml de solução. A semimicroanálise 
apresenta inúmeras vantagens sobre a macroanálise e, sendo o trabalho devidamente 
esmerado, obtêm-se resultados tão precisos quanto os da macroanálise. 
 
Ultramicroanálise: usam-se quantidades de substâncias inferiores a 1mg. Todas as 
operações analíticas efetuam-se as observando ao microscópio. 
 
 Na Figura 1 estão esquematizadas as diferentes técnicas operatórias que correspondem 
aos vários métodos de análise e comparam-se as de separação do precipitado.
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Figura 1 Separação do precipitado por diversos métodos de análise. 
 
6 ENSAIOS DE CHAMA 
 
 Para compreender as operações implicadas nos ensaios de coloração de chama e de 
diversos ensaios por via seca, é necessário possuir um certo conhecimento da chama 
luminosa de Bunsen., a qual é composta por três partes: 
 
(i) Um cone azul interno ADB, constituído em sua maior parte de gás não queimado; 
 
(ii) Uma ponta luminosa D (que somente é visível quando as aberturas para o ar estão 
ligeiramente fechadas); 
 
(iii) Uma capa externa ACBDA, onde se produz a combustão completa do gás. 
 
 As principais partes da chama de Bunsen estão indicadas, a seguir, na Fig. 2. 
 
 
1. Chama oxidante superior (ZOS) 1540oC 
 
2. Chama oxidante inferior (ZOI) 1540oC 
 
3. Chama redutora superior (ZRS) 520oC 
 
4. Chama redutora inferior (ZRI) 350oC 
 
5. Zona fria (menor temperatura) 300oC 
 
6. Zona de fusão (maior temperatura) 1560oC 
 
 
Figura 2 Estrutura da chama do bico de Bunsen. 
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1 ZOS: corresponde ao extremo não luminoso da chama, apresenta um grande excesso de 
oxigênio e a chama não é tão quente como em 6. 
 
2 ZOI: é empregada para a oxidação de substâncias dissolvidas nas pérolas de bórax e 
semelhantes. 
 
3 ZRS: está no extremo da zona azul interna e é rica em carbono incandescente, sendo 
especialmente útil para reduzir as incrustações de óxidos a metal. 
 
4 ZRI: está situada no limite inferior da zona próxima ao cone azul e é onde os gases redutores se 
misturam com o oxigênio do ar; é uma zona de menor poder redutor que 3 e se emprega para a 
redução de pérolas fundidas de bórax e semelhantes. 
 
5 Zona fria: é a base da chama, onde a temperatura é mais baixa, que é empregada para testar 
substâncias voláteis, a fim de determinar se elas comunicam alguma cor à chama. 
 
6 Zona de fusão: é a parte mais quente da chama; é empregada para ensaiar a fusibilidade das 
substâncias e também, juntamente com 5 para ensaiar a volatilidades relativas de substâncias ou 
misturas destas. 
 
 
7 ANÁLISE FRACIONADA E ANÁLISE SISTEMÁTICA 
 
 Utilizando as reações específicas, os íons correspondentes podem ser identificados 
pelo chamado método fracionado, isto é diretamente em porções retiradas da solução em 
estudo, sem ter em conta os outros íons nela existentes. Também não tem importância 
nenhuma a ordem de identificação dos íons isolados. 
 
 Quando não há reações seletivas muito seguras, nem se pode aumentar sua 
seletividade por meio de um processo qualquer, a identificação dos correspondentes íons 
pelo método fracionado é impossível. Nestes casos, convém elaborar uma sucessão de 
reações de identificação dos íons, isto é, estabelecer uma marcha sistemática de análise. 
Esta consiste no seguinte: a identificação de cada íon só deve iniciar-se depois de terem 
sido identificados e eliminados da solução todos os outros íons que impedem sua 
identificação (ou seja, que reagem com o reagente usado). Sendo assim, deduz-se que, 
durante a análise sistemática, juntamente com as reações de identificação dos diferentes 
íons, deve-se recorrer também às reações de separação dos mesmos. Nas reações de 
separação aproveita-se, geralmente , a diferença entre as solubilidades dos compostos 
análogos dos íons a separar. Por vezes, também se recorre à diferença entre as 
volatilidades dos correspondentes compostos. Para que a separação seja completa, é 
necessário utilizar quantidades suficientes de reagente, criar condições ótimas para a 
precipitação, garantir uma calcinação com duração e temperatura suficientes, etc. Deve-se 
obrigatoriamente verificar-se que a separação é total por meio de um ensaio, sem o qual os 
resultados de análise podem ser falsos. As técnicas das verificações da separação completa 
dos íons serão vistas posteriormente. 
 
 
8 CONDIÇÕES PARA A REALIZAÇÃO DAS REAÇÕES QUÍMICAS 
SENSIBILIDADE E ESPECIFICIDADE 
 
Fritz Feigl foi o criador de Análise de Toque – Tüpfelreaktionen, em alemão; Spot 
Tests, em inglês – procedimento analítico para fins qualitativos, executado com técnicaApostila - QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA - 2008 
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muito simples com o emprego de uma ou poucas gotas de amostra e reagentes, em geral 
sobre papel de filtro, em que se desenvolve uma coloração característica para a 
identificação da espécie a ser detectada. O resultado, para que possa indicar a sensibilidade 
da prova, ou seja, o valor mínimo detectável na menor concentração é expresso mediante o 
limite de identificação, em microgramas, acoplado ao limite de diluição. O teste é tanto mais 
sensível quanto menor o limite de identificação e maior o de diluição. 
 
 Ao se fazer um teste analítico será necessário seguir determinadas condições, pois do 
contrário o resultado poderá ser errôneo. Pode-se citar a temperatura, a acidez e a 
concentração dos reagentes. 
 
 Na concentração dos reagentes inclui-se a concentração dos íons de interesse. Por isso 
diz-se que existe uma concentração mínima para o íon de interesse em solução, abaixo da 
qual o teste será negativo. Este fenômeno está relacionado com a sensibilidade de um 
teste. É bom salientar-se que durante o uso de um teste de alta sensibilidade, a 
possibilidade de um erro é muito grande, pois as próprias impurezas dos reagentes podem 
mascarar o resultado. Isto, porém, pode ser contornado quando se faz um teste em branco, 
que significa colocar todos os reagentes menos a substância sob exame. Daqui o próprio 
estudante pode deduzir também a importância da natureza dos reagentes utilizados. 
 
 A sensibilidade de uma reação pode ser aumentada, dentre outros meios, por: 
- uma variação na concentração dos reagentes, 
 
- uma mudança no valor do pH do meio, 
 
- pela adição de solventes orgânicos miscíveis com a água, ou 
 
- através de uma extração por um solvente imiscível com a água. 
 
 
 Sensibilidade de uma Reação: expressa a menor quantidade do analito em uma gota 
da solução que pode ser detectado por um dado reagente. Termos usados para expressar a 
sensibilidade de uma reação: 
 
� Mínimo Detectável: expressa a menor quantidade do analito (em µg) presente em uma 
gota (0,05 mL ou 0,02 mL) da solução em análise que pode ser detectada por um dado 
reagente. (µg = 10-6g). 
 
� Concentração Mínima ou Concentração Limite: é a concentração do analito na solução 
que fornece o mínimo detectável (g/mL). (1 gota = 0,05ml) 
 
� Diluição Limite: expressa o volume da solução aquosa em mililitros que contém 1g do 
analito e que em 1 gota contém a massa mínima detectável. Em outras palavras, é o inverso 
da concentração mínima ou limite. 
 
SENSIBILIDADE � � MÍNIMO DETECTÁVEL 
 � CONCENTRAÇÃO MÍNIMA 
 � DILUIÇÃO LIMITE 
 � TEMPO NECESSÁRIO PARA A REAÇÃO 
 OCORRER 
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 Reações Seletivas e Reações Específicas 
 
 Reações seletivas são aquelas que sob certas condições tornam possível detectar alguns 
íons na presença de outros. A quelação do Ni2+ com dimetilglioxima (DMG) em meio 
amoniacal (pH=8) é uma reação seletiva amplamente empregada na análise química. 
Outros íons também reagem com a DMG, porém em outras condições de reação. Havendo 
condições seletivas, íons Ni2+ podem ser detectados na presença de outros íons. Portanto, 
diz-se que uma reação é seletiva quando ocorre somente com um número restrito de íons 
em determinadas condições. A seletividade de uma reação é tanto maior quanto menor for o 
número de íons que dá teste positivo. 
 
 Reações ou reagentes específicos são aqueles que dão produtos com propriedades 
características com somente um íon. Tais reações são bastante reduzidas. Exemplo: reação 
qualitativa específica para iodo; uma intensa cor azul escura aparece quando moléculas de 
iodo reagem com amido (a especificidade é um caso especial de seletividade). 
 
EXERCÍCIO: Para determinar a sensibilidade da reação de identificação do íon prata com o 
íon cromato, que é traduzida pela equação: 
 
2AgNO3 + K2CrO4 ⇔ Ag2CrO4↓ + 2KNO3 
 
preparou-se uma solução de AgNO3 que continha 1,57g de nitrato de prata por litro de água. 
Verificou-se que ao se diluir 25 vezes esta solução, a reação ainda é positiva, mas se a 
diluição fosse aumentada a reação tornava-se duvidosa. Determine o mínimo detectável, a 
concentração mínima (ou limite) e a diluição limite para esta reação no caso de ela se 
realizar com uma gota de solução (que tem 0,0500 ml). 
 
 
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9 CLASSIFICAÇÃO DE ÂNIONS 
 EXPERIMENTOS E CLASSIFICAÇÃO DE ALEXÈEV 
 
 
9.1. REAÇÕES COM NITRATO DE PRATA (AgNO3) 
 
Experimento 1 
 
A. Separe e numere 10 tubos de ensaio e coloque em cada tubo 10 gotas das seguintes 
soluções: 
 
TUBO 1: nitrato de sódio TUBO 6: carbonato de sódio 
 
TUBO 2: cloreto de sódio TUBO 7: tetraborato de sódio 
 
TUBO 3: brometo de sódio TUBO 8: sulfato de sódio 
 
TUBO 4: iodeto de potássio TUBO 9: sulfeto de sódio 
 
TUBO 5: fosfato de sódio TUBO 10: tiossulfato de sódio 
 
B. Adicione em cada tubo de ensaio 5 gotas de NITRATO DE PRATA. Agite e observe. 
Anote os resultados observados. 
 
SINTETIZE OS RESULTADOS OBSERVADOS NO QUADRO I (a seguir). 
 
 
Experimento 2 
 
A. idem ao ítem A. do Experimento 1. 
 
B. Agora, adicione em cada tubo 2 gotas de ÁCIDO NÍTRICO, agite. 
 
C. Em seguida, adicione em cada tubo 5 gotas de NITRATO DE PRATA. Agite, observe e 
anote os resultados. 
 
SINTETIZE OS RESULTADOS OBSERVADOS NO QUADRO I (a seguir) 
 
 
Experimento 3 
 
A. idem ao ítem A. do Experimento 1. 
 
B. Agora adicione em cada tubo 2 gotas de HIDRÓXIDO DE AMÔNIO, agite. 
 
C. Em seguida, adicione em cada tubo 5 gotas de NITRATO DE PRATA. Agite, observe e 
anote os resultados. 
 
SINTETIZE OS RESULTADOS OBSERVADOS NO QUADRO I (a seguir). 
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9.2. REAÇÕES COM CLORETO DE BÁRIO (BaCl2) 
 
Repetir os experimentos 1, 2 e 3 do item 9.1, substituindo NITRATO DE PRATA por 
CLORETO DE BÁRIO. 
 
QUADRO I 
ÍON Reação com AgNO3 Reação com BaCl2 
N N 
A A 
 
NO3- 
 B B 
N N 
A A 
 
Cl- 
 B B 
N N 
A A 
 
Br- 
 B B 
N N 
A A 
 
I- 
 B B 
N N 
A A 
 
PO43- 
 B B 
N N 
A A 
 
CO32- 
B B 
N N 
A A 
 
B4O72- 
 B B 
N N 
A A 
 
SO42- 
 B B 
N N 
A A 
 
S2- 
 B B 
N N 
A A 
 
S2O32- 
 B B 
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10 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE ÂNIONS 
 
 A classificação dos ânions é geralmente baseada nas diferenças de solubilidade dos 
sais de bário e de prata dos ácidos correspondentes *. Esta classificação não está 
rigorosamente estabelecida. Segundo os autores, os ânions podem ser repartidos em 
diferentes números de grupos. Aqui, nós vamos subdividir os ânions pela classificação de 
ALEXÈEV e estudar os três grupos como é mostrado na Tabela I. 
 
 Na maior parte dos casos os ânions não perturbam mutuamente a sua identificação 
(ao contrário dos cátions). Assim, é relativamente raro ocorrer as reações de separação. A 
pesquisa dos ânions faz-se na maior parte das vezes pelo método fracionado. Por esta 
razão, os reagentes gerais servem, não para separar os grupos, mas apenas para os 
colocar em evidência. Naturalmente, se é verificada a ausência deum grupo, as reações de 
identificação dos ânions que dele fazem parte, são inúteis. Assim, as reações de grupos 
facilitam consideravelmente a execução da análise. 
 
 A análise dos ânions será de grande valia no estudo dos cátions. Por exemplo, 
identificamos os ânions SO42- e CrO42- com a ajuda dos cátions Ba2+ e Pb2+; inversamente 
estes últimos podem ser postos em evidência com os sulfatos e cromatos. 
 
 
Tabela 1 - Classificação de ânions (segundo Alexèev) 
 
 
GRUPO 
 
CARACTERÍSTICA 
DO GRUPO 
 
ÂNIONS QUE FORMAM O GRUPO 
 
 
REAGENTE GERAL 
 
 
 
 
 
I 
 
 
 
 
 
Sais de bário 
pouco solúveis 
na água 
SO42- (íon sulfato) ���� 
SO32- (íon sulfito) 
S2O32- (íon tiossulfato) ���� 
CO32- (íon carbonato) ���� 
PO43- (íon fosfato) ���� 
AsO43- (íon arseniato) 
AsO33- (íon arsenito) 
BO2- ou B4O72- (íon borato) ���� 
CrO42- (íon cromato) 
F- (íon fluoreto) 
SiO32- (íon silicato) 
C2O42- (íon oxalato) 
 
 
 
 
 
 
BaCl2 em solução neutra 
ou fracamente alcalina 
 
 
 
II 
 
 
Sais de prata 
pouco solúveis 
na água e HNO3 
diluído* 
Cl- (íon cloreto) ���� 
Br- (íon brometo) ���� 
I- (íon iodeto) ���� 
S2- (íon sulfeto) ���� 
SCN- (íon tiocianato) 
[Fe(CN)6]4- (íon ferrocianeto) 
[Fe(CN)6]3- (íon ferricianeto) 
 
 
 
 
AgNO3 em solução ácida 
(utilizar HNO3) 
 
 
III 
 
 
Sais de bário e 
de prata 
hidrossolúveis 
NO3- (íon nitrato) ����1 
NO2- (íon nitrito) 
CH3COO- (íon acetato) 
MnO4- (íon permanganato) 
 
 
 
Não tem 
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10.1 PRIMEIRO GRUPO DE ÂNIONS 
 
 O grupo I de ânions compreende: SO42- (íon sulfato), SO32- (íon sulfito), S2O32- (íon 
tiossulfato), CO32- (íon carbonato), PO43- (íon fosfato), AsO43- (íon arseniato), AsO33- 
(íon arsenito), BO2- ou B4O72- (íon borato), CrO42- (íon cromato), F- (íon fluoreto), SiO32- 
(íon silicato) e C2O42- (íon oxalato) etc. Os ânions enumerados dão com com os íons Ba2+ 
sais pouco solúveis na água e (com exceção de Ba2SO4) solúveis nos ácidos. Assim, os 
ânions do I grupo não precipitam nas soluções ácidas sob a forma de sais de bário. 
 
 Devido ao que acabou de ser dito, o reagente geral do I grupo de ânions é BaCl2 em 
solução neutra ou fracamente alcalina (pH 7 a 9). 
 
 Os sais formados de ânions do I grupo com o íon Ag+ , ao contrário dos sais derivados de 
ânions do II grupo, são solúveis nos ácidos diluídos ou mesmo na água (Ag2SO4 e AgF). 
 
 
a) REAÇÕES DO ÍON SULFATO (SO42-) 
 
 O íon sulfato é o ânion do ácido sulfúrico H2SO4, ácido forte, que não o cede 
senão dificilmente aos ácidos halogenados: HCl, HBr, HI e ao HNO3. 
 
 Entre os sais de ácido sulfúrico, os de bário, de estrôncio e de chumbo são pouco 
solúveis na água; o sal de cálcio é um pouco mais solúvel. Os outros sulfatos metálicos são 
hidrossolúveis. Alguns sulfatos básicos, tais como os de mercúrio, bismuto e cromo são 
também insolúveis em água, mas se dissolvem em HCl ou HNO3 diluídos. 
 
 O ácido sulfúrico é um líquido incolor, oleoso e higroscópico, de peso específico 1,838. O 
ácido concentrado, puro, comercial, é uma mistura de ponto de fusão constante, 338oC, e 
contendo cerca de 98% de ácido. É miscível com água em todas as proporções com 
desprendimento de considerável calor. Misturando os dois, o ácido deve sempre ser 
derramada em fina corrente na água (se a água for derramada no ácido mais denso, o vapor 
gerado repentinamente pode arrastar com ele algum ácido, podendo portanto, causar 
considerável dano). 
 
1. Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de sulfato de bário, BaSO4 - 
insolúvel em HCldil. a quente e em HNO3 dil. , mas moderadamente solúvel em HCl conc. a 
quente: O ácido nítrico concentrado ou ácido clorídrico concentrado não deve ser usado, 
porque podem formar precipitados de cloreto ou nitrato de bário. Estes, contudo se 
dissolvem, diluídos com água. 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas de solução de sulfato de sódio, gotas de 
ácido clorídrico diluído e a seguir, solução de cloreto de bário (os carbonatos, sulfitos e 
fosfatos não são precipitados nestas condições). 
 
SO42- + Ba2+ ⇔ BaSO4 ↓ 
 
Como sal pouco solúvel de ácido forte, o sulfato de bário é insolúvel nos ácidos, o 
que distingue este sal dos sais de bário de todos os outros ânions. Este processo de 
identificação pode complicar-se pela presença, na solução analisada, do ânion S2O32- ou de 
uma mistura de íons SO32- e S2-, porque nestes dois casos a acidificação provoca a 
formação de um depósito de precipitado branco de enxofre, insolúvel nos ácidos como o 
BaSO4.
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S2O32- + 2H+ ⇔ S↓ + SO2 + H2O 
 
2S2- + SO32- + 6H+ ⇔ 3S↓ + 3H2O 
 
♦♦♦♦ Pode-se distinguir BaSO4 do enxofre utilizando a propriedade do sulfato de bário de dar 
com KMnO4 cristais mistos cor-de-rosa. Para tal, adiciona-se 10 a 15 gotas da solução 
estudada (Na2SO4), acidificada com HCl (~2 gotas), 10 gotas de solução 0,01N de KMnO4 e 
10 gotas de solução de BaCl2. Reduz-se em seguida o excesso de KMnO4 com H2O2 e a 
solução torna-se incolor (2MnO4 + 5H2O2 + 6H+ ⇔ 2Mn2+ + 5O2↑ + 8H2O), enquanto 
que o precipitado se torna rosado, o que prova a presença de BaSO4. O permanganato de 
potássio que dá estes cristais mistos não reage com a água oxigenada, porque se encontra 
no interior de cristais de BaSO4. Ao invés da água oxigenada pode-se utilizar ácido oxálico a 
0,5 M, colocando-se o tubo em aquecimento em banho-maria até completa descoloração. A 
centrifugação favorece a observação. Sensibilidade: 2,5µg de SO42-. Concentração limite: 1 
em 20 000. 
 
♦♦♦♦2. Rodizonato de sódio: os sais de bário produzem um precipitado marrom avermelhado 
com este reagente (veja seção 11.3). Os sulfatos e ácido sulfúrico provocam um 
descoramento imediato, devido à formação de sulfato de bário insolúvel. este ensaio é 
específico para sulfatos. Coloque 1 gota de BaCl2 sobre o papel de filtro ou de reação à gota 
e 1 gota de solução aquosa a 0,5% de rodizonato de sódio recém-preparada. Trate a 
mancha marrom avermelhada com 1 gota de solução teste ácida ou alcalina. A mancha 
colorida desaparece. Sensibilidade: 4µg de SO42-. Concentração limite: 1 em 10 000. 
 
3. Sais de estrôncio (Sr3+): dão um precipitado branco de SrSO4, insolúvel nos ácidos. 
 
4. Acetato de chumbo: forma um precipitado branco de PbSO4, solúvel em ácido sulfúrico 
concentrado (H2SO4conc) a quente, em soluções de acetato de amônio. e mtartarato de 
amônio e em soluções de hidróxido de sódio. No último caso, forma-se o 
tetrahidroxiplumbato (II) de sódio que, por acidificação com ácido clorídrico, se separa como 
cloreto de chumbo cristalizado. Se qualquer das soluções aquosas do precipitado for 
acidificada com ácido acético e adicionada solução solução de cromato de potássio, 
precipita-se cromato de chumbo amarelo (veja as reações do chumbo). 
 
5. O nitrato de prata (AgNO3): não dá precipitado com as soluções diluídas de sulfatos, 
pois o Ag2SO4 é bastante solúvel na água. Mas nas soluções concentradas de sulfatos, 
pode-se formar um precipitado branco de Ag2SO4. Se possível utilizar amostra sólida. 
 
 
b) REAÇOES DO ÍON TIOSSULFATO (S2O32-) 
 
 O íon tiossulfato é o ânion do ácido tiossulfúrico H2S2O3. Este ácido é ainda mais 
instável que H2SO3 e, posto em liberdade decompõe-se com formação de SO2 e de S. Entre 
os tiossulfatos, os dos metais alcalinos, assim como os do estrôncio, zinco, cádmio, níquel, 
cobalto,manganês e ferro II são solúveis na água. Os outros tiossulfatos são pouco solúveis 
(chumbo, prata e bário), sendo que muitos deles dissolvem-se em excesso de solução de 
tiossulfato. O íon S2O32- é incolor. 
 
 As soluções aquosas dos tiossulfatos dos metais alcalinos têm uma reação quase neutra. 
 
 Para os testes utilize soluções de tiossulfato de sódio (Na2S2O3.5H2O). 
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1. Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de tiossulfato de bário, 
Ba2S2O3, proveniente de soluções moderadamente concentradas de cloreto de bário. A 
precipitação é acelerada por agitação e fricção das paredes do recipiente com um bastão de 
vidro. 
S2O32- + Ba2+ ⇔ BaS2O3 ↓ 
 
♦♦♦♦2. Ácido clorídrico diluído (HCl): não há modificação imediata a frio com uma solução de 
tiossulfato. A solução acidulada turva-se rapidamente, devido à separação do enxofre, e o 
ácido sulfuroso fica presente na reação. Aquecendo a solução, libera-se dióxido de enxôfre, 
que é reconhecido por seu odor e sua ação sobre o papel de filtro umedecido com solução 
acidificada de dicromato de potássio. 
 
S2O32- + 2H+ ⇔ H2S2O3 
H2S2O3 ⇔ H2O + S↓ + SO2↑ 
SO2 (g) + H2O ⇔ H2SO3 
Cr2O72- + 3S03 + 8H+ ⇔ 2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O 
 
Como, nas mesmas condições, os sulfetos libertam SO2 sem formação de enxofre (que 
precipita no caso dos tiossulfatos formando uma turvação), esta reação permite identificar 
S2O32- e constitui uma das reações mais importantes do íon tiossulfato. 
 
3. Soluções de iodo (I2): descora, formando uma solução incolor de íons tetrationato: 
 
2S2O32- + I2 ⇔ S4O6 + 2I- 
 
 A reação tem aplicações práticas na iodometria e nos métodos iodométricos de análises 
titrimétricas. 
 
4. Solução de acetato de chumbo ou nitrato de chumbo: inicialmente, não há 
modificação, mas, após a adição do reagente, forma-se um precipitado branco de tiossulfato 
de chumbo: 
 
S2O32- + Pb2+ ⇔ PbS2O3↓ 
 
O precipitado é solúvel em excesso de tiossulfato; por essa razão, não ocorre 
precipitação. Aquecendo a suspensão, o precipitado escurece, formando finalmente um 
precipitado preto de sulfeto de chumbo: 
 
PbS2O3↓ + H2O ⇔ PbS↓ + 2H+ + SO42- 
 
A reação pode ser efetuada para distinguir íons sulfito dos íons tiossulfato. 
 
5. Solução de cloreto de Fe(III): aparece uma coloração violeta-escuro, provavelmente 
pela formação do complexo ditiossulfatoférrico (ferroIII): 
 
2S2O32- + Fe3+ ⇔ [Fe(S2O3)2]- 
 
em repouso, a cor desaparece rapidamente, formando íons tetrationato e ferro(II): 
 
[Fe(S2O3)2]- + Fe3+ ⇔ 2Fe2+ + S4O62-
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a reação global pode ser escrita como a redução do ferro(III) pelo tiossulfato: 
 
2S2O32- + 2Fe3+ ⇔ S4O62- + 2Fe2+ 
 
6. Solução de nitrato de prata: precipitado branco de tiossulfato de bário, BaS2O3, 
proveniente de soluções moderadamente concentradas: 
 
S2O32- + Ba2+ ⇔ BaS2O3↓ 
 
 A precipitação é acelerada por agitação e fricção das paredes do recipiente com um 
bastão de vidro. A solubilidade é 0,5g.L-1 a 18oC. Nenhum precipitado é obtido com cloreto 
de cálcio, pois o tiossulfato de cálcio é bastante solúvel em água. 
 
7. Ensaio do anel azul: derramando lentamente uma solução de tiossulfato, misturada com 
uma solução de molibdato de amônio, nas paredes de um tubo de ensaio contendo 
H2SO4conc., forma-se temporariamente um anel azul na zona de contato. A origem desta cor 
ainda é inexplicada. 
 
 
c) REAÇÕES DO ÍON CARBONATO (CO32-) 
 
 O íon carbonato é o ânion do ácido carbônico, ácido extremamente fraco 
desconhecido no estado livre. Quando é obtido a partir dos seus sais, decompõe-se quase 
completamente em anidrido carbônico é água. Dentre os carbonatos, são solúveis em água 
apenas os de sódio, potássio e amônio. 
 
 Para estudo dessas reações pode ser usada uma solução de carbonato de sódio, 
Na2CO3.10H2O. 
 
♦♦♦♦1. Ácido clorídrico diluído: decompõe-se com efervescência, devido à liberação do 
dióxido de carbono: 
CO32- + H+ ⇔ HCO3- 
HCO3- + H+ ⇔ CO2↑ + H2O 
 
o gás pode ser identificado por suas propriedades de turvar a água de cal (Ca(OH)2) ou 
água de barita (Ba(OH)2): 
 CO2 + Ca2+ + 2OH- ⇔ CaCO3↓ + H2O 
 CO2 + Ba2+ + 2OH- ⇔ BaCO3↓ + H2O 
 
Alguns carbonatos naturais, tais como magnesita, MgCO3, siderita, FeCO3 e dolomita, 
(Ca,Mg)CO3, não reagem facilmente a frio; eles devem ser finamente pulverizados e a 
mistura reagente aquecida. 
 
 O ensaio da água de cal ou de barita é efetuado utilizando um sistema com dois tubos de 
ensaio interligados por um tubo em U (Fig.3). Em um dos tubos (tubo A) coloque a 
substância a ser analisada (use carbonato de sódio sólido) e aproximadamente 10 gotas de 
ácido clorídrico diluído. No outro tubo, coloque solução de hidróxido de bário (água de 
barita). Aqueça o tubo A cuidadosamente, de modo que o líquido nele contido não passe 
para o outro tubo (tubo B). O gás liberado passa através da água de cal ou de barita contida 
no tubo B; a formação de uma turbidez indica a presença de um carbonato, a turbidez 
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desaparece lentamente, devido à formação de um hidrogenocarbonato (bicarbonato) 
solúvel: 
BaCO3↓ + CO2 + H2O ⇔ Ba2+ + 2HCO3- 
 
Qualquer ácido, mais forte que o carbônico (K1 = 4,31 x 10-7), o deslocará, especialmente a 
quente. Assim, mesmo o ácido acético (K = 1,76 x 10-5) decomporá os carbonatos; os 
ácidos fracos, o bórico (K1 = 5,8 x 10-10) e o cianídrico (K = 4,79 x 10-10), não o 
decomporão. 
 
 
 
 
 1,4 - tubos de ensaio 
 
 2 - balão com torneira 
 
 3 - tubo de recolha 
 
 
 
 
 
Figura 3 Aparelhos para testes de carbonato. 
 
2. Solução de nitrato de prata: precipitado brando de carbonato de prata: 
 
CO32+ + 2Ag+ Ag2CO3↓ 
 
O precipitado é solúvel em ácido nítrico e em amônia: 
 
Ag2CO3 + 2H+ ⇔ 2Ag+ + CO2↑ + H2O 
Ag2CO3 + 4NH3 ⇔ 2[Ag(NH3)2]+ + CO32- 
 
O precipitado torna-se amarelo ou marrom após a adição de excesso de reagente, devido à 
formação de óxido de prata. O mesmo acontecerá, se a mistura for aquecida: 
 
Ag2CO3↓ ⇔ Ag2O↓ + CO2↑ 
 
 
d) REAÇÕES DO ÍON FOSFATO (PO43-) 
 
 O íon fosfato PO43- é o ânion do ácido ortofosfórico H3PO4, ácido de força média. 
Como triácido é susceptível de formar três séries de sais: 
 
fosfatos neutros : Na3PO4 , Ca3(PO4)2, etc. 
hidrogenofosfatos: Na2HPO4, CaHPO4, etc. 
dihidrogenofosfatos: NaH2PO4, Ca(H2PO4)2 
 
 Entre os sais de H3PO4 são hidrossolúveis os dos metais alcalinos e de amônio, assim 
como os dihidrogenofosfatos de metais alcalino-terrosos, Ca(H2PO4)2 por exemplo. Os 
outros sais são pouco solúveis na água, mas dissolvem-se nos ácidos minerais e, muitos 
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deles, no ácido acético; FePO4 e AlPO4 são insolúveis neste ácido. O BiPO4 é pouco solúvel 
em HNO3dil. (0,5N). Os fosfatos de metais alcalinos têm uma reação fortemente alcalina. 
Assim, para uma solução 0,1M de Na3PO4, o cálculo mostra que pH = 12,8. Para uma 
mesma concentração, uma solução de Na2HPO4 tem um pH de 9,9 e uma solução de 
NaH2PO4 um pH de 4,6. 
 
 Para estudo das reações, tomemos uma solução de fosfato de amônio, (NH4H2PO4). 
 
♦♦♦♦1. Mistura magnesiana (MgCl2 + NH4OH +NH4Cl): dá um precipitado cristalizado branco 
de MgNH4PO4. Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução em análise, adicione 
gotas de ácido clorídrico diluído e 10 gotas de solução de cloreto de magnésio. Adicione a 
seguir hidróxido de amônio até meio alcalino. 
 
PO43- + Mg2+ + NH4+ + 6H2O ⇔ MgNH4PO4.6H2O↓ 
 
Esta reação pode igualmente ser utilizada para a identificação microcristaloscópica 
do íon PO43- e do íon Mg2+ (como veremos no estudo dos cátions). Neste caso adicione a 
uma gota da solução estudada uma gota de solução de NH4OH e uma gota de solução de 
NH4Cl e um pequeno cristal de MgSO4. Formam-se cristais característicos de 
MgNH4PO4.6H2O↓ (Fig. 4). O íon arsenato (AsO43-) também forma cristais análogos. 
 
 
 A B 
 
 
 
 
Figura 4 Cristais de MgNH4PO4.6H2O formados por cristalização (A-rápida; B-lenta). 
 
2. Reagente molibdato de amônio ou reagente molibdeico (solução de molibdato de 
amônio em HNO3): precipitado amarelo cristalino de fosfomolibdato de amônio, 
(NH4)3PO4.12MoO3, ou, mais corretamente (NH4)3[PMo12O40] ou (NH4)3[P(Mo3O10)4], tendo o 
grupo Mo3O10 substituído cada átomo de oxigênio no fosfato. 
 Coloque a solução a analisar num tubo de ensaio e adicione gotas de ácido nítrico 
diluído. A seguir, coloque alguns mililitros de solução de molibdato de amônio e aqueça 
brandamente. A formação de um precipitado amarelo cristalino indica a presença de fosfato. 
O precipitado é solúvel em meio alcalino. 
 
PO43- + 3NH4+ + 12MoO42- + 23H+ ⇔ (NH4)3[P(Mo3O10)4]↓ + 12H2O 
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Obs.1- O molibdato de amônio comercial tem a fórmula (NH4)6Mo7O24.4H2O (um 
paramolibdato) e não (NH4)2MoO4; mas o íon MoO42- é empregado na equação por uma 
questão de simplicidade. Tais íons podem existir sob as condições experimentais da reação. 
 
Obs.2- A presença de redutores na solução, por exemplo íons SO32-, S2O32- e S2- perturbam 
a reação, pois estes reduzem o MoVI a azul de molibdênio (mistura de compostos de 
molibdênio com distintos graus de oxidação), assim a solução toma cor azul. Também não 
devem existir na solução grandes quantidades de cloretos. Para a oxidação dos redutores e 
eliminação de uma parte de cloretos, ferver a solução estudada com pequena quantidade de 
HNO3 4N. 
 
 
e) REAÇÕES DO ÍON TETRABORATO E BORATO (B4O72- E BO2-) 
 
 O ácido bórico (ortobórico) livre H3BO3 é um sólido cristalizado branco, bastante 
solúvel na água e que pertence aos ácidos mais fracos. Contudo, os seus sais, chamados 
boratos, não correspondem, pela sua composição, ao ácido ortobórico H3BO3, mas ao ácido 
metabórico HBO2 e ao ácido tetrabórico H2B4O7. 
 
 Entre os boratos, apenas os dos metais alcalinos são hidrossolúveis. O mais importante 
deles é o tetraborato de sódio Na2B4O7.10H2O (bórax). Como sais de ácido fraco, todos os 
boratos solúveis são fortemente hidrolisados em solução aquosa e têm uma reação alcalina. 
Os boratos insolúveis na água dissolvem-se nos ácidos. As soluções de borato são 
incolores. 
 
 Utilize para os testes solução de tetraborato de sódio. 
 
1. Solução de cloreto de bário (BaCl2): precipitado branco de metaborato de bário, 
Ba(BO2)2, solúvel nos ácidos. A sua formação pode ser representada pela equação: 
 
B4O72- + 3H2O ⇔ 2BO2- + 2H3BO3 
Ba2+ + 2BO2- ⇔ Ba(BO2)2 
______________________________________________ 
B4O72- + Ba2+ + 3H2O ⇔ Ba(BO2)2↓ + 2H3BO3 
 
Pela equação, podemos observar que ocorre precipitação de somente parte do íon borato 
presente em solução. Para precipitação completa, a reação deve desenvolver-se em meio 
alcalino: 
 
3H3BO3 + 2OH- + Ba2+ ⇔ Ba(BO2)2↓ + 4H2O 
 
 
♦♦♦♦2. Coloração da chama: os compostos voláteis de boro dão à chama cor verde. Como os 
boratos não são voláteis, a reação efetua-se por um dos dois métodos seguintes: 
 
a) Mistura-se, sobre uma cápsula de porcelana ou sobre um vidro de relógio, um pouco da 
substância sólida, Na2B4O7.10H2O por exemplo, com pó de CaF e molha-se esta mistura 
com algumas gotas de H2SO4 concentrado. Forma-se um composto de boro (BF3) de tal 
modo volátil que uma pequena porção desta mistura, colocada na extremidade de uma 
vareta de vidro aproximada de uma chama, sem lhe tocar, dá ao fim de um certo tempo uma 
cor verde à parte exterior da chama. 
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b) Coloque uma pequena porção da amostra sólida em análise em uma cápsula de 
porcelana. Adicione 3 a 4 gotas de ácido sulfúrico concentrado, 5 a 6 gotas de álcool etílico, 
agite bem e acenda. o composto formado - o éter boroetílico - é muito volátil e se inflama 
com chama verde característica. 
 
B4O72- + 2H+ + 5H2O ⇔ 4B(OH)3 
B(OH)3 + 3C2H5OH ⇔ B(OC2H5)3 + 3H2O 
 
3. Prova da chama: podemos ainda verificar a presença de borato em uma amostra pela 
prova da chama, usando fio de platina. Neste teste utiliza-se ácido sulfúrico concentrado. 
Limpe o fio de platina em ácido clorídrico concentrado, molhe-o em ácido sulfúrico 
concentrado e toque a amostra de modo a aderir uma pequena quantidade da mesma. Leve 
o fio à chama pálida de Bunsen, na zona oxidante inferior. O aparecimento de chama verde, 
indica a presença do íon borato. 
 
 
 
QUESTÕES 
 
 
1. Como os ânions são repartidos em grupos e o que caracteriza cada um destes grupos? 
 
2. Qual é o reagente geral dos ânions do Grupo I e do Grupo II? 
 
3. Em que se distingue a análise dos ânions da dos cátions? Que papéis desempenham 
aqui os reagentes gerais? 
 
4. Se não se forma precipitado com BaCl2, pode-se concluir que estão ausentes os ânions 
do Grupo I sem efetuar um ensaio prévio de reação em solução? 
 
5. Na reação do íon SO42-, pode-se utilizar HCl concentrado em vez de HCl diluído? Por 
quê? 
 
6. Como se identificam os ânions que contém enxofre, quando estão simultaneamente 
presentes? 
 
7. Por que acaba por desaparecer a turvação que se forma pela passagem de CO2 pela 
água de cal? 
 
8. Que íons pertubam a pesquisa de CO32-? Como proceder se estes existem na solução? 
 
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 10.2 SEGUNDO GRUPO DE ÂNIONS 
 
 
 O II grupo de ânions compreende Cl- (íon cloreto), Br- (íon brometo), I- (íon 
iodeto), S2- (íon sulfeto), CNS- (íon tiocianato), [Fe(CN)6]4- (íon ferrocianeto), [Fe(CN)6]3- 
(íon ferricianeto), etc. Estes ânions são precipitados pelo íon Ag+ em solução nítrica, 
porque os sais de prata formados por eles são quase insolúveis em HNO3 diluído (com 
exceção do AgS que dissolve-se em HNO3 a quente). 
 
 Ao contrário dos ânions do II grupo, os sais de prata dos ânions do III grupo e dos ânions 
SO42- e F- são hidrossolúveis, enquanto que os dos outros ânions do I grupo não são 
solúveis senão em presença de HNO3 diluído. 
 
 Consequentemente, o reagente geral dos ânions do II grupo é AgNO3 em presença de 
HNO3 diluído. 
 
 Os sais de bário dos ânions do grupo II são hidrossolúveis. Assim, ao contrário dos 
ânions do I grupo, os ânions do II grupo não são precipitados pelo BaCl2. Em solução 
aquosa, os ânions do II grupo são incolores, com excessão dos íons ferrocianeto e 
ferricianeto. 
 
 
 a) REAÇÕES DO ÍON CLORETO (Cl-) 
 
 O íon cloreto é o ânion do ácido clorídrico HCl, solução aquosa de cloreto de 
hidrogênio gasoso. Pertence aos ácidos minerais mais fortes. As soluções de sais de HCl e 
de bases fortes (por exemplo NaCl, CaCl2) têm uma reação neutra e as soluções de sais de 
HCl e de bases bracas, uma reação ácida. O que acaba de ser dito é válido também paraos 
brometos e os iodetos, pois o HBr e o HI são ácidos tão fortes como HCl. Entre os cloretos, 
são pouco solúveis AgCl (cloreto de prata), Hg2Cl2 (cloreto de mercúrio I), PbCl2 (cloreto de 
chumbo - este é escassamente solúvel a frio, mas prontamente solúvel em água fervendo), 
CuCl (cloreto de cobre I), BiOCl (oxicloreto de bismuto), SbOCl (oxicloreto de antimônio), 
Hg2OCl2 (oxicloreto de mercúrio). Os outros cloretos dissolvem-se bem. 
 Para estudo dessas reações, empregue solução de cloreto de sódio. 
 
1. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): atuando sobre cloretos secos (NaCl ou KCl) faz 
libertar destes HCl gasoso [ reconhecido por a) seu odor picante; b) produção de fumaças 
brancas, que são gotículas de HCl, formadas quando se sopra a boca do tubo; c) 
desenvolver nuvens brancas de cloreto de amônio, quando um bastão de vidro umedecido 
com solução de amônia é mantido perto da boca do tubo; c) avermelhar o papel de 
tornassol azul úmido quando aproximado da abertura do tubo de ensaio)]. 
 
 A decomposição é considerável a frio e completa a quente (utilizar capela). 
 
NaCl + H2SO4 ⇔ NaHSO4 + HCl↑ 
 
Obs.: como foi salientado, este teste só deve ser efetuado em amostras sólidas. 
 
♦♦♦♦2. Solução de nitrato de prata: precipitado branco, floculento, de cloreto de prata, AgCl, 
insolúvel em água e em ácido nítrico diluído, mas solúvel em solução diluída de amônia e 
em soluções de cianeto de potássio (tóxico) e tiossulfato de sódio:
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Cl- + Ag+ ⇔ AgCl↓ 
AgCl↓ + 2NH3 ⇔ [Ag(NH3)2]+ + Cl- 
[Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H+ ⇔ AgCl↓ + 2NH4+ 
 
 Se o cloreto de prata precipitado é filtrado, lavado com água destilada e então agitado 
com solução de arsenito de sódio, ele é convertido em arsenito de prata amarelo (distinção 
do brometo de prata e iodeto de prata, que não são afetados por este tratamento). Este 
ensaio pode ser empregado como uma prova confirmatória para o cloreto: 
3 AgCl + AsO33- ⇔ Ag3AsO3↓ + 3Cl- 
 
Obs.: Veja outras reações: com acetato de chumbo; com dióxido de manganês e ácido 
sulfúrico concentrado; com ácido sulfúrico e dicromato de potássio (ensaio do cloreto de 
cromila) no Vogel – Química Analítica Qualitativa, seção IV.14. 
 
 
 b) REAÇÕES DO ÍON BROMETO (Br-) 
 
 O íon brometo é o ânion do ácido bromídrico (HBr) que, como HCl, é uma solução 
aquosa de brometo de hidrogênio gasoso. HBr é um ácido tão forte quanto o HCl. Entre os 
sais de ácido bromídrico (brometos), apenas Ag2Br, HgBr2 e PbBr2 são insolúveis na água 
(análogo aos cloretos). Em geral, os brometos assemelham-se pelas suas propriedades aos 
cloretos e não se distinguem destes senão por uma estabilidade ligeiramente menos forte à 
ação dos oxidantes. 
 
 Utilize para os ensaios solução de brometo de potássio. 
 
♦♦♦♦1. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): forma HBr gasoso por ação sobre os brometos 
sólidos: 
 
NaBr + H2SO4 ⇔ NaHSO4 + HBr↑ 
 
 Ao contrário de HCl, HBr é parcialmente oxidado a Br2 livre por H2SO4, o que se vê pela 
coloração acastanhada dos gases que libertam (ver Obs.): 
 
2HBr + H2SO4 ⇔ Br2↑ + 2H2O + SO2↑ 
 
Obs.: O bromo livre (Br2) é muito tóxico, deste modo todas as reações nas quais ele se 
liberta devem ser efetuadas só se extremamente necessário e, neste caso, em capela. 
 
♦♦♦♦2. Ação dos oxidantes: o potencial normal de óxi-redução do par Br2 / 2Br- (Eo= +1.07V) 
tem um valor inferior ao do par Cl2 / 2Cl- (Eo = +1,36V) e, por esta razão, os íons Br- são 
redutores mais fortes que os íons Cl-. Assim, todos os oxidantes que, como KMnO4, KClO3, 
PbO2 e MnO2 oxidam, em meio ácido, os íons Cl- em Cl2, devem com mais razão oxidar os 
íons Br- em Br2. Existem, porém, oxidantes que não conseguem oxidar os íons Cl- e que 
oxidam os íons Br-. Já observamos um exemplo de tal oxidação na reação com H2SO4 
estudada anteriormente. 
 
 Um outro exemplo análogo é a ação da água de cloro (solução de Cl2) ou de hipoclorito 
de sódio (NaClO) sobre as soluções de brometos. Para efetuar esta reação, coloca-se num 
tubo de ensaio um pouco de NaBr, acidifica-se com algumas gotas de uma solução de 
H2SO4 diluído ou de HNO3 diluído, depois adiciona-se gota a gota solução de hipoclorito de 
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sódio (ou água de cloro). A solução torna-se castanha em virtude da libertação de Br2 livre 
(lembre-se que Br2 é tóxico, portanto este ensaio deve ser feito em capela). Se for 
adicionada à solução gotas de CCl4 (tetracloreto de carbono) -ou CHCl3 (clorofórmio), ou 
C6H6 (benzeno), ou CS2 (sulfeto de carbono), no qual o Br2 se dissolve melhor que na água, 
agitando em seguida, a camada orgânica toma a coloração castanho-avermelhada 
característica do bromo, ou seja, devido à oxidação do bromo. Quando há um excesso de 
cloro, a coloração vira para o amarelado devido a BrCl (distinção do iodeto). É uma das 
principais reações do íon brometo. Sendo o íon brometo, como o íon cloreto, um redutor 
extremamente fraco, o ânion Br- não é capaz de reduzir KMnO4 a MnO(OH)2 em meio 
alcalino. 
 
♦♦♦♦3. Reagente fucsina: a fucsina ou magenta é um corante orgânico -de cor avermelhada 
que dá com NaHSO3 (hidrogenosulfito de sódio) um composto incolor. Se o bromo livre 
atuar sobre este composto, obtém-se um corante de substituição contendo bromo, de cor 
viva violeta-avermelhado. Como o cloro ou o iodo não produzem tal coloração, esta reação 
permite identificar mesmo vestígios de Br- em presença de Cl- e I-. 
 
 Para efetuar esta reação é necessário utilizar o seguinte processo: Introduza num tubo de 
ensaio algumas gotas de uma solução aquosa de fucsina a 0,1% e descorá-la adicionando 
NaHSO3 sólido e 1 ou 2 gotas de HCl concentrado. Molhar com a solução obtida uma tira de 
papel de filtro e fixá-la na superfície interior e seca do vidro de relógio superior de uma 
“microcâmara de gás” , cuja montagem consiste em dois vidros de relógio (θ). Sobre o vidro 
inferior, colocar 2 ou 3 gotas da solução teste e 4 ou 5 gotas de uma solução de ácido 
crômico (H2CrO4) 25%. Aquecer 10 minutos os vidros de relógio acoplados, conservando-os 
por cima de um banho-maria em ebulição. O Br2 livre formado por oxidação dos íons Br- 
pelo ácido crômico reage com o composto dissulfatado da fucsina e dá coloração, mais ou 
menos rapidamente (dependendo da quantidade de Br-), violeta-avermelhado ao papel. A 
reação é muito sensível, exigindo uma grande pureza dos reagentes utilizados, visto 
que o iodeto de potássio pode conter, como impurezas, quantidades mínimas de brometos 
que não são perceptíveis em outras reações, mas que dão neste caso uma coloração 
apreciável. 
 
 
c) REAÇÕES DO ÍON IODETO (I-) 
 
 O íon iodeto (I-) é o ânion do ácido iodídrico HI, solução aquosa do iodeto de 
hidrogênio. Este ácido é tão forte quanto o HCl e HBr. Entre os iodetos, são praticamente 
insolúveis na água os de prata (AgI), de mercúrio, de chumbo (PbI2) e de cobre (CuI). 
 O HI livre e os iodetos oxidam-se ainda mais facilmente que o HBr e os brometos, 
visto que o potencial normal redox do par I2 / 2I- (Eo = +0,54V) é mais fraco que o do par Br2 
/ 2Br- (Eo = +1,07V). 
 
 Para estes testes utilize iodeto de potássio. 
 
1. Solução de nitrato de prata (AgNO3): precipitado amarelo de iodeto de prata (AgI), 
pouco solúvel em HNO3, assim como em amônia (ao contrário de AgCl). O iodeto de prata 
dissolve-se em Na2S2O3 (tiossulfato de sódio) e KCN (cianeto de potássio - altamente 
tóxico), que formam, respectivamente, com o íon Ag+ os íons complexos [Ag(S2O3)]-, 
[Ag2(S2O3)3]4- e [Ag(CN)2]- menos dissociados que [Ag(NH3)2]+. A reação com Na2SO4 exige 
um grandeexcesso deste último: 
2AgI + 3Na2S2O3 ⇔ Na4[Ag2(S2O3)3] + 2NaI 
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AgI é igualmente decomposto sob ação do zinco, em presença de uma solução de H2SO4 
2N: 
 
2AgI + Zn + H2SO4 ⇔ 2Ag↓ + ZnSO4 + 2HI 
 
2. Ácido sulfúrico concentrado (H2SO4): atua sobre os iodetos, assim como também atua 
sobre os brometos com a única diferença que a oxidação de HI livre é ainda mais fácil que a 
oxidação do HBr. O ácido sulfúrico é, nesta reação, reduzido a SO2 ou H2S: 
 
 tóxico (reação em capela) 
8HI + H2SO4 ⇔ 4H2O + H2S↑ + 4I2 
 
 O iodo obtido é depositado sob a forma de um precipitado cinzento--escuro ou torna a 
solução de cor castanha. Se o conteúdo do tubo de ensaio for aquecido, libertam-se 
vapores de iodo violeta (local do ensaio: capela). 
 
♦♦♦♦3. Nitrito de potássio ou de sódio, em presença de H2SO4 ou de HCl: oxidam os íons I- 
segundo a equação: 
2I- + 2NO2- + 4H+ ⇔ I2 + 2H2O + 2NO↑ 
 
 O iodo obtido na reação precipita sob a forma de um depósito cinzento-escuro ou dá à 
solução cor castanha. Pode-se detectar a sua formação com a ajuda do benzeno ou da 
goma de amido. A solução toma cor azul intensa pela formação de um composto de 
adsorção do iodo sobre o amido. A coloração desaparece por aquecimento e volta a 
aparecer por resfriamento; porém, se aquecer demasiadamente o iodo volatiliza. 
 Coloque 1 gota da solução em análise sobre um vidro de relógio, adicione 1 gota de 
solução de amido e 1 gota de nitrito de sódio. Adicione 1 gota de H2SO4 diluido. O 
aparecimento de coloração azul intensa confirma a presença de iodeto. 
 Ao contrário dos íons I-, os íons Br- não são oxidados pelos nitritos. Isto explica-se pelo 
fato de que o potencial de óxido-redução de HNO2 (Eo = +0,98V) é superior ao de I2 (Eo = 
+0,54V), mas inferior ao de Br2 (Eo = +1,07V). O íon Fe3+ (Eo = +0,77V) comporta-se do 
mesmo modo em relação a I- e a Br-. 
 Pode-se, utilizando a volatilidade do iodo livre, eliminar os íons I- da solução com a ajuda 
da reação indicada. Para isto, acidifica-se a solução com H2SO4 2N, adiciona-se uma 
solução de nitrito e leva-se à ebulição até o desaparecimento da cor castanha de I2. Para 
evitar que HBr se volatilize, é necessário adicionar água à medida que a solução se 
evapora. 
 
 
d) ANÁLISE DE UMA MISTURA DE ÂNIONS: Cl-, Br- E I- 
 
 Esta marcha de análise só é aplicável na ausência dos ânions SCN-, [Fe(CN)6]4- e 
[Fe(CN)6]3-. 
 
 O mais cômodo para pôr em evidência os íons Cl-, Br- e I-, quando se encontram todos 
presentes, é utilizar o precipitado de sais de prata obtido em solução nítrica. Nestas 
condições, os ânions redutores [S2O32-, SO32- e S2-(precipitado de Ag2S dissolve-se a 
quente)] que perturbam a pesquisa dos íons I- e Br- são separados e a identificação do 
cloreto é facilitada. 
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1. Precipitação dos íons Cl-, Br- e I-. Adicionar a 1 ou 2 ml da solução estudada 0,5 a 1,0 
ml de solução de AgNO3 e 1 ou 2 ml de solução 6N de HNO3 e aquecer. Se o precipitado se 
dissolve totalmente, os íons Cl-, Br- e I- estão ausentes. É necessário obter uma precipitação 
completa (fazer o teste), porque de outro modo os íons Cl- e mesmo Br- poderiam ficar na 
solução, em virtude da solubilidade de AgCl e de AgBr ser mais elevada que a de AgI, 
sendo que este precipita em primeiro lugar, em seguida AgBr e finalmente AgCl. 
 
2. Dissolução de AgCl e identificação do íon Cl-. Agitar energicamente durante um minuto 
o precipitado lavado (testar com NaCl se há existência de íons Ag+. Por quê?) com 0,5 a 1 
ml de uma solução de (NH4)2CO3 a 12% (para solubilizar todo Cl-). AgCl dissolve--se com 
formação de [Ag(NH3)2]Cl, enquanto que AgBr e AgI ficam no precipitado (com Ag2S, se 
este não se dissolveu totalmente por aquecimento com HNO3). Filtrar e lavar o precipitado e 
estudá-lo procedendo como indicado no ítem 3. Adicionar gota a gota ao filtrado (se o 
filtrado estiver turvo, filtrá-lo várias vezes sobre o mesmo filtro) uma solução de KBr. 
 Se a solução estudada contém [Ag(NH3)2]Cl, obtém-se uma turvação intensa (em virtude 
da formação de AgBr) que testemunha a presença do cloreto. 
 
3. Passagem dos íons I- e Br- para a solução. Adicionar ao precipitado lavado 0,5 a 1 ml 
de água e um pouco de pó de zinco (se, em vez de pó de zinco, utilizar limalha de zinco 
metálico, é necessário efetuar a reação em presença de uma solução de H2SO4 2N a 
quente, a fim de acelerar a reação e eliminar H2S que poderia libertar-se se o precipitado 
contivesse Ag2S). Agitar durante 1 minuto o conteúdo do tubo com um bastão de vidro, 
depois filtrar o precipitado (excesso de Zn e prata metálica formada) e desprezá-lo. Estudar 
o filtrado como indicado no ponto 4. 
 
4. Identificação dos íons I- e Br-. Acidificar uma parte do filtrado por uma solução de H2SO4 
2N e identificar os íons I- e Br- por ação de água de cloro ou de uma solução de NaClO em 
presença de benzeno (ou CHCl3 ou solventes do mesmo gênero). 
 Paralelamente a esta reação, pode-se pesquisar: 
a) o íon I- pela reação com KNO2 em presença de amido; 
 
b) o íon Br- pela reação com a fucsina após oxidação dos íons Br- em Br2 
 
 
e) REAÇÕES DO ÍON SULFETO (S2-) 
 
 O íon sulfeto (S2-) é o ânion do ácido sulfídrico que, do mesmo modo que os 
ácidos halogenados, é uma solução aquosa de H2S. O ácido sulfídrico é um dos ácidos 
mais fracos. Assim, os sulfetos de bases fortes têm em solução uma reação fortemente 
alcalina. O cálculo mostra que as soluções 0,1N de Na2S e K2S têm um pH ≈ 13,0. Uma 
solução de (NH4)2S da mesma concentração tem um pH 9,25. Quanto aos sulfetos de bases 
fracas (Al2S3, Cr2S3, TiS3), não podem em certos casos existir em presença da água, devido 
ao fato que se hidrolisam totalmente com formação dos hidróxidos correspondentes. Devido 
ao fato do H2S ser um ácido extremamente fraco, formando sais insolúveis com a maioria 
dos cátions, esta propriedade é utilizada para a separação dos cátions em grupos, como 
veremos mais tarde. 
 Para os testes utilize solução de sulfeto de sódio ou de potássio. 
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1. Ácido clorídrico ou sulfúrico diluídos: o H2S gasoso (gás sulfídrico) pode ser 
identificado por seu odor característico e pelo enegrecimento do papel de filtro umedecido 
com solução de acetato de chumbo: 
 
S2- + 2H+ ⇔ H2S↑ 
H2S + Pb2+ ⇔ PbS↓ 
 
Alternativamente, um papel de filtro, umedecido com solução de acetato de cádmio torna-se 
amarelo: 
H2S + Cd2+ ⇔ CdS↓ 
 
2. Solução de nitrato de prata: precipitado preto de sulfeto de prata, Ag2S, insolúvel em 
NH4OH e em ácido nítrico diluído a frio, mas solúvel neste último a quente: 
 
S2- + 2Ag+ ⇔ Ag2S↓ 
 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução em análise e adicione solução de 
nitrato de prata. Ocorre a formação do Ag2S. 
 
♦♦♦♦3. Solução de nitroprussiato de sódio (Na2[Fe(CN)5NO]): cor púrpura transitória na 
presença de soluções alcalinas, devido à formação do complexo Na4[Fe(CN)5NOS] com o 
íon S2- (mas não com HS-). 
 
O ácido sulfídrico livre que forma quase exclusivamente íons HS- não dá coloração. Pelo 
contrário, se for adicionada uma base, aparece coloração por formação de íons S2- em 
excesso necessários para que se produza a reação. 
 
CdS + 2OH- ⇔ S2- + 2H2O 
 
S2- + [Fe(CN)5NO]2- ⇔ [Fe(CN)5NOS]4- 
 
O reagente deve ser recém-preparado, dissolvendo-se um cristal (do tamanho de 
uma ervilha) de nitroprussiato de sódio puro em um pouco deágua destilada. 
Coloque em um papel de filtro (ou em uma placa de toque) 1 gota da solução em 
análise, 1 gota de solução de hidróxido de amônio e 1 gota da solução de nitroprussiato de 
sódio. O aparecimento de coloração violeta indica a presença de íons S2-. 
 
 
10.3 TERCEIRO GRUPO DE ÂNIONS 
 
 O terceiro grupo de ânions compreende o íon nitrato (NO3-), o íon nitrito (NO2-
), o íon acetato (CH3COO-), o íon permanganato (MnO4-), etc. 
 
 A propriedade característica deste grupo é a solubilidade de sais correspondentes de 
bário e de prata em virtude da qual nem AgNO3, nem BaCl2 precipitam os ânions do III 
grupo. Entre os sais de prata, os menos solúveis são AgNO2 e CH3COOAg que podem 
precipitar em soluções suficientemente concentradas. Mas, dissolvem-se facilmente diluindo 
com água e aquecendo. Não há reagente geral do III grupo. Os ânions NO2-, NO3- e 
CH3COO- são incolores e o íon MnO4- é violeta. 
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a) REAÇÕES COM O ÍON NITRATO (NO3-) 
 
 O íon nitrato é o ânion do ácido nítrico HNO3, um dos ácidos minerais mais fortes. 
O ácido nítrico é ao mesmo tempo um oxidante muito forte capaz de oxidar um grande 
número de redutores. Assim HNO3 é utilizado em análise para dissolver numerosos sulfetos 
e diferentes metais e ligas, insolúveis em HCl e H2SO4. Os produtos da sua redução são 
normalmente o dióxido de nitrogênio, NO2, ou o óxido nítrico, NO. O primeiro forma-se na 
oxidação de várias substâncias pelo HNO3 concentrado, o segundo quando se utiliza HNO3 
diluído. Em certos casos, a redução do ácido nítrico pode ir mais longe e formar-se-á 
nitrogênio (azoto) livre, N2, ou amoníaco NH3, este último formando NH4NO3 com excesso 
de ácido. 
 
 Os sais de HNO3 chamados nitratos são solúveis na água, exceto os sais básicos de 
bismuto e de mercúrio, assim como os sais de algumas bases orgânicas. Assim, na 
pesquisa de NO3- utiliza-se quase exclusivamente reações de oxidação. 
 
 Para estes ensaios utilize nitrato de sódio (ou de potássio). 
 
1. Solução de sulfato de ferro (II) e ácido sulfúrico concentrado (ensaio do anel 
marrom): este ensaio pode ser efetuado de dois modos: 
 
a) Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar, 30 gotas de solução 
saturada de sulfato de ferro (II), FeSO4 , recém preparada e algumas gotas de ácido 
sulfúrico diluído. A seguir, derrame lentamente aproximadamente 1 ml de ácido sulfúrico 
concentrado, H2SO4 , escorrendo-o pelas paredes do tubo de ensaio (com cuidado e na 
capela), de modo que o ácido forme uma camada debaixo da mistura. Na presença de íons 
nitrato forma-se um anel marrom na interface dos dois líquidos. 
 
b) Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar, 20 gotas de H2SO4 
concentrado; misture os líquidos completamente e esfrie a mistura numa corrente de água 
fria. Derrame lentamente uma solução satura de FeSO4 nas paredes do tubo de ensaio, de 
modo que forme uma camada sobre a superfície do líquido. Um anel marrom se formará na 
zona de contato dos dois líquidos. 
 
 O anel marrom é devido à formação do [Fe(NO)]2+. Agitando e aquecendo a mistura, a 
cor marrom desaparece, desprende-se óxido nítrico e permanece uma solução amarela de 
íons ferro (III). O ensaio não é confiável na presença de brometos, iodetos, nitritos, cromatos 
e cloratos: 
 
2NO3- + 4H2SO4 + 6Fe2+ ⇔ 6Fe3+ + 2NO↑ + 4SO42- + 4H2O 
 
Fe2+ + NO↑ ⇔ [Fe(NO)]2+ 
 
 Os brometos e iodetos interferem, porque liberam o halogênio: o ensaio não é confiável 
na presença de íons cromatos, sulfitos, tiossulfatos, iodatos, cianetos, tiocianatos e 
hexacianoferratos (II) e (III). Todos estes ânions podem ser removidos, adicionando-se um 
excesso de Ag2SO4 isento de nitrato a uma solução aquosa de carbonato de sódio, agitando 
vigorosamente durante 3-4 minutos e filtrando os sais de prata insolúveis. 
 
 Os nitritos dão reações semelhantes às dos nitratos. São eliminados adicionando-se um 
pouco de ácido sulfâmico. A seguinte reação ocorre a frio: 
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H2N-HSO3 + NO2- ⇔ N2↑ + SO42- + H+ + H2O 
 
2. Ácido sulfúrico concentrado: aquecendo o nitrato sólido com o reagente, formam-se 
vapores de cor avermelhada de dióxido de nitrogênio, acompanhado de vapores ácidos 
penetrantes de ácido nítrico, que formam fumaça no ar. O ácido sulfúrico diluído não tem 
ação (diferença do nitrito): 
 
4NO3- + 2H2SO4 ⇔ 4NO2↑ + O2↑ + 2SO42- + 2H2O 
 
3. Redução a amoníaco: coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar, 
adicione 20 gotas de solução de hidróxido de sódio e uma pitada de zinco em pó. Havendo 
íons nitrato presentes, estes serão reduzidos à amônia, que pode ser reconhecida pelo odor 
ou pelo papel de tornassol vermelho, previamente umidecido. 
 Nestas condições, o íon NO3- é reduzido a NH3 que azula o papel de tornassol ou 
avermelha o papel de fenolftaleína, umedecidos (NH3↑ + H2O ⇔ NH4OH). A reação é: 
 
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH ⇔ NH3↑ + 4Na2ZnO2 + 2H2O 
 
 Esta reação é perturbada pelo íon NH4+, que deve ser previamente eliminado por ebulição 
com hidróxido de sódio, antes da adição do zinco metálico. 
 
4. Reagente difenilamina (C6H5)2NH): Coloque sobre um pedaço de papel de filtro 1 gota 
da solução em análise e 1 gota de solução sulfúrica de difenilamina. Em presença de NO3- 
aparece uma coloração azul intensa em virtude da oxidação da difenilamina pelo ácido 
nítrico formado. A mesma reação acontece com vários agentes oxidantes que possuam 
potencial de óxido-redução bastante elevado. Em presença de íons I-, produz-se a oxidação 
destes em I2 por ação do ácido sulfúrico, o que pode por vezes alterar a coloração devida 
aos íons NO3-. 
 
Obs.: o reagente é preparado dissolvendo-se 0,5 g de difenilamina em 85 ml de ácido 
sulfúrico diluído para 100 ml de água. 
 
 
10.4 ANÁLISE DE UMA MISTURA DE ÂNIONS DOS GRUPOS I. II E III 
 
 Na maior parte das vezes, a pesquisa dos ânions faz-se pelo método 
fracionado, isto é, em frações separadas do líquido primitivo e por ordem arbitrária. É 
apenas em casos relativamente raros que se devem utilizar reações de separação. 
 
 É vantajoso começar a análise por uma série de ensaios preliminares destinados a 
estabelecer a ausência de certos ânions na solução e assim simplificar a continuação da 
análise. 
 
 É necessário ter em vista o fato de que a solução na qual se pesquisa os ânions não 
pode conter senão os cátions K+, Na+ ou NH4+. Todos os outros cátions, a começar por 
Mg2+, formam com muitos ânions sais pouco solúveis na água, que perturbam a sua 
identificação e devem ser previamente eliminados por ebulição com carbonato de sódio para 
precipitar os cátions dos grupos II, IV e Mg2+. 
 
 Para os casos mais complicados é necessário recorrer à literatura especializada. 
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Ensaios Preliminares 
 
1. Reação da solução estudada. Se a reação da solução estudada é ácida (pH ≤ 2), esta 
não pode conter ânions dos ácidos voláteis e instáveis, isto é CO3- e S2O3-. Se esta solução 
não tem cheiro, não contém também S2-, SO32- e NO2-. 
 
Obs.: Não se pode concluir que o íon CO32- está ausente no caso de reação ácida da 
solução obtida no estudo de misturas de substâncias sólidas porque a sua dissolução pode 
ser acompanhada de reações que provocam uma decomposição total dos carbonatos com 
liberação de CO2. Assim, no caso de misturas sólidas, é necessário efetuar a reação do íon 
carbonato sobre uma fração separada da substância sólida. 
 
2. Pesquisa dos ânions do I grupo. A uma fração separada da soluçãoneutra ou 
fracamente básica (pH ≈ 7 a 9), [sendo que as soluções ácidas devem ser previamente 
neutralizadas com Ba(OH)2] adicionar uma solução de BaCl2. A formação de um precipitado 
indica os ânions do I grupo. 
 
Obs.: Se não se forma precipitado, os ânions S2O32- e BO22- podem, contudo, estar 
presentes, porque não são precipitados pelos íons Ba2+ senão em soluções suficientemente 
concentradas. 
 
3. Pesquisa dos ânions do II grupo. A uma fração separada da solução estudada, 
adicionar uma solução de AgNO3. Se se forma precipitado, acidificar com uma solução de 
HNO3. A insolubilidade do precipitado indica a possibilidade da presença dos ânions do II 
grupo (ou do íon S2O32-, que dá com o íon Ag+ um precipitado de Ag2S e com HNO3 um 
precipitado de enxôfre). Neste caso, identificar numa porção separada da solução os ânions 
do II grupo pelas reações de cada um deles. 
 
4. Pesquisa dos ânions redutores 
a) A 1 ml de solução estudada adicionar uma solução 2N de base e uma solução diluída de 
KMnO4. Na ausência de precipitado, aquecer a solução em banho-maria durante um minuto. 
Um precipitado castanho de MnO(OH)2 indica a presença de ânions redutores: S2-, SO32-, 
S2O32-, I-, AsO33-, CNS-, [Fe(CN)6]4- e eventualmente C2O42-. 
 
b) Se o ensaio precedente mostrou a presença de redutores, acidificar uma outra porção da 
solução estudada com H2SO4 e adicionar gota a gota solução diluída de iodo de coloração 
azul pela goma de amido. A descoloração da solução indica a presença de ânions S2-, 
S2O32- ou SO32-. 
 
5. Pesquisa dos ânions oxidantes. A 1 ml de solução a analisar acidificada por uma 
solução 2N de H2SO4, adicionar 1 ml de benzeno ou de clorofórmio e 10 a 20 gotas de KI. O 
aparecimento (por agitação) de uma coloração violeta da camada de solvente indica a 
presença de ânions oxidantes: MnO4-, CrO42-, NO2 , [Fe(CN)6]3-, assim como AsO43-. 
Se este ensaio dá resultado negativo, adicionar a uma outra porção da solução uma solução 
saturada de MnCl2 em HCl concentrado e aquecer um minuto. Uma coloração negra ou 
castanha indica a presença de NO3- (em presença do íon NO2- aparece uma coloração 
amarela por dissolução do NO2 gasoso no líquido). É necessário confirmá-la por outras 
reações do íon NO3-. 
 
6. Libertação de gás. Trata-se uma porção da solução estudada (ou melhor uma pequena 
quantidade da substância sólida) com uma solução 2N de H2SO4 e agita-se um pouco o 
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conteúdo do tubo batendo com o dedo com cuidado na sua parte inferior. Se não se 
observar a libertação de bolhas gasosas, aquece-se. A formação de gás (CO2, SO2, H2S, 
NO2) indica a presença possível de CO32-, S2-, SO32-, S2O32-, NO2- 
Quando se procede este ensaio, é necessário verificar tanto quanto possível a 
composição dos gases que se libertam. Lembremos as suas propriedades: 
 
a) CO2 é um gás incolor, inodoro e que turva a água de cal; 
 
b) SO2 é um gás com cheiro de enxofre queimado, descora as soluções diluídas de I2 ou de 
KMnO4 (H2S também descora); 
 
c) H2S é um gás com cheiro a ovos podres que escurece papel impregnado de uma 
solução de acetato de chumbo; 
 
d) NO2 é um gás castanho-vermelho, de forte cheiro característico. 
 
 
7. Identificação do íon S2-. Trata-se 1mL de solução alcalina a estudar com uma solução 
de nitroprussiato de sódio Na2[Fe(CN)5NO]. Uma coloração violeta-vermelho indica a 
presença de S2-. Na ausência de íons SO32- e S2O32-, pode operar-se de outro modo e 
efetuar a reação seguinte. Acidifica-se algumas gotas de solução estudada sobre um vidro 
de relógio com 2 ou 3 gotas de H2SO4 ou de HCl 2N e cobre-se imediatamente com outro 
vidro de igual tamanho ao qual se fixou um pedaço de papel impregnado de uma solução de 
(CH3COO)2Pb ou de NaPbO2. O escurecimento do papel indica a presença de S2-. 
 
 Se a solução contém os íons SO32- ou S2O32-, o resultado negativo desta reação não é 
totalmente conclusivo, porque todo o sulfeto de hidrogênio libertado pode ser oxidado 
simultaneamente em enxofre livre pelo SO2 formado; 
 
2 H2S + SO2 ⇔ 2 H2O + 3 S↓ 
 
 
11 REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS 
 
11.1 CLASSIFICAÇÃO DOS CÁTIONS EM GRUPOS ANALÍTICOS 
 
 Na análise sistemática, os íons de uma mistura complexa não se separam um 
a um, mas sim em grupos, de acordo com o seu comportamento face a certos reagentes, 
que se denominam reagentes gerais ou reagentes de grupo. Assim, Ag+, Hg22+ e Pb2+ 
formam com o íon Cl- os sais AgCl, Hg2Cl2 e PbCl2 que são insolúveis em água. Já os 
cloretos dos outros cátions são solúveis em água. De forma que, ao tratar a solução em 
estudo com HCldil., os três cátions (Ag+, Hg22+ e Pb2+) precipitam. Se, após a separação 
destes cátions, fizermos borbulhar na solução ácida resultante sulfeto de hidrogênio (H2S) 
gasoso, precipitarão todos os cátions cujos sulfetos são insolúveis nos ácidos diluídos. É o 
caso dos íons mercúrio (II), cobre, cádmio, bismuto, estanho, antimônio e arsênio. Após a 
separação dos sulfetos insolúveis em meio ácido pode-se precipitar os cátions do grupo 
seguinte, por meio do correspondente reagente geral que é o sulfeto de amônio, (NH4)2S, ou 
de H2S em meio básico. 
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 Na química analítica, a classificação dos íons baseia-se nas diferentes 
solubilidades dos sais e dos hidróxidos que eles formam; essas diferenças nas 
solubilidades permitem separar uns dos outros os vários grupos de íons. 
 
 Os cátions são distribuídos em cinco grupos, conforme a classificação de ALEXÉEV, de 
acordo com as diferenças de solubilidades dos seus sulfetos, cloretos, carbonatos e 
hidróxidos, como se observa na Tabela 2. 
 
 
Tabela 2 Classificação dos cátions 
Sulfetos solúveis na água Sulfetos (ou, em seu lugar, hidróxidos) insolúveis na 
água 
Carbonatos 
solúveis na 
água * 
Carbonatos 
insolúveis na 
água 
Sulfetos (ou 
hidróxidos) 
solúveis nos ácidos 
diluídos 
Sulfetos insolúveis nos ácidos 
diluídos 
Grupo I Grupo II Grupo III Grupo IV Grupo V 
K+ 
Na+ 
NH4+ 
Mg2+ 
Etc. 
 
Ba2+ 
Sr2+ 
Ca2+ 
Al3+ 
Cr3+ 
Fe3+ 
Fe2+ 
Mn2+ 
Zn2+ 
Co2+ 
Ni2+ 
etc. 
a) Subgrupo I: 
cloretos 
insolúveis na 
água: 
Ag+ 
Pb2+ 
Hg22+ 
 
b) Subgrupo II: 
cloretos 
solúveis na 
água: 
Cu++ 
Cd2+ 
Bi3+ 
Sulfetos 
solúveis em 
Na2S: 
Hg2+ 
AsV 
AsIII 
SbV 
SbIII 
SnIV 
etc. ** 
Não tem 
reagente geral 
 
Reagente 
geral: 
(NH4)2CO3 
Reagente 
geral:(NH4)2S ou 
H2S, em meio 
básico 
Reagente geral: 
H2S, em 
presença de HCl 
Reagente geral: 
HCl 
* O carbonato de magnésio só se dissolve em presença de sais de amônio. 
** Os algarismos romanos III, IV, etc., indicam o número de oxidação do elemento, 
independentemente da forma iônica do elemento na solução. 
 
 
11.2 PRIMEIRO GRUPO DE CÁTIONS (K+, Na+, Li+, Rb+, Cs+, grupo amônio: 
NH4+ 
 e Mg2+) 
 
 A maior parte dos sais que eles formam são solúveis em água. A solubilidade 
em água dos seus sulfetos, hidróxidos, carbonatos e cloretos é particularmente importante 
porque permite distinguir o Grupo I de cátions de todos os outros grupos (veja a Tabela 1). 
 
QUESTÃO 1: Escreva sobre as propriedades dos sais de sódio, potássio, amônio e 
magnésio. 
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a) REAÇÕES DO ÍON POTÁSSIO (K+) 
 
 O potássio é um metal branco prateado e mole. Funde a 63,5ºC. Ele permanece 
inalterado no ar seco, mas é rapidamente oxidado no ar úmido, cobrindo-se com um filme 
azul. O metal decompõe-se violentamente em água, desprendendo hidrogênioe queimando 
com uma chama violeta: 
 
2 K + 2 H2O ⇔ 2 K+ + 2 OH- + 2 H2↑ 
 
 Comumente, o potássio é guardado em nafta* solvente. Os sais de potássio contêm o 
cátion monovalente K+. Estes sais são geralmente solúveis e formam soluções incolores, a 
menos que o ânion seja colorido. 
 
*nafta: fração de destilação do petróleo, constituída por hidrocarbonetos de baixo ponto de ebulição. 
 
 Use cloreto ou iodeto de potássio nos testes. 
 
1. Reação com hexacobaltonitrito de sódio (Na3[Co(NO2)6]): 
 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da amostra (cloreto de potássio), gotas de 
ácido acético (verifique com papel de tornassol se o meio está ácido) e gotas de solução de 
acetato de sódio. A seguir adicione solução recentemente preparada de cobalnitrito de 
sódio. Se o precipitado não se formar de imediato, deixa-se o tubo repousar por alguns 
minutos. 
A precipitação do íon potássio é rápida em soluções concentradas e na presença de 
excesso de reagentes, porém, é lenta em soluções diluídas. Podemos acelerar a 
precipitação por aquecimento. 
 
3K+ + [Co(NO2)6]3- ⇔ K3[Co(NO2)6]↓ 
 amarelo 
 
Obs1.: É necessário eliminar sais de amônio presentes na amostra, porque estes sais 
formam precipitados semelhantes aos do potássio. 
 
 
QUESTÃO 2: Qual o procedimento para eliminar o íon amônio ? 
Obs2.: Se o meio de reação é alcalino ocorre formação de um precipitado castanho ou 
negro de hidróxido de cobalto (III), Co(OH)3. 
 
Obs3.: Os iodetos e outros agentes redutores interferem e devem ser eliminados antes de 
se efetuar o ensaio. 
 
 
2. Reação com Íons ClO4- 
 
O íon potássio em solução não muito diluída forma com íon perclorato, um precipitado 
branco, cristalino, de perclorato de potássio. 
 
K+ + ClO4- ⇔ KClO4↓ 
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Coloque 5 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio e adicione solução de 
ácido perclórico. Ocorre a formação de um precipitado branco, cuja solubilidade pode ser 
reduzida adicionando-se solução alcoólica de ácido perclórico, sendo que esta não deve 
ser aquecida, pois pode produzir explosão perigosa. 
Obs.: I- não interfere nesta reação. 
 
 
b) REAÇÕES DO ÍON SÓDIO (Na+) 
 
 O sódio é um metal branco prateado e mole. Funde a 97,5ºC. Ele oxida 
rapidamente no ar úmido e deve, portanto, ser mantido em nafta solvente ou xilênio. O metal 
reage violentamente com a água, formando hidróxido de sódio e hidrogênio: 
 
2 Na + H2O ⇔ 2 Na+ + 2 OH- + H2↑ 
 
 Use cloreto de sódio nos testes. 
 
1. Reação com acetato de uranilo e magnésio (ou uranilacetato de magnésio) 
 
Coloque em um tubo de ensaio 03 gotas de solução a analisar e adicione excesso de 
solução de acetato de magnésio e uranilo. Agite a mistura, friccionando a parede do tubo de 
ensaio com um agitador. A formação de um precipitado amarelo cristalino indica a presença 
de íons sódio. A adição de aproximadamente um terço do volume de álcool favorece a 
precipitação. A reação é muito sensível e é específica para o sódio. 
 
NaCl + 3UO2(C2H3O2)2 + Mg(C2H3O2)2 + C2H4O2 + 9H2O ⇔ 
⇔ NaMg(UO2)3(C2H3O2)9 + 9H2O + HCl 
 
Em presença de grandes quantidades de K+ pode-se formar cristais acidulares (em 
forma de agulhas) de CH3COOK.(CH3COO)2UO2. Portanto, se o K+ encontra-se em alta 
concentração na solução estudada, antes de pesquisar o Na+ por meio do uraniloacetato de 
magnésio, deve-se diluir a solução com água e tomar para o teste algumas gotas da 
solução diluída. 
 
Para a pesquisa de Na+, o meio deve estar neutro. As soluções ácidas devem ser 
previamente neutralizadas com amônia. Por quê? 
 
Ao substituir no reagente o sal de magnésio pelo de zinco, obtém-se um precipitado 
do sal CH3COONa.(CH3COO)2Zn.3(CH3COO)2UO2.9H2O, análogo ao sal de magnésio que 
descrevemos. 
 
Figura 5 Cristais de CH3COONa.(CH3COO)2UO2 .
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c) IDENTIFICAÇÃO DE Na+ E K+ PELA PROVA DA CHAMA 
 
 Os sais voláteis de sódio dão à chama cor amarelo-vivo. Esta reação é 
característica do sódio. 
 
 Utilize um fio de platina de cerca de 3 cm de comprimento, preso a uma vareta de vidro. 
Inicialmente, limpe o fio, molhando-o em ácido clorídrico concentrado e levando-o à zona de 
fusão da chama do bico de Bunsen. O fio está limpo quando não emprestar coloração à 
chama. Coloque uma pequena quantidade de NaCl num vidro de relógio, molhe o fio em 
ácido clorídrico concentrado, toque a amostra de modo a aderir uma pequena quantidade 
desta e leve à chama oxidante do bico de Bunsen, observando a coloração amarela intensa 
produzida. 
 
O teste de chama para o íon potássio é menos sensível do que o teste para o sódio. O 
potássio dá uma coloração violeta que se extingue rapidamente à chama, e é facilmente 
mascarada pelo sódio. Para se fazer o teste de potássio na presença de sódio, usa-se o 
vidro de cobalto. 
 
O teste da chama para o potássio pode ser feito usando-se cloreto de potássio, e o 
procedimento prático é idêntico ao caso do sódio. 
 
Comparação: Faça uma mistura de cloreto de sódio e cloreto de potássio e faça a prova da 
chama observando a coloração primeiramente sem e depois com vidro de cobalto. 
 
 
d) REAÇÕES DO ÍON AMÔNIO (NH4+) 
 
 Os íons amônio são derivados do amoníaco, NH3, e do íon hidrogênio, H+. As 
características destes íons são semelhantes às dos íons de metais alcalinos. Por eletrólise 
com um cátodo de mercúrio, pode ser preparado um amálgama* de amônio que possui 
propriedades análogas ao amálgama de sódio ou potássio. 
 
* amálgama: liga (geralmente com mercúrio) 
 
1. Reações com base forte 
 
A presença do íon amônio (NH4+) em solução pode ser detectada adicionando-se um 
excesso de base forte (NaOH ou KOH) para converter o íon NH4+ à amônia (NH3). A seguir 
aquece-se a solução alcalina para expelir o gás NH3 e a amônia liberada é detectada pelo 
odor característico ou pelo papel de tornassol vermelho umedecido com água destilada, o 
qual se torna azul. 
 
NH4+ + OH- ⇔ NH3↑ + H2O 
 
 Adicionar a um tubo de ensaio 3 gotas de solução cloreto de amônio (NH4Cl) 0,2 M e 8 
gotas de hidróxido de sódio 4 M. Aquecer cuidadosamente o tubo e testar a amônia 
desprendida por meio de um papel de tornassol vermelho colocado sobre o tubo, porém, 
sem tocá-lo. Pode-se igualmente utilizar o papel de fenolftaleína que o amoníaco avermelha. 
A viragem é mais nítida neste caso. 
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2. Reação com Cobaltonitrito de sódio 
 
O íon amônio forma com o cobaltonitrito de sódio um precipitado amarelo, (NH4)3 
[Co(NO2)6]. O procedimento é idêntico ao usado com o potássio. Usar uma solução de 
NH4Cl para fazer o teste. 
 
Observação: Sais de amônio dão coloração amarelada à chama. 
 
 
e) REAÇÕES DO ÍON MAGNÉSIO (Mg++) 
 
 O magnésio é um metal branco, maleável e dúctil*. Funde a 650ºC. Queima 
facilmente em ar ou oxigênio com uma luz branca brilhante, formando o óxido MgO e o 
nitreto Mg3N2. O metal é lentamente decomposto pela água à temperatura ambiente, mas, 
no ponto de ebulição da água, a reação processa-se rapidamente: 
 
Mg + 2 H2O ⇔ Mg(OH)2↓ + H2↑ 
 
Na ausência de sais de amônio, o hidróxido de magnésio é praticamente insolúvel. O 
magnésio dissolve-se facilmente em ácidos: 
 
Mg + 2 H+ ⇔ Mg2+ + H2↑ 
 
O magnésio forma o cátion divalente Mg2+. Seu óxido, hidróxido, carbonato e fosfato são 
insolúveis; os outros sais são solúveis. Eles têm sabor amargo. Algunsdos sais são 
higroscópicos. 
 
* ductil: que se pode reduzir a fios, estirar, estender sem se romper; flexível, elástico; amoldável 
 
 Utilize cloreto ou nitrato de magnésio nos testes. 
 
 
1. Reação com base forte 
 
Coloque em um tubo de ensaio 5 gotas de uma solução cloreto de magnésio 0,2 M e em 
seguida adicione gotas de hidróxido de sódio. Ocorrerá a formação de um precipitado 
branco gelatinoso de Mg(OH)2 
 
Mg2+ + 2OH- ⇔ Mg(OH)2(s) 
 
Este precipitado é solúvel em solução de cloreto de amônio. Adicionar ao precipitado 
algumas gotas de solução 4M de NH4Cl até se observar a dissolução do precipitado. 
 
 
QUESTÃO 3 - Explique a dissolução do Mg(OH)2 em solução de NH4Cl e escreva as 
equações nos equilíbrio químicos envolvidos. 
 
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2. Reação com Hidróxido de Amônio 
 
Coloque em um tubo de ensaio 5 gotas de uma solução de cloreto de magnésio e 
algumas gotas de hidróxido de amônio 6M. Deve-se observar a formação de um precipitado 
branco gelatinoso de Mg(OH)2. 
 
Faça o teste agora adicionando 5 gotas de uma solução de cloreto de magnésio e 5 
gotas de solução de cloreto de amônio 6 M até o meio ficar alcalino. Adicione hidróxido de 
amônio. Neste caso, não haverá formação de precipitado. 
 
QUESTÃO 4. Explique porque não há formação de precipitado 
 
3. Reação com o fosfato dissódico (Na2HPO4) 
 
Coloque em um tubo de ensaio, 10 gotas da solução a analisar, adicione gotas de ácido 
clorídrico diluído, solução de fosfato de disódio (Na2HPO4) e a seguir solução de hidróxido 
de amônio pouco a pouco, até o meio de reação tornar-se alcalino. Haverá formação de um 
precipitado branco cristalino, indicando a presença de magnésio. 
 
Em solução tamponada com NH4OH / NH4Cl ocorre a formação de um precipitado branco 
cristalizado de fosfato-magnesiano MgNH4PO4: 
 
HPO42- + OH- ⇔ H2O + PO43- 
Mg2+ + PO43- + NH4+ + 6 H2O ⇔ MgNH4PO4 .6 H2O (s) 
 
O o sal de amônio formado impede a formação do precipitado de Mg(OH)2 como foi 
comentado no item anterior. 
 
Na ausência de NH4OH, o íon Mg2+ dá com Na2HPO4 um precipitado amorfo pouco 
característico de MgHPO4. 
 
4. Reação com carbonato de amônio 
 
Coloque 5 gotas de solução de cloreto de magnésio em um tubo de ensaio e adicione 
carbonato de amônio. Aquecer o tubo sem deixar ferver, centrifugar o precipitado e 
desprezar o sobrenadante. Separar o precipitado em duas partes. Tratando-se uma das 
partes do precipitado com solução de ácido acético 6M deve-se observar a dissolução do 
precipitado. Tratar a segunda parte do precipitado com uma solução de cloreto de amônio. 
Neste caso também deve haver a dissolução do precipitado. 
 
QUESTÃO 5. Explique porque ocorre a dissolução e escrevas as equações químicas 
envolvidas 
 
5. Reação com o-hidroxiquinoleína ou oxina (HC9H6NO) 
 
Coloque 20 gotas da solução em análise em um tubo de ensaio e adicione 5 gotas de 
NH4Cl e 5 gotas de NH4OH e adicione gota a gota uma solução alcoólica a 5% do reagente 
(oxina). Haverá a formação de um precipitado cristalizado amarelo-esverdeado de oxinato 
de magnésio (Mg(C9H6NO)2. 
 
Os íons Na+, K+, NH4+ não perturbam a reação, assim como os íons Ba2+, Sr2+ e Ca2+.
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6. Reação colorida 
 
Coloque em uma placa de toque, ou em uma lâmina de vidro, ou em um tubo de ensaio, 
1 gota da solução neutra em análise, 10 gotas de hidróxido de sódio e uma gota de solução 
de magneson. Em função da quantidade de magnésio presente, ocorre a formação de um 
precipitado vermelho violeta. 
 
O aparecimento de coloração amarela indica que a solução estudada tem uma reação 
demasiado ácida. Neste caso é preciso adicionar-lhe algumas gotas de uma solução 
alcalina. Se há grande quantidade de sais de amônio é necessário eliminá-los (com HNO3 
concentrado e aquecimento). Os íons Ca2+, Sr2+ e Ba2+ , assim como os íons Al3+ e Mn2+ 
não perturbam a reação. Além do hidróxido de magnésio, o magneson forma compostos 
corados com os hidróxidos de níquel, de cobalto e de cádmio. 
 
 
 
f) MARCHA DA ANÁLISE DE UMA MISTURA DE CÁTIONS DO GRUPO I 
 
 
1. Determinação do pH da solução por meio de um conjunto de indicadores ou de um 
indicador universal. 
 
 
2. Pesquisa de NH4+. É necessário começar a análise pela pesquisa do íon amônio, cuja 
presença perturba a identificação de K+ e Na+. Lembramos que o íon amônio será 
introduzido mais adiante na solução com o reagente geral do grupo II e que deve ser 
pesquisado previamente sobre uma porção separada da solução. 
 
 
3. A Pesquisa de Mg2+ pode ser efetuada na solução, pois os outros cátions do 1o grupo 
não a perturbam. 
 
 
4. Eliminação de NH4+ (se ele estiver presente, obviamente). Se faz necessária antes da 
pesquisa de K+. Para isto, muda-se a solução em estudo para uma cápsula de porcelana, 
evapora-se até a secura e calcina-se o resíduo até que terminem os “fumos” brancos. 
Depois disso, dissolve-se algumas parcelas do resíduo seco em água e ensaia-se com o 
reagente de Nessler. Após se ter verificado a eliminação total de NH4+, guarda-se um pouco 
do resíduo seco para o ensaio à chama e dissolve-se o resto numa pequena quantidade (2 
a 3ml) de água destilada quente. 
 
Durante a evaporação, os sais de magnésio (se houverem) hidrolisam-se, o que tem como 
resultado a evaporação de um sal básico MgOHCl pouco solúvel na água (de cor branca); é 
por esta razão que, se o resíduo da calcinação não se dissolver na água, é necessário filtrá-
lo; desprezando, em seguida, o precipitado. Pesquisa-se no filtrado obtido os íons K+ e Na+ 
pelo método fracionado. 
 
 
5. Reações testemunho para K+ e Na+. É útil confirmar as conclusões quanto à presença 
de K+ e Na+ pelas colorações da chama, observando-a a olho nu (identificação Na+) ou 
através de um vidro de cobalto (identificação de K+).
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11.3 SEGUNDO GRUPO DE CÁTIONS (Ca2+, Sr2+ e Ba2+) 
 
QUESTÃO 1 - Pesquisar na literatura sobre as propriedades dos cátions do grupo II. 
 
QUESTÃO 2 - Tabela com os valores de Kps para os carbonatos, hidróxidos, oxalatos 
e sulfatos dos elementos do grupo II. 
 
 
a) REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DO GRUPO II (Ca2+, Sr2+ e Ba2+) 
 
1. Reação com carbonato de amônio, (NH4)2CO3 
 
Coloque, em tubos de ensaio separados, aproximadamente 10 gotas da solução em 
análise (Ca++, Ba++ e Sr++) e adicione solução de carbonato de amônio. Agitar, aquecer em 
banho maria e observar. Centrifugar o precipitado e após desprezar o sobrenadante, 
separar o precipitado em 2 duas partes. Uma parte deve ser tratada com algumas gotas de 
cloreto de amônio 6 M e a outra com algumas gotas de ácido ácido acético 6M. 
 
Ba++ + CO3-- ⇔ BaCO3↓ 
 
CaCO3, BaCO3 e SrCO3 (precipitado branco) são solúveis em ácidos minerais diluídos e 
em ácido acético. 
 
QUESTÃO 3 - Explique escrevendo os equilíbrios envolvidos na dissolução dos 
carbonatos em ácidos. 
 
QUESTÃO 4 - Os carbonatos de Ca, Ba e Sr são ..........................em NH4Cl, enquanto o 
MgCO3 do grupo I é ............................em NH4Cl. Portanto se uma mistura contendo os 
cátions dos grupos I e II for tratada com carbonato de sódio na presença do íon 
amônio irão precipitar ......................, ........................, .......................... enquanto o íon 
Mg2+ e demais cátions do grupo I ficarão no sobrenadante. Este é um procedimento 
que pode ser adotado para separar o grupo II do grupo I. 
 
 
2. Reação com oxalato de amônio, (NH4)2C2O4 
 
Coloque, emtubos de ensaio separados, 5 gotas da solução contendo o íon (Ca++, Ba++ e 
Sr++) e adicione gotas da solução de oxalato de amônio. Teste a solubilidade dos 
precipitados em ácido forte (HCl ou HNO3). 
 
Ca++ + C2O4-- ⇔ CaC2O4↓ 
 
Os precipitados de cor branca de CaC2O4, BaC2O4, e SrC2O4 são solúveis em HCl e 
HNO3 e em CH3COOH concentrado à quente (exceto o CaCO3). 
 
Em tubos de ensaio separados, adicionar 3 gotas de solução de Ca++, Ba++ e Sr++, 5 
gotas de ácido acético 6M e 6 gotas de oxalato de amônio 0,25 M. Aquecer e observar os 
casos em que há formação de um precipitado branco. 
 
QUESTÃO 5 - Explique e escreva as equações de equilíbrio envolvidas na dissolução 
dos oxalatos em ácidos forte e em ácido acético.
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3. Reação com sulfato de amônio, (NH4)2SO4. 
 
Coloque, em tubos de ensaio separados, cerca de 5 gotas da solução a analisar (Ca++, 
Ba++ e Sr++ ), 5 gotas de ácido acético e adicione solução de sulfato de amônio. Há 
precipitação imediata? Aqueça os tubos em banho maria e observe. Depois de frio teste a 
solubilidade em ácido forte. 
 
Reação: Ba++ + SO4-- ⇔ BaSO4↓ (branco) 
 
 
Observe o valor de Kps do BaSO4 , CaSO4 e SrSO4 e veja se isto explica porque o cálcio 
não precipitou imediatamente. 
 
 
Adicione, em tubos de ensaio separados, cerca de 5 gotas da solução a analisar (Ca++, 
Ba++ e Sr++), NH4OH 6 M até o meio tornar-se alcalino e adicione gotas de solução de 
sulfato de amônio - aqueça em banho maria. Observar os casos em que há formação de 
precipitado. 
 
 
4. Reação com dicromato de potássio, K2Cr2O7 
 
Adicionar em tubos de ensaio 5 gotas da solução a analisar (Ca++, B++ e Sr++), 3 gotas de 
ácido acético 6M, 3 gotas de acetato de sódio 6M e 2 gotas de dicromato de potássio 0,5 M. 
Observar onde há formação de precipitado. 
 
Considerando o equilíbrio: 
 
Cr2O72- + H2O ⇔ 2CrO42- + 2H+ (1) 
 
2CrO42- + 2Ba2+ ⇔ 2BaCrO4↓ (2) 
 
A concentração dos íons CrO42- é suficiente para que o produto de solubilidade de 
BaCrO4 seja ultrapassado (isto antes que seja atingido o produto de solubilidade do 
dicromato de bário). Os íons bário foram com o cromato um precipitado amarelo de cromato 
de bário, BaCrO4 neste meio, porém solúvel em ácidos fortes. Os íons Sr++ e Ca++ não 
precipitam nas condições em que foi feita a reação. 
 
Se adicionarmos as duas equações, obtemos (eliminando 2CrO42- em ambos os 
membros) a equação geral da reação: 
 
Cr2O72- + 2Ba2+ + H2O ⇔ 2BaCrO4↓ + 2H+ (3) 
 
Se o dicromato for adicionado a uma solução neutra do íon Ba++ a precipitação não seria 
completa, porque um ácido forte é formado, como resultado da própria reação de 
precipitação (reação 3). A precipitação é completa se o meio for tamponado 
(CH3COOH/CH3COONa), o íon acetato reagirá com os íons H+ resultantes da reação de 
precipitação formado o ácido acético, mantendo a concentração de H+ baixa. 
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b) REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO II 
 
1. Prova da chama: 
 
Elemento Coloração da chama 
Ba++ Amarelo-esverdeado 
Sr2+ Vermelho-carmim 
Ca2+ Vermelho-tijolo 
 
Umedeça a amostra em HClconc. [utilize cloreto ou nitrato de (bário, estrôncio e cálcio)] e 
leve à chama do bico de Bunsen. 
 
 
2. Reação microcristaloscópica: Sobre uma lâmina faz-se atuar sobre uma gota de 
solução de sal de cálcio uma gota de solução diluída de H2SO4 e evapora-se ligeiramente 
até o aparecimento de uma orla sobre o contorno da gota. Examina-se ao microscópio os 
cristais de gipso (CaSO4.2H2O) formados. Segundo a concentração do íon Ca2+ na solução, 
eles podem ter as seguintes formas: 
 
 
 A B 
 
 
Figura 6 Cristais de MgNH4PO4.6H2O formados por cristalização (A-rápida; B-lenta). 
(Observe que é igual à Figura 4 da página 24) 
 
 
A reação permite identificar 0,4ug de Ca2+. Diluição limite: 1 : 25.000. Consegue-se 
geralmente com esta reação identificar o íon Ca2+ em presença de íons Ba2= e Sr2+, porque 
os sulfatos de bário e estrôncio precipitam sob a forma de pequenos cristais fáceis de 
distinguir dos grandes cristais característicos do gipso. 
 
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 c) IDENTIFICAÇÃO FRACIONADA DE Ba2+ E Sr2+ 
 
- Pesquisa do bário 
 
Coloque sobre uma tira de papel de filtro uma gota da solução neutra de um sal de bário 
e a seguir uma gota de solução aquosa de rodizonato de sódio. Ocorre o aparecimento de 
uma mancha de coloração pardo avermelhada de rodizonato de bário. 
 
Adicione, sobre a mancha, uma gota de solução diluída de ácido clorídrico. A mancha 
adquire uma coloração rósea avermelhada, devido à formação de rodizonato de bário ácido. 
 
 
- Pesquisa do estrôncio 
 
Repita o mesmo procedimento descrito anteriormente, utilizando solução neutra de um 
sal de estrôncio. O aparecimento de coloração parda avermelhada indica a presença de 
estrôncio (a coloração é praticamente indistinguível da produzida pelo rodizonato de bário). 
Adicione agora uma gota de solução de ácido clorídrico, a mancha desaparece, devido à 
dissolução do precipitado (diferença com o bário) 
 
 
- Pesquisa de estrôncio na presença de bário 
 
Faça uma mistura de soluções neutras de bário e de estrôncio e coloque uma gota sobre 
uma tira de papel de filtro. 
 
Adicione uma gota de rodizonato de sódio e observe. 
 
Coloque uma gota de ácido clorídrico. O aparecimento de coloração rósea-avermelhada 
indica a presença de bário. Para identificar o estrôncio proceda da seguinte maneira: 
coloque uma gota de solução de cromato de potássio sobre uma tira de papel de filtro, e 
também uma gota de rodizonato de sódio e, no centro, uma gota da mistura. O bário 
precipita como cromato de bário que não reage com o rodizonato de sódio. O cromato de 
estrôncio formado, devido à sua solubilidade, reage com o rodizonato. O aparecimento de 
coloração pardo-avermelhada indica a presença de estrôncio. 
 
Obs.: Para estas provas em uma amostra, faça provas em branco e adicione mais cromato 
de potássio para garantir a precipitação total do cromato de bário. 
 
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d) ESQUEMA DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO II 
 
 
Esquema de separação dos cátions : Ca++, Sr++e Ba++ 
 
Solução da amostra (Ca, Ba e Sr) 
HCl 6 M 
NH4OH + (NH4)2CO3 
 
 
 
Grupo I CaCO3 ,SrCO3 , BaCO3 
 
 HAc 6M 
 
Ca++, Sr++, Ba++ 
 
NaAc 3 M 
 
K2Cr2O7 0,2M 
 
 
 
 
Sr++, Ca++ BaCrO4 
 
NH4OH 6 M + (NH4)2SO4 2,5 M 
Teste de chama 
 
 
 
 
 SrSO4 Ca++ 
 
Solução de (NH4)2C2O4 2,5 M 
 Teste de chama 
 
CaC2O4 
 
 
Teste de chama 
 
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11.4 TERCEIRO GRUPO DE CÁTIONS (Al, Cr, Fe, Mn, Zn, Co, Ni) 
 
 O grupo III, também chamado de grupo do sulfeto de amônio, compõe-se de íons 
de sete metais que são precipitados como hidróxidos ou sulfetos numa solução tamponada 
com NH4OH/NH4Cl, contendo (NH4)2S. O regente precipitante para o grupo é o íon sulfeto. 
 
QUESTÃO 1 - Faça um resumo das principais propriedadesdos cátions do grupo III. 
 
 
a) REAÇÕES DE SEPARAÇÃO DOS CÁTIONS: Ni2+, Co2+ Fe2+,Fe3+, Mn2+, Cr3+, 
 Al3+ e Zn2+ 
 
1. Reação com NaOH 
 
QUESTÃO 2 - Construa uma tabela com os valores de Kps dos hidróxidos dos metais 
do grupo III 
 
Coloque em tubos de ensaio (separados) 5 gotas de solução 0,2 M de M(NO3)2 (M2+= 
Ni2+, Co2+ Fe2+, Mn2+, Zn2+) e M(NO3)3 (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) e adicione lentamente 
(gota a gota) a solução de hidróxido de sódio até formação do precipitado. Observe e anote 
as cores dos precipitados formados. Continue adicionando NaOH aos precipitados 
formados e observe os casos em que há dissolução dos mesmos, na presença de excesso 
de reagente. 
 
M2+ + 2OH- ⇔ M(OH)2(s) 
 
Metal Hidróxido 
formado 
Cor Em excesso de 
NaOH 
Mn2+ Mn(OH)2 branco →marrom c/o tempo insolúvel 
Ni2+ 
Co2+ 
Zn2+ 
Cr3+ 
Al3+ 
Fe2+ 
Fe3+ 
 
Obs.: 
1. O íon Co2+ é precipitado como um sal básico de cor azul que sob aquecimento em 
excesso de hidróxido é convertido à Co(OH)2, de cor rosa. 
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Co2+ + NO3- + OH- ⇔ Co(OH)NO3(s) 
 
azul 
2. O Co(OH)2 exposto ao ar oxida lentamente à Co(OH)3 de cor marrom escura, havendo 
então nova mudança de cor. 
 
3. Os hidróxidos de Fe2+ e Mn2+ também mudam de cor com o tempo, devido a oxidação à 
Fe(OH)3 e MnO(OH)2. O Mn(OH)2 de cor branca passa a MnO(OH)2 de cor marrom. 
 
4. Com excesso de reativo NaOH: 
• O precipitado verde acinzentado de Cr(OH)3 dissolve-se quando há excesso de NaOH, 
devido a formação do tetrahidroxicromiato (cromito), Cr(OH)4-. 
 
Cr(OH)3(s) + OH-⇔ Cr(OH)4- 
 
Fervendo a solução, ocorre hidrólise e o crômio precipita quase que totalmente como 
hidróxido de crômio III. A reprecipitação pode ser feita também pela adição de ácido 
clorídrico diluído e o precipitado de Cr(OH)3 formado é solúvel em excesso de ácidos. 
 
• O precipitado branco gelatinoso de Al(OH)3 é solúvel no excesso de reativo NaOH 
devido a formação do íon complexo aluminato, Al(OH)4-, também se dissolve em ácidos. 
 
Al(OH)3 (s) + OH- ⇔ Al(OH)4- 
 
• O precipitado branco de Zn(OH)2 é solúvel no excesso de reativo (NaOH) e em ácidos 
diluídos. 
Zn(OH)2(s) + OH- ⇔ Zn(OH)4- 
 
2. Reação com NH4OH 
 
Em tubos de ensaio separados, adicione 5 gotas de solução 0,2 M de M(NO3)2 (M2+= 
Ni2+, Co2+ Fe2+, Mn2+, Zn2+) e M(NO3)3 (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) e adicione lentamente 
(gota a gota) a solução de hidróxido de amônio até formação do precipitado. Observe e 
anote as cores dos precipitados formados. Continue adicionando NH4OH aos precipitados 
formados e observe os casos em que há dissolução dos precipitados, no excesso deste 
reagente. 
 
 
QUESTÃO 3 - Escreva as reações envolvida no processos de dissolução dos 
hidróxidos pelo excesso do reativo. 
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QUESTÃO 4 - Calcule para os metais do grupo III o valor de pH no qual se inicia a 
precipitação do hidróxido em uma solução cuja concentração do íon metálico é de 
0,01 mol/L. Calcule também o valor de pH para a precipitação completa do metal na 
forma de hidróxido, [C do metal =1 x 10-6 M]. 
 
3. Reação com NH4OH em presença de NH4Cl (efeito do íon comum) 
 
Coloque em tubos de ensaio duas gotas de M(NO3)2 (M2+= Ni2+, Co2+ Fe2+, Mn2+, 
Zn2+) e M(NO3)3 (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2 mol/L, cinco gotas de NH4Cl e adicione NH4Cl 
às gotas até o meio se tornar alcalino. Observar os casos em que ocorre a formação de 
precipitados. Nestas condições deverão precipitar apenas o Fe3+, Al3+ e Cr3+. 
 
4. Reação com sulfeto 
 
QUESTÃO 5 - Construa uma tabela com os valores de Kps dos sulfetos dos metais do 
grupo III e calcule o valor de pH no qual se inicia a precipitação em uma solução cuja 
concentração do íon metálico é de 0,01 mol/L. Calcule também o valor de pH para a 
precipitação completa, [C do metal =1 x 10-6 M]. 
 
 Como as propriedades básicas dos hidróxidos do grupo III são fracas, os sais 
correspondentes devem ser mais ou menos fortemente hidrolisados. 
Ex. 
Fe3+ + (x+y)H2O ⇔ Fe(OH)3xH2O(s) + H3O+ 
 
Al3+ + (x+y)H2O ⇔ Al(OH)3xH2O(s) + H3O+ 
 
Os dados da tabela na questão 3 mostram o valor de pH no qual se inicia a precipitação 
dos hidróxidos em soluções dos seus sais, isto pode dar uma idéia aproximada da ordem 
de grandeza do pH das soluções dos sais do grupo III. Em outras palavras, para preparar a 
solução do sal e impedir uma hidrólise que possa conduzir à formação de precipitados de 
sais básicos ou de hidróxidos, quando se pretende conservar as soluções, adicionam-se 
ácido forte (HCl, HNO3 ou H2SO4). Por ex. pelo fato de que a precipitação de Fe(OH)3 numa 
solução de FeCl3 0,01 M começa em pH 2,2, pode-se concluir que o pH desta solução deve 
ser inferior a 2,2. 
 
 A precipitação completa do sulfeto de manganês (Kps=7,0 x 10-16), o sulfetos mais 
solúvel dos elementos do grupo III, se dá em pH em torno de 6,0. Portanto, para efetuar a 
separação dos cátions do grupo III do grupo II, pela precipitação na forma de sulfeto, o pH 
do meio deve estar neutro ou levemente alcalino. O simples ajuste de pH com solução 
alcalina (p. ex. NaOH) faria os cátions precipitarem na forma de hidróxido. A adição de uma 
solução tampão NH4OH/NH4Cl (pH=9,2) evita a precipitação dos hidróxidos, exceto do 
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Fe(OH)3, Al(OH)3 e Cr(OH)3, isto se dar, devido ao efeito do íon comum NH4+ e também 
devido a formação de complexos amim solúveis. 
 
Zn2+ + 4NH3 ⇔ Zn(NH3)42+ 
 
b) FONTES DE ÍONS SULFETOS: NaS, FeS, (NH4)2S ou CH3CSNH2 
 
NaS ou (NH4)2S → são solúveis em água, já o FeS (pirita) é insolúvel em água. No 
laboratório, obtém-se o sulfeto de hidrogênio (H2S) tratando-se o sulfeto de ferro(II) com o 
ácido clorídrico. 
 
FeS + 2HCl ⇔ FeCl2 + H2S↑ 
 
Faz-se borbulhar o H2S na solução da amostra 
 
H2S + H2O ⇔ HS- + H3O+ Ka1 = 8,9 x 10-8 
 
HS= + H2O ⇔ S- + H3O+ Ka2= 1,3 x 10-13 
 
A tioacetamida produz íons S2- em meio alcalino de acordo com a equação: 
 
CH3 CSNH2 + 3 OH- ⇔ CH3COO- + NH3 + S2- + H2O 
 
Coloque em tubos de ensaio 5 gotas de M(NO3)2 (M = F M(NO3)2 (M2+= Ni2+, Co2+ Fe2+, 
Mn2+, Zn2+) e M(NO3)3 (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2 M, 15 gotas de NH4Cl 4 M e adicione 
NH4OH 6 M à solução até o meio ficar ligeiramente alcalino e juntar uma gota em excesso. 
Adicione em seguida solução de sulfeto de amônio ou tioacetamida, tampar os tubos e 
aquece-los em banho maria. Quanto à cor, os sulfetos FeS, CoS e NiS são de cor negra, o 
MnS é de cor rosa e o ZnS é de cor branca. 
 
Ni2+ + S2- ⇔ NiS(s) 
 
O Al3+, Fe3+ e Cr3+, precipitam como Al(OH)3, Fe(OH)3, Cr(OH)3 e não Al2S3, Fe2S2, 
Cr2S3. O íon S2- hidrolisa-se fortemente em meio aquoso formando OH-. A solução contém 
uma concentração de OH- suficientemente grande para exceder o produto de solubilidade 
dos Al(OH)3, Fe(OH)3 e Cr(OH)3 que então precipitam. Conforme reações abaixo: 
 
S2- + 2H2O ⇔ H2S + 2OH- x3 
Al3+ + 3OH- ⇔ Al(OH)3(s) x2 . 
2 Al3+ + 3S2- + 6H2O ⇔ 2Al(OH)3(s) + 3H2S
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Trate os precipitados (sulfetos e hidróxidos) formados com ácido clorídrico 1 mol/L.Agitar cerca de dois três minutos e observar os casos em que há dissolução do 
precipitado. 
 
MS(s) + 2H+ ⇔ Zn2+ + H2S 
 
 Os sulfetos de NiS e CoS, são insolúveis em HCl diluído, mas dissolvem-se em solução 
diluída HNO3 a quente. 
 
NiS + 2 NO3- + 4H+ ⇔ Ni2+ + 2NO2 ↑ + 2H2O + S↓ 
 
 
c) REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO III 
 
 Os metais deste grupo são todos precipitados pelo gás sulfídrico (ou solução 
aquosa saturada0 e também pela tioacetamida, na presença de amônia e cloreto de amônio 
ou solução de sulfeto de amônio. Os precipitados tem cores diversas: FeS preto; Al(OH)3 
branco; Cr(OH)3 verde; Ni2S3 preto; Co2S3 preto; MnS rosa e ZnS branco. 
 
 
 d) REAÇÕES DO ÍON Ni2+ 
 
 O níquel é um metal duro, branco, prateado, dúctil, maleável e muito tenaz 
(aderente). Funde a 1455ºC. É ligeiramente magnético. 
 
1. Reação com dimetilglioxima 
 
Em um tubo de ensaio, coloque 10 gotas da solução a analisar, adicione gotas de 
solução alcoólica de dimetilglioxima e a seguir gotas de hidróxido de amônio ou acetato de 
sódio. Haverá formação de um precipitado vermelho de dimetilglioximato de níquel. A 
precipitação pode ser acelerada por aquecimento, principalmente quando se trata de 
soluções diluídas. 
 
Observação: A dimetilglioxima forma em meio amoniacal, dimetilglioximato de níquel 
(DMG-Ni). Em soluções ácidas, a reação não se processa, pois a DMG é um ácido fraco e o 
complexo que se forma é decomposto pelo ácido. Deve-se evitar um excesso de hidróxido 
de amônio, pois isto contribui para a formação do complexo amoniacal de níquel. Esta 
reação sofre interferência de íons Fe II, bismuto e cobalto quando presentes em 
quantidades superiores ao níquel. 
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2. Ácido rubiânico - (CSNH2)2 : precipitado ou coloração azul ou violeta em solução 
amoniacal. O cobre e cobalto, bem como sais de ferro, interferem na reação e devem estar 
ausentes. Coloque 1ou 2 gotas de solução teste sobre um papel de reação à gota, 
mantenha-o sobre vapor de amônia e adicione 1 ou 2 gotas do reagente. Obtém-se uma 
mancha azul ou violeta-azul. O reagente consiste em uma solução a 1% de ácido rubeânico 
em álcool. Sensibilidade: 0,03 µg de Ni. Concentração limite: 1250000. 
 
 
 e) REAÇÕES DO ÍON Co2+ 
 
 O cobalto é um metal de cor cinza-aço, levemente magnético. Funde a 1490ºC. 
O metal dissolve-se facilmente em ácidos minerais diluídos. 
 
 
1. Reação com tiocianato de amônio 
 
Coloque 10 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio e adicione solução 
concentrada (ou alguns cristais) de tiocianato de amônio e 10 gotas de álcool amílico. A 
coloração azul que aparece na fase alcoólica deve-se ao íon cobaltotiocianato. 
 
Co2+ + 4 SCN- ⇔ [Co(SCN)4]
2-
 
 
Observação: Esta reação sofre interferência do íon ferro III que forma um complexo de 
cor vermelha com tiocianato de amônio. Quando isto ocorre, podemos identificar o íon 
cobalto adicionando à solução fluoreto de sódio, que forma com o íon ferro III um complexo 
bastante estável de [FeF6]
3-
. 
 
 
2. Reação com nitrito de sódio 
 
Em um tubo de ensaio coloque cerca de 10 gotas da solução a analisar, adicione gotas 
de ácido acético (o meio deve ser levemente ácido) e a seguir 10 gotas de solução saturada 
de nitrito de sódio, e 10 a 20 gotas de cloreto de potássio. haverá formação de um 
precipitado amarelo de cobaltonitrito. Em solução diluída a formação de precipitado é lenta, 
aparecendo somente após várias horas. 
 
Co2+ + NO3
-
 ⇔ Co3+ + NO + H2O 
Co3+ + 6 NO2
-
 ⇔ [Co(NO2) 6]
3-
 
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f) REAÇÕES DO ÍON Fe2+ 
 
 O ferro, quimicamente puro, é um metal branco prateado, tenaz e dúctil. Funde a 
1535ºC. O metal comercial raramente é puro e, em geral, contém pequenas quantidades de 
carbureto, silicieto, fosfeto e sulfeto de ferro, e um pouco de grafite. Estes contaminantes 
exercem um papel importante na resistência de estruturas metálicas de ferro. O ferro pode 
ser magnetizado. 
 
1. Reação com Ferricianeto de potássio [hexacianoferrato (III) de potássio] 
 
Em um tubo de ensaio, coloque 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
ferricianeto de potássio. Obtém-se um precipitado azul escuro de ferricianeto de ferro(II) ou 
azul de Turnbull que é decomposto por soluções de hidróxido sódio ou de potássio, mas é 
insolúvel nos ácidos 
 
3 Fe
2+
 + 2 [Fe(CN)6]
3-
 ⇔ Fe3[Fe(CN)6]2 ↓ 
Fe3[Fe(CN)6]2 + 6 OH
-
 ⇔ 2[Fe(CN)6
3-] + 3 Fe(OH)2 
 
 
g) REAÇÕES DO ÍON Fe3+ 
 
1. Reação com Ferrocianeto de potássio 
 
Coloque 10 gotas da solução em um tubo de ensaio e adicione solução de ferrocianeto 
de potássio. Haverá formação de um precipitado azul intenso de ferrocianeto férrico ou azul 
da Prússia. O precipitado é insolúvel em ácido clorídrico diluído, porém solubiliza em ácido 
clorídrico concentrado, soluções de hidróxidos alcalinos ou quando adicionamos o agente 
precipitante em excesso. 
 
4 Fe
3+
 + 3[Fe(CN)6]
4-
 ⇔ Fe4[Fe(CN)6]3 
 
2. Reação com tiocianato de amônio 
 
Coloque em um tubo de ensaio, cerca de 10 gotas da amostra a analisar, adicione ácido 
clorídrico diluído e em seguida solução de tiocianato de amônio. O aparecimento de 
coloração vermelha intensa na solução indica a presença de ferro III. Se a concentração de 
íons Fe3+ é baixa, podemos adicionar um pouco de éter ou álcool amílico. 
 
Fe
3+
 + 6 SCN- ⇔ [Fe(SCN)6]
3
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h) REAÇÕES DO ÍON Mn2+ 
 
 O manganês é um metal branco acizentado, semelhante na aparência ao ferro 
fundido. Funde a cerca de 1250ºC. Reage com água quente, formando hidróxido de 
manganês (II) e hidrogênio. 
 
1. Oxidação a permanganato com PbO2/HNO3 
 
Coloque em um tubo de ensaio a solução a analisar, adicione um pouco de dióxido de 
chumbo sólido e 10 a 20 gotas de ácido nítrico concentrado. Aqueça a mistura. Após o 
aquecimento, deixe decantar o excesso de dióxido de chumbo. Aparecerá na fase líquida, 
coloração violeta, indicando a presença de manganês. 
 
A solução não deve conter redutores, particularmente íons Cl-. 
 
2 Mn
2+
 + 5 PbO2 + 4 H
+
 ⇔ 2 Mn4
-
 + 5 Pb
2+
 + H2O 
2 Mn4
-
 + 16 H
+
 + 10 Cl- ⇔ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Cl2 
 
Observação: Deve-se evitar um excesso de solução de íons Mn2+, pois este pode 
reduzir o MnO4
-
 formado, até MnO(OH)2. 
 
2 MnO4
-
 + 3 Mn
2+
 + 7 H2O ⇔ 5 MnO(OH)2 + 4 H
+
 
 
Esta reação pode ser efetuada também, utilizando bismutato de sódio com oxidante. 
Neste caso, a reação é efetuada a frio e um excesso de sal de manganês II não interfere na 
reação. 
 
Coloque uma gota da solução a analisar sobre uma placa de vidro, adicione 1 gota de 
ácido nítrico concentrado e uma pitada de bismutato de sódio. O aparecimento de 
coloração púrpura, indica a presença de ácido permangânico. 
 
 14 H
+
 ⇔ 2 MnO4
-
 + Bi
3+
 + 7 H2O 
 
 
2. Precipitação de MnO(OH)2 
 
Adicionar NaOH a uma solução de cloreto manganoso até formação do Mn(OH)2 de cor 
branca. Esfriar a solução e adicionar algumas gotas de H2O2, pouco a pouco, seguido de 
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agitação. Aquecer cerca de 2 a 3 minutos depois que a evolução do oxigênio cessar. A 
mudança de Mn(OH)2 para MnO(OH)2de cor marrom pode ser representada por: 
 
4 Mn(OH)2(s) + 2H2O + O2 ⇔ 4Mn(OH)3(s) 
2Mn(OH)3(s) + O2 ⇔ 2MnO(OH)2(s) + 2OH- 
 
 
i) REAÇÕES DO ÍON Cr3+ 
 
1. Reação com H2O2/NaOH a quente 
 
Coloque 10 gotas da solução a analisar em um tubo de ensaio, adicione solução de 
hidróxido de sódio até dissolução do precipitado formado e formação do complexo solúvel, 
Cr(OH)4
- 
. 
 
Adicione a seguir gotas de água oxigenada 3%. Aquecer à ebulição até o aparecimento 
da cor amarela devido a formação do íon CrO4
2-
. 
 
2 Cr3+ + 6 OH- ⇔ 2 Cr(OH)3 
2 Cr(OH)3 + 2 OH
-
 ⇔ 2 Cr(OH)4
-
 
2 Cr(OH)4
-
 + 3 H2O2 + 2 OH
-
 ⇔ 2 CrO4
2-
 + 8 H2O 
 
A solução amarela obtida acima, adicione gotas de ácido sulfúrico até o meio tornar-se 
ácido (solução alaranjada) e adicione peróxido de hidrogênio. 
 
Ocorre formação de ácido percrômico, identificado pelo aparecimento de coloração azul 
intensa. Em solução aquosa, o ácido percrômico é muito instável, este se dissocia com 
formação de Cr3+ e a coloração azul rapidamente se transforma em verde, podendo 
desaparecer. A adição de álcool amílico ou éter dietílico aumenta a estabilidade do ácido 
percrômico, e este passa para a camada destes solventes. 
 
Cr2O7
2-
 + 4 H2O2 + 2 H
+
 ⇔ 2 H2CrO6 + 3 H2O 
 
 
j) REAÇÕES DO ÍON Al3+ 
 
1. Reação com Alizarina 
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Uma reação característica para a identificação de Al3+ é reagir o precipitado de hidróxido 
de alumínio com alizarina. Obtém-se uma laca vermelha, devido à formação de alizarinato 
de alumínio. Os íons Fe3+, Cr3+, Mn2+ e outros interferem na reação, mas isto pode ser 
evitado tratando a solução com ferrocianeto de potássio. Para realizar esta reação, adicione 
algumas gotas de alizarina no precipitado de hidróxido de alumínio obtido acima. A reação 
pode ser realizada sobre uma tira de papel filtro, colocando-se uma gota da solução a 
analisar e alizarina e expor a vapores de amônia. No caso de mascaramento da reação por 
íons interferentes, impregnar previamente o papel em solução de ferrocianeto de potássio. 
 
 
k) REAÇÕES DO ÍON Zn2+ 
 
1. Reação com [Fe(CN)6]
4- 
 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
hexacianoferrato II de potássio. Haverá formação de um precipitado branco de ferrocianeto 
de potássio e zinco, insolúvel em ácido clorídrico e solúvel em excesso de solução de 
hidróxido de sódio devido a formação do complexo tetrahidroxi-zincato. 
 
3 Zn
2+
 + 2 K
+
 + 2[Fe(CN)6]
4-
 ⇔ Zn3K2[Fe(CN)6]2 
 
2. Reação com ditizona 
 
Sobre uma tira de papel de filtro, coloque 1 gota de solução de um sal de zinco, e uma 
gota de solução de hidróxido de sódio. Contorne a mancha úmida formada com solução 
clorofórmica de ditizona, utilizando para isto, um tubo capilar. Na presença de íons Zn2+, 
forma-se um anel característico de cor rósea. Na ausência deste íon a mancha torna-se 
amarela, própria da ditizona em meio alcalino. 
 
 
l) REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DO GRUPO III POR VIA SECA (PÉROLAS DE BÓRAX) 
 
Aquecer a ponta do fio de platina ao rubro e tocar em pequena quantidade de bórax 
sólido, (tetraborato de sódio - Na2B4O7. 10 H20), contido em um vidro de relógio. Aquecer o 
fio com os cristais que ficam aderidos, mantendo na chama do bico de Bunsen até a massa 
espumar. Retirar da chama e deixar o fio, contendo a pérola incolor de aspecto vítreo 
(Na2B4O7) na ponta esfriar. A seguir, tomar um pouco do precipitado (hidróxido do metal ou 
outro sal do metal) diretamente com a pérola e aquecer novamente na chama. Deixar fundir 
e depois retirar da chama e esfriar. Observe contra a luz a cor da pérola à quente e à frio.
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Alguns sais quando submetidos ao aquecimento em altas temperaturas, 
transformam-se nos seus respectivos óxidos que reagem com o bórax, formando os 
metaboratos correspondentes, que se dissolvem na massa, formando pérolas coloridas. 
 
3Na2B4O7 + 2 Cr(OH)2 → 2Cr(BO2)3 + 6NaBO2 + 3H2O 
 
 
Coloração apresentada pelo composto que contém os cátions do grupo III 
 
Compostos Chama oxidante Chama redutora 
Ni 
Co 
Fe 
 
Mn 
Cr 
Castanha a frio 
Azul 
Amarela à quente 
Incolor à frio 
Violeta ametista 
Verde esmeralda 
 
Acinzentada 
Azul ou acizentada 
Verde pálida 
 
Incolor 
Verde esmeralda 
 
 
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m) ESQUEMA PARA A SEPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DO GRUPO III 
 
Grupo II e III 
 
• ferver até eliminar o H2S (teste umedecendo o papel de filtro com acetato de chumbo) 
• neutralizar a solução com solução de NH4OH 6 M até pH 7 
• adicionar tampão NH4OH /NH4Cl ± 0,5 M ( pH ≅ 9,2) 
• adicionar ≅ 1 mL de tioacetamida 1M . Tampar o tubo e deixar no banho-Maria (10 min). Destampar para sair o excesso de reagente 
• centrifugar e adicionar ao líquido sobrenadante 1-2 gotas de tioacetamida para verificar se a precipitação foi quantitativa. 
 
Sobrenadante (cátions do grupo II: Cd2+,: Sr2+, Ba2+, ) Precipitado (cátions do grupo III) 
+ água de lavagem [CoS, NiS, Fe2S3, Fe(OH)3, MnS, ZnS, BiS, Al(OH)3, 
Cr(OH)3] 
- Lavar duas vezes com sol de NH4NO3 ou NH4Cl 2 M a quente; 
- Transferir o pptdo para cápsula de porcelana e adicionar 1 mL de sol. 
diluída de HNO3 e aquecer (≅ 60 oC) até parar de desprender fumaça 
branca (em capela); 
- Havendo resíduo removê-lo; 
- Adicionar NaOH em excesso + gotas de H2O2 3 % e leve aquecimento; 
- Centrifugar 
 
 Sobrenadante Precipitado 
 
Al(OH)4-, Zn(OH)42-, CrO4- 2 Fe(OH)3 , Co(OH)3 , Ni(OH)2 , MnO2.H2O 
 Dissolver com HNO3 4 M + H2O2 
 
 Fe3+, Co2+, Ni2+, Mn2+ 
 Adicionar sol. de NH4OH em excesso 
+ sol. de NH4Cl 
 
 
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Fe(OH)3 ↓ sobrenadante ( [Co(NH3)6 ]2+, [Ni(NH3)6 ]2+e 
Mn2+ 
 
Pesquisar: 
 
- No sobrenadante: 
 
• Alumínio: transformar o Al(OH)4- em Al(OH)3- para isto tome algumas gotas da solução e acidifique com HCl diluído e reprecipite o Al 
com sol. de NH4OH, agitar bem e aquecer com cuidado. A formação de um pptdo branco gelatinoso indica a presença de alumínio. 
Centrifugar e adicione alizarina → cor vermelha. 
• Zinco: colocar uma gota da solução sobre um papel de filtro e adicionar 1 gota de NaOH diluído + ditizona – cor rosa indica 
presença de Zn 
• Cromo: gotas da solução em análise + 2 gotas de H2O2 em meio alcalino(verificar) + álcool amílico + H2SO4(colocar um conta gotas 
de uma só vez)- coloração azul indica a presença de cromo. 
 
- No precipitado: 
 
• Ferro: lavar o pptdo duas vezes com água destilada quentee desprezar o sobrenadante. Adicionar ao pptdo cerca de 3 gotas de 
HCl 6 M e juntar 2 gotas de solução NH4SCN 1 M. O aparecimento de uma cor vermelha devido ao complexo Fe(SCN)63- indica a 
presença de ferro. 
• Manganês: 2 gotas da solução em um vidro de relógio + 1 gota de HNO3 conc. e uma pitada de bismutato de sódio. A formação de 
cor purpura (ác. Permangânico) indica presença de manganês 
• Cobalto: Tomar algumas gotas da solução (Co + Ni + Mn) e adicionar gotas de HCl diluído ( só o necessário para desfazer o 
complexo) e adicionar cristais de NH4SCN e algumas gotas de álcool amílico. A formação do complexo azul na fase alcóolica indica 
a presença de cobalto. Obs. Fe+3 interfere formando um complexo vermelho com tiocianato (eliminar a interferência com NaF). 
• Níquel tomar algumas gotas da solução, acidificar com sol de HCl até desfazer o complexo, adicionar algumas gotas de 
dimetilglioxima e então adicionar lentamente sol. de NH4OH até formação do complexo vermelho e insolúvel de dimetilglioximato de 
níquel 
 
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1.5 QUARTO GRUPO DE CÁTIONS (Ag+ , Pb2+, Hg22+, Hg2+, Cu2+, Cd2+ 
 e Bi3+). 
 
 
QUESTÃO 1: Construa uma tabela com os valores de Kps para os cloretos dos 
metais do grupo IV. 
 
Os cátions de metais do grupo IV apresentam como característica importante, o fato de 
seus sulfetos serem insolúveis em ácidos minerais diluídos, ao contrário dos sulfetos dos 
metais do grupo III que são solúveis nestes ácidos. Esta diferença de comportamento é 
usada para separar os íons deste grupo dos íons dos grupos anteriores. 
 
 Os cátions do grupo IV são divididos em dois subgrupos: 
 
a) 1o subgrupo (o da prata) compreende os cátions: Ag+2, Hg22+ e Pb2+, que precipitam 
com a adição de solução de HCl, pois os cloretos destes elementos são pouco solúveis 
em água. 
O cloreto de chumbo é ligeiramente solúvel em água e, por isso, o chumbo nunca é 
completamente precipitado quando se adiciona ácido clorídrico diluído á amostra. Os íons 
chumbo restantes podem ser quantitativamente precipitados com ácido sulfúrico em meio 
ácido, ou com H2S, junto com os cátions do 2o subgrupo. 
 
b) 2o subgrupo: (o do cobre) compreende os cátions Cu2+, Hg2+, Cd2+ e Bi3+e Pb2+, 
cujos cloretos são solúveis em água. Os sulfetos do subgrupo do cobre são insolúveis 
numa solução de hidróxido de sódio. 
 
 
QUESTÃO 2: Construa uma tabela com os valores de Kps dos sulfetos dos metais 
do grupo IV e calcule o valor de pH no qual se inicia a precipitação em uma solução 
cuja concentração do íon metálico é de 0,01 mol/L. Calcule também o valor de pH 
para a precipitação completa, [C do metal =1 x 10-6 M]. 
 
 Os valores de pH para início e precipitação completa dos metais dos grupos III e IV, 
mostra que é possível a separação dos dois grupos através do controle adequado da 
concentração de S2-, o que é feito indiretamente através do controle da concentração 
hidrogeniônica da solução. 
 
 Um dos sulfetos mais solúveis do G-IV é o CdS (PS = 3,6 . 10-29), pois dissolve-se não 
só em HNO3, mas também em soluções suficientemente concentradas de HCl. Assim, 
uma solução 1N de HCl a quente dissolve quantidades apreciáveis de CdS, fato que pode 
ser usado para separar o Cd2+ do Cu2+. A dissolução de CdS em HCl é devida não só à 
combinação dos íons S2- com os íons H+ do ácido, mas também à formação do complexo 
[CdCl4]2-, o que provoca uma forte diminuição da concentração do íon Cd2. 
 
 Contrariamente ao CdS, o sulfeto de mercúrio (II), HgS, o menos solúvel de todos os 
sulfetos estudados (PS = 4 . 10-53), é insolúvel não só em HCl, mas também em HNO3. 
Para o dissolver, é necessário utilizar um oxidante bem enérgico, como a água régia 
(mistura de 1 volume de HNO3 conc. com 3 volumes de HCl conc.), a quente: 
 
3 HgS + 2 HNO3 + 6 HCl ⇔ 3HgCl2 + 3 S↓ + 4 H2O + 2 NO↑
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 Pode-se também dissolver HgS em HCl se, simultaneamente, se fixar os íons Hg2+ 
num complexo muito estável de [HgI4]- (K inst. = 5 . 10-31) por tratamento com uma solução 
de KI, a quente: 
HgS + 2 HCl + 4 KI ⇔ K2[HgI4] + 2 KCl + H2S↑ 
 
 
11.5.1 Reações de Separação dos Íons do Grupo IV (Subgrupo da Prata – 
 Ag+, Hg22+ e Pb2+) 
 
 
1. Reações com HCl diluído 
 
Coloque em tubos de ensaio distintos, 5 gotas de solução 0,2 M de nitratos de Ag+, 
Pb2+, Hg22+ e adicione HCl 6 M, gota a gota com agitação, até a precipitação ser 
completa. 
 
Ag+ + Cl- ⇔ AgCl 
 
O precipitado Branco de AgCl é solúvel em hidróxido de amônio, devido à formação 
de um complexo solúvel incolor. Podemos reprecipitar AgCl adicionando ácido nítrico 
diluído. 
 
AgCl + 2 NH4OH ⇔ Ag(NH3)2+ + 2 H2O + Cl- 
 
 
QUESTÃO 3: Escreva os equilíbrios envolvidos e explique a reprecipitação do AgCl 
quando o complexo Ag(NH3)2+ é tratado com ácido nítrico. 
 
 
 
Hg22+ + 2 Cl- ⇔ Hg2Cl2↓ (branco) 
 
Com o íon Pb2+ ocorre formação de um precipitado branco, em forma de agulhas ou 
palhetas brilhantes de cloreto de chumbo. O precipitado é dissolvido se aquecermos a 
solução e reprecipitado pelo esfriamento da mesma. 
 
Pb2+ + 2 Cl- ⇔ PbCl2↓ 
 
 
2. Reações com sulfeto 
 
Em tubos de ensaio separados, coloque 5 gotas de solução a analisar (Ag+, Pb2+) 
dilua com 2 mL de água e adicione tioacetamida a solução. Aqueça em banho maria e 
observe. Os precipitados de sulfeto de prata (preto) e sulfeto de chumbo (preto) são 
solúveis em HNO3 dil. a quente. 
 
2Ag+ + S2- ⇔ Ag2S↓ 
 
3Ag2S + 9 H+ + 2 NO3- ⇔ 6 Ag+ + 2 NO + 3 S + 4 H2O 
 
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11.5.2 Reações de Identificação dos Íons do Grupo IV - Subgrupo da Prata 
 
 
a) REAÇÕES DO ÍON Ag+ 
 
1. Reação da prata com NaOH 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
hidróxido de sódio. Haverá formação de um precipitado castanho escuro de óxido de 
prata, que dissolve-se com facilidade em NH4OH. 
2 Ag+ + 2 OH- ⇔ Ag2O↓ + H2O 
 
2. Reação da prata com íon iodeto 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
iodeto de potássio. Ocorre formação de um precipitado amarelo de iodeto de prata, 
insolúvel em solução de hidróxido de amônio. 
Ag+ + I- ⇔ AgI↓ 
 
3. Reação da prata com cromato 
Em um tubo de ensaio coloque 10 gotas da solução em análise e adicione solução de 
cromato de potássio. Haverá formação de um precipitado vermelho-pardo de cromato de 
prata, solúvel em ácido nítrico e hidróxido de amônio e insolúvel em ácido acético. A 
reação deve ser efetuada em pH 7, pois em meio alcalino ocorre formação de óxido de 
prata 
 
2 Ag+ + CrO42- ⇔ Ag2CrO4↓ 
 
 
 
b) REAÇÕES DO ÍON Pb2+ 
 
1. Reação do chumbo com NaOH 
Em um tubo de ensaio, coloque a solução a analisar e adicione solução de hidróxido 
de sódio. Ocorre formação de um precipitado branco, solúvel em excesso de reativo. 
 
Pb2+ + 2 OH- ⇔ Pb(OH)2↓ 
 
Pb(OH)2 + 2 OH- ⇔ PbO22- + 2 H2O 
 
Se utilizarmos solução de hidróxido de amônio em lugar de hidróxido de sódio, também 
haverá formação de hidróxido de chumbo, porém insolúvel em excesso de reagente. 
 
2. Reação do chumbo com iodeto 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar. Adicione a seguir 
solução de iodeto de potássio. Ocorre formação de um precipitado amarelo, que é 
moderadamente solúvel a quente. Após resfriamento da solução, o precipitado apresenta-
se na forma de lâminas brilhantesde cor amarelo ouro. O precipitado é solúvel em 
excesso de reagente. 
 
Pb2+ + 2 I- ⇔ PbI2↓
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PbI2 + 2 KI ⇔ K2(PbI4) 
 
3. Reação do chumbo com CrO42- 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
cromato de potássio. Ocorre formação de um precipitado amarelo, facilmente solúvel em 
soluções de álcalis cáusticos. 
Pb2+ + CrO42- ⇔ PbCrO4↓ 
 
PbCrO4 + 4 OH- ⇔ PbO22- + CrO42- + 2 H2O 
 
 
4. Prova da chama: os sais de chumbo emprestam à chama uma coloração azul pálida. 
 
 
 
11.5.3 Reações de Separação do Subgrupo do Cobre (Cu2+, Hg2+,Pb2+, Cd2+ 
e 
 Bi3+) 
 
 
1. Reação com sulfeto 
Coloque em tubos de ensaio separados 5 gotas das soluções de nitratos de Cu2+, 
Hg2+, Pb2+, Cd2+ e Bi3+ e diluir com água até o volume de 2 mL. Adicione gotas de ácido 
clorídrico diluído, passando a seguir uma corrente de gás sulfídrico através da solução ou 
0,5 mL de solução de tioacetamida 1M. Tampar os tubos e aquece-los em banho maria. 
Observe a cor do precipitado formado. 
 
Cores dos sulfetos: HgS (preto), PbS (preto), CuS (preto); CdS (amarelo), Bi2S3 
(marrom). 
 
Observações: 
 
• precipitado preto de sulfeto de cobre II é facilmente solúvel em solução de ácido 
nítrico diluído à quente. 
 
Cu2+ + S2- ⇔ CuS↓ 
 
CuS + 8 H+ + 2 NO3- ⇔ 3 CU2+ + S + 2 NO + 4 H2O 
 
 
• sulfeto de mercúrio é solúvel apenas em água régia (1 parte de HNO3 conc. para 3 
partes de HClconc.) 
 
• Os precipitados de CdS (amarelo) Bi2S3 (marrom) são solúveis em ácido nítrico 
diluído à quente e em ácido clorídrico concentrado. 
 
Cd2+ + H2 S ⇔ CdS↓ + 2 H+ 
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CdS + 8 H+ + 2 NO3- ⇔ Cd2+ + 3 S + 2 NO + 4 H2O 
 
CdS + 6 HCl ⇔ [CdCl4]2- + H2S + 2 Cl- 
 
 
 
2. Reação com NH4OH - Coloque em tubos de ensaio separados 5 gotas de nitrato de 
Cu2+, Pb2+, Cd2+ e Bi3+ e 5 gotas de água e adicione lentamente, gota a gota a solução de 
NH4OH 4 M até formação do precipitado. Com exceção do Cu(OH)2 que é azul, os 
demais precipitados são brancos. 
 
Cu2+ + 2 NH4OH ⇔ Cu(OH)2(s) + 2 NH4+ 
 
Bi3+ + 3 NH4OH ⇔ Bi(OH)3(s) + 3 NH4+ 
 
Pb2+ + 2 NH4OH ⇔ Pb(OH)2(s) + 2 NH4+ 
 
Cd2+ + 2 NH4OH ⇔ Cd(OH)2(s) + 2 NH4+ 
 
 
Continue adicionando solução de NH4OH, os hidróxidos de Cobre e cádmio deverão 
dissolver-se no excesso do reagente com formação dos complexos Cu(NH3)42+ que 
apresenta coloração azul intensa e Cd(NH3)42+ que é incolor. 
 
3. Reação com sulfato de Amônio – Coloque em tubos de ensaio separados 5 gotas de 
nitrato de Cu2+, Pb2+, Cd2+ e Bi3+ e 5 gotas de água e adicione lentamente a solução de 
(NH4 )2 SO4 2,5 M. Deixe em repouso cerca de 2 minutos e centrifugar no caso em que 
houver formação de precipitado. Somente o íon Pb2+ deverá precipitar neste meio. Tratar 
o precipitado de PbSO4 com 10 gotas de acetato de amônio e aquecer em banho-maria. 
Deverá haver dissolução do precipitado devido a formação do complexo Pb(Ac)42- que é 
muito estável. 
 
 
11.5.4 Reações de Identificação do Subgrupo do Cobre (Cu2+, Hg2+, Cd2+ e 
 Bi3+) 
 
a) REAÇÕES DO ÍON Cu2+ 
 
1. Reação do cobre com ferrocianeto de potássio 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução em análise e adicione solução de 
ferrocianeto de potássio. Ocorre formação de um precipitado castanho avermelhado de 
hexacianoferrato II de cobre, solúvel em hidróxido de amônio e álcalis cáustico. 
 
Cu2+ + Fe(CN)64- ⇔ Cu2[Fe(CN)6]↓ 
 
Cu2[Fe(CN)6] + 4 OH- ⇔ 2 Cu(OH)2 + [Fe(CN)6]4- 
 
2. Reação do cobre com amônia 
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Como já foi visto nas reações de separação o Cu2+ quando tratado com excesso de 
amônia obtém-se uma solução de coloração azul intensa devido a formação do complexo 
Cu(NH3)42+.Esta coloração azul é geralmente usada para identificar íons cobre. 
 
3. Reação do cobre com iodeto 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione solução de 
iodeto de potássio. Ocorre formação de um precipitado branco de iodeto de cobre (I) e 
separação do iodo. 
2 Cu2+ + 5 I- ⇔ 2 CuI↓ + I3- 
 
Adicionando-se um excesso de tiossulfato de sódio, os íons triiodeto são reduzidos a 
íons iodeto incolores e a coloração branca do precipitado torna-se visível. A redução com 
tiossulfato produz íons tetrationato: 
 
I3- + 2 S2O32- ⇔ 3 I- + S4O62- 
 
As reações são utilizadas na análise quantitativa para a determinação iodométrica do 
cobre. 
 
4. Prova da chama: os sais de cobre dão à chama cor verde esmeralda 
 
 
b) REAÇÕES DO ÍON Cd2+ 
 
1. Reação do cobre com gás sulfídrico - com formação do precipitado amarelo de CdS 
é usada para identificação deste cátion. 
 
2. Identificação de Cd2+ na presença de Cu2+- O íon cobre interfere na identificação do 
Cd2+ na forma de sulfeto por formar um precipitado preto. Coloque em um tubo de ensaio 
algumas gotas de solução do íon Cd2+ e algumas gotas o íon Cu2+. Acidifique o meio com 
solução de H2SO4 e adicione gotas de solução de tiossulfato de sódio. Aqueça a solução 
até formação de um precipitado castanho escuro, constituído por uma mistura de CuS e 
enxofre. 
 
2 Cu+2 + S2O3-2 + 2 H2O ⇔ + Cu2S(s) + S(s) + 2H+ + 2 SO4-2 
 
O íon cádmio não precipita com Na2S2O3 em meio ácido, centrifugue e retire o 
sobrenadante. Adicione ao sobrenadante algumas gotas de solução NH4OH e adicione 
sol. de NaS ou tioacetamida a solução (CdS- amarelo) 
 
 
c) REAÇÕES DO ÍON Bi3+ 
 
1. Reação com estanito de sódio 
Coloque em um tubo de ensaio a solução a analisar e adicione hidróxido de sódio em 
excesso. O precipitado de Bi(OH)3 deve ser centrifugado e separado do sobrenadante. O 
precipitado deverá ser tratado com solução de estanito de sódio no próprio tubo de 
ensaio. Deverá haver formação de um precipitado preto de bismuto elementar. 
Bi3+ + 3 OH- ⇔ Bi(OH)3↓ 
 
2Bi(OH)3 + 3 Sn(OH)42-.⇔ 2 Bi↓ + 3 Sn(OH)62-
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Obs.: A solução de estanito deve ser preparada na hora. Tome alguns cristais de SnCl2 e 
adicione NaOH 4 M até dissolução e formação do Sn(OH)42-. 
 
 
2. Reação com íon iodeto (não específica) 
Coloque em um tubo de ensaio 10 gotas da solução a analisar e adicione aos poucos 
solução de iodeto de potássio. Inicialmente se forma um precipitado preto de iodeto de 
bismuto que solubiliza em excesso de reativo dando formação à solução de coloração 
amarelo alaranjado. Diluindo a solução com água, ocorre formação novamente de iodeto 
de bismuto. Se diluirmos fortemente com água, ocorre formação de um precipitado 
alaranjado de sal básico, iodeto de bismuto. 
 
Bi3+ + 3 I- ⇔ BiI3↓ 
 
BiI3 + I- ⇔ BiI4 
 
BiI4 + H2O ⇔ BiOI↓ + 3 I- + 2 H+ 
 
 
3. Prova da chama: os compostos de bismuto emprestam coloração branco-azulada à 
chama pálida do bico de Bunsen. 
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ESQUEMA PARA DETERMINAÇÃO DE CÁTIONS EM UMA AMOSTRA 
SOLUÇÃO DA AMOSTRA 
 
Obs: dissolver em H2O, se preciso 
adicione gotas de HNO3 
• Adicionar sol. de HCl (diluído ≅ 6M) até pH 0,5 
• Centrifugar (após 10 min) 
 SobrenadantePrecipitado 
 Cátions dos grupos IV (Subgrupo do Cobre), III e II 
 Cátions do Grupo IV (Subgrupo da Prata) 
 PbCl2 + AgCl (branco cristalino) 
Obs. Se a amostra foi dissolvida pela ação de HNO3, então é necessário eliminá-lo antes de pptar 
na forma de sulfetos 
• Adicionar 1 mL de solução de tioacetamida 1M e aquecer em banho-Maria por 10 minutos (tampar o tubo) 
• Verifique o pH do meio (caso menor que 0,5) ajuste o mesmo para 0,5 e adicione mais 0,5 mL de tioacetamida 
 e aquecer por + 3 minutos 
• Centrifugar e testar no sobrenadante se a pptção foi completa 
 precipitado sobrenadante 
Grupo IV – Subgrupo do Cobre: Bi2S3, CuS, CdS, PbS ( pode ter um pouco) Cátions dos Grupos III e II 
 
• lavar o pptado com 1 mL de NH4Cl 1 M e a seguir com água destilada 
• adicionar 10 gotas de HNO3 4 M e aquecer em banho Maria (60 oC) por 5 min. para dissolução 
• adicionar (NH4)2SO4 sólido a mistura e agitar a solução, deixar em repouso por 5 min 
• centrifugar e retirar o sobrenadante 
 sobrenadante precipitado 
 
 
 (Bi+3,Cu2+,Cd2+) PbSO4 (pptdo branco)
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• adicionar solução de NH4OH em excesso • lavar o pptdo com água quente(3 vezes) 
• centrifugar • dissolver o pptdo com sol. de NH4Ac ou NaAc 3 M e aquecer 
 ou em excesso de NaOH ( PbO2-). 
 • Adicionar gotas de ácido acético e dicromato de potássio 
 (formação de precipitado amarelo de PbCrO4) 
 sobrenadante precipitado 
 
 
Complexos solúveis Bi(OH)3↓ (branco 
[Cu(NH3)4]2+ • lavar o pptdo com água 
[Cd(NH3)4]2+ • adicionar gotas da sol. de estanito de sódio (SnCl2/NaOH) recém preparada → 
formação 
 de Bi metálico 
 
 
→ cobre pode ser identificado pela coloração azul, ou efetuar a confirmação acidulando-se o meio com ácido acético e 
 adicionado-se solução de K4[Fe(CN)6] → a presença de cobre é evidenciada pela formação de pptdo castanho de Cu2[Fe(CN)6]. 
 
→ Na ausência de cobre o cádmio pode ser identificado adicionando-se algumas gotas de tioacetamida 1M e aquecendo-se em banho-
Maria (Cd2+ + S2- → CdS (amarelo)). 
 
→ Identificação de cádmio na presença de cobre: Tomar algumas gotas da solução, acidificar com solução de H2SO4 e adicionar 
gotas de sol. de Na2S2O3. Aquecer a solução até formação de um precipitado castanho escuro, constituído por uma mistura de CuS e 
enxofre. 
 
2 Cu+2 + S2O3-2 + 2 H2O ⇔ + Cu2S(s) + S(s) + 2H+ + 2 SO4-2 
 
O íon cádmio não precipita com Na2S2O3 em meio ácido, centrifugue e separe o sobrenadante. Adicione ao sobrenadante algumas 
gotas de solução NH4OH e sol. de NaS ou tioacetamida a solução (CdS- amarelo) 
 
→ A quantidade de íons Pb2+ que passa para o subgrupo do cobre, pode ser reduzida mediante resfriamento da solução e usando-se 
excesso de HCl.. 
 
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TABELA DE CÁTIONS E ÂNIONS 
ÂNIONS CÁTIONS 
MONOVALENTES Monopersulfato SO5 MONOVALENTES 
Hidrogênio (hidretos) H Hipossulfito S2O4 Hidrogênio (ácidos) H 
Hidroxila (bases) OH Pirossulfito S2O5 Lítio Li 
Fluoreto F Politionatos (n=2,3,4,5,6) SnO6 Sódio Na 
Cloreto Cl Selenieto Se Potássio K 
Hipoclorito ClO Selenito SeO3 Rubídio Rb 
Clorito ClO2 Seleniato SeO4 Césio Cs 
Clorato ClO3 Telureto Te Prata Ag 
Perclorato ClO4 Telurito TeO3 Cuproso Cu 
Brometo Br Carbonato CO3 Auroso Au 
Hipobromito BrO Oxalato C2O4 Amônio NH4 
Bromato BrO3 Cromato CrO4 BIVALENTES 
Iodeto I Dicromato Cr2O7 Berílio Be 
Hipoiodito IO Manganito MnO3 Magnésio Mg 
Iodato IO3 Manganato MnO4 Cálcio Ca 
Periodato IO4 Hiponitrito N2O2 Estrôncio Sr 
Nitrito NO2 Fosfito HPO3 Bário Ba 
Nitrato NO3 Metassilicato SiO3 Rádio Ra 
Cianeto CN Tetraborato B4O7 Zinco Zn 
Isocianeto NCO Estanato SnO3 Cádmio Cd 
Fulminato ONC Zincato ZnO2 *Cúprico Cu 
Tiocianato ou 
Sulfocianeto 
SCN Molibdato MoO4 Mercuroso Hg2 
Acetato CH3COO Tungstato WO4 *Mercúrico Hg 
Metafosfato PO3 Ferrato FeO4 Ferroso Fe 
Hipofosfito H2PO2 Plumbito PbO2 *Cobaltoso Co 
Permanganato MnO4 Plumbato PbO3 *Niqueloso Ni 
Aluminato AlO2 Cloroplatinato PtCl6 Cromoso Cr 
Ferrito FeO2 Fluossilicato SiF6 *Manganoso Mn 
Bismutato BiO3 TRIVALENTES Estanoso Sn 
Metaborato BO2 Nitreto N *Plumboso Pb 
Metarsenito AsO2 Fosfeto P Titanoso Ti 
Metantimonito SbO2 (orto) Fosfato PO4 Platinoso Pt 
Cloroaurato AuCl4 (orto) Borato BO3 TRIVALENTES 
Fluoborato BF4 (orto) Arsenito AsO3 Alumínio Al 
Bicarbonato HCO3 (orto) Arseniato AsO4 Bismuto Bi 
Bissulfito HSO3 (orto) Antimonito SbO3 *Áurico Au 
Bissulfato HSO4 (orto) Antimoniato SbO4 *Férrico Fe 
Sulfidrato HS Ferricianeto Fe(CN)
6 
Cobáltico Co 
BIVALENTES TETRAVALENTES Niquélico Ni 
Oxigênio (óxidos) O (orto) Silicato SiO4 *Crômico Cr 
Peróxido O2 Hipofosfato P2O6 TETRAVALENTES 
Sulfeto S Pirofosfato P2O7 Estânico Sn 
Sulfito SO3 Piroarseniato As2O7 Plúmbico Pb 
Sulfato SO4 Piroantimoniato Sb2O7 Titânico Ti 
Tiossulfato S2O3 Ferrocianeto Fe(CN)
6 
Platínico Pt 
Pirossulfato S2O7 Mangânico Mn 
Persulfato S2O8 (*valência mais comum) 
 
 
Obs.: Bibliografia na ementa do curso, fornecida no primeiro dia de aula.