Relatório Ânions Caio
Relatório Ânions Caio
Relatório Ânions Caio
LICENCIATURA EM QUÍMICA
TEFÉ -AM
2008
AMANDA DÁRIO DE ALMEIDA
TEFÉ- AM
2008
SUMÁRIO
INTRODUÇÃO ....................................................................................................................... 3
3. OBJETIVOS........................................................................................................................ 9
3.1 Ojetivo geral .................................................................................................................. 9
3.2 Objetivos específicos .................................................................................................... 9
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO........................................................................................ 15
5.1 Solubilidade e pH das amostras..................................................................................... 15
5.2 Tratamento com ácido sulfúrico concentrado................................................................ 16
5.3 Tratamento com nitrato de prata .................................................................................... 18
5.4 Tratamento com cloreto de bário.................................................................................... 21
5.5 Resultados dos testes específicos.................................................................................... 21
CONCLUSÃO........................................................................................................................... 25
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS.................................................................................. 26
INTRODUÇÃO
A Química Analítica é a ciência que estuda os princípios e a teoria dos métodos de análise
química, permitindo determinar a composição química das substâncias ou de misturas das
mesmas. 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.
Os métodos utilizados para a detecção de ânions não são sistemáticos como os descritos
para os cátions. Não existe uma marcha sistemática que permita a separação dos ânions em
grupos e a subseqüente separação de seus componentes para as reações de indicação e
confirmação. Os ânions podem ser classificados de acordo com algumas propriedades tais como:
ânions que desprendem gases quando tratados com ácido sulfúrico (H 2SO4) concentrado, ânions
que apresentam reações de precipitação e ânions que apresentam reações de oxidação e redução.
Os ânions não se classificam em grupos como os cátions, na prática a amostra será
submetida a uma série de testes prévios para que sejam eliminados alguns ânions, isto é, feito
levando em consideração a solubilidade da mesma em água, o valor do pH da solução, tratamento
com ácido sulfúrico concentrado à quente, reações com certos compostos específicos como o
nitrato de prata (AgNO3), cloreto de bário(BaCl2 ) e testes de solubilidade da solução em meio
ácido.
O reagente ácido sulfúrico, nitrato de prata, cloreto de bário dão reações características que
fornecem informações úteis para a identificação dos ânions presentes. Após a realização dos
testes prévios para cada ânion, é necessário testá-los por meio dos testes específicos onde sua
presença ou ausência poderá ser confirmada. Reações ou reagentes específicos são aqueles que
dão produtos com propriedades características com somente um íon, mas tais reações são
bastante reduzidas.
Diante deste contexto, o presente trabalho será direcionado para a análise dos ânions:
Iodeto de potássio (KI), Cloreto de Sódio (NaCl), Brometo de Sódio (NaBr), Sulfato de Sódio
(NaSO4), Nitrito de Sódio (NaNO2), Nitrato de Amônio (NH4NO3), Carbonato de Sódio
(NaCO3), Ácido Bórico (H3BO3), Sódio Acético ( CH3COONa) e Fosfato de Potássio (KH2PO4).
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Cloreto (Cl-)
Brometo (Br-)
O Bromo enquadra-se no grupo VII A da tabela periódica, que reúne os chamados
halogênios, elementos não metálicos que apresentam grande afinidade por outros corpos e que,
assim, tendem à formação de sais. O bromo não é encontrado em estado elementar na natureza,
mas existe em abundância na forma de sais de bromo.
Como os demais halogênios, o bromo caracteriza-se por sua elevada capacidade de
oxidação, responsável pela facilidade para combinar com outros elementos e dissolver-se em
numerosos compostos orgânicos, como álcool, o clorofórmio e o tetracloreto de carbono. A
propriedade oxidante do bromo é também responsável pela liberação de uma elevada quantidade
de calor em reações com determinados elementos, como o fósforo e o alumínio, com risco de
explosões. Combina-se com o hidrogênio ao rubro (formação de HBr) e destrói certos compostos
hidrogenados, principalmente matérias orgânicas. Une-se aos metais para dar brometos.
Os brometos de prata, mercúrio e cobre são insolúveis em água. O brometo de chumbo é
essencialmente solúvel a frio, mas bastante solúvel em água fervendo. Todos os outros brometos
são solúveis em água. Quando o brometo de potássio reage com ácido sulfúrico concentrado,
forma-se primeiro solução marrom avermelha e, posteriormente, desprendem-se vapores de
bromo da mesma cor que acompanha o brometo de hidrogênio. (VOGEL, 1981). Essas reações
são acelerados por aquecimento, ao substituir o acido sulfúrico por acido fosfórico concentrado
ao aquecer formasse o brometo de hidrogênio.
Iodeto ( I-)
O iodo é um elemento químico de símbolo I, pertencente ao grupo dos halogênios. À
temperatura ambiente, o iodo é um sólido altamente volátil, de aspecto e coloração quase negra.
O iodo é muito pouco solúvel na água, mas altamente solúvel em compostos como o dissufleto de
carbono, tetracloreto de carbono e clorofórmio, aos quais confere coloração violeta. Quando
dissolvido em álcool ou éter, forma soluções de cor marrom. Como os demais halogênios, o iodo
não ocorre, na natureza, em estado livre.
O iodo é encontrado em pequenas proporções na água do mar, na forma de iodeto de sódio
(NaI), e nos compostos petrolíferos, na forma de iodeto de potássio (KI). É extraído
industrialmente das águas salgadas dos poços de petróleo e como subproduto, em cujos depósitos
ocorrem na forma de iodato de sódio (NaIO3). O iodo e encontrado principalmente na forma de
iodeto.
Os iodetos apresentam solubilidade semelhantes a dos cloretos e brometos. Quando o
brometo sólido reage com ácido sulfúrico concentrado, desprende vapores de cor violeta .
Nitrito (NO2-)
Todos os nitritos são solúveis em água, com exceção do nitrito de prata que é pouco
solúvel. A amostra utilizada para reações para o íon nitrito foi do sal nitrato de sódio.
Nitrato (NO3-)
Praticamente todos os nitratos são solúveis em água. Alguns produzem sais básicos
quando tratados em água, os quais são solúveis em ácido nítrico diluído.
Carbonato (CO32-)
A maioria dos carbonatos é solúvel em água, apenas os carbonatos de metais alcalinos e
amônio não se solubilizam em água.
Acetato (CH3COO-)
Todos os acetatos são facilmente solúveis em água, mas o acetato de prata e mercúrio (I)
apresentam baixa solubilidade em água. Outros acetatos básicos como os de ferro, alumínio e
cromo são insolúveis em água.
O ácido acético é um líquido incolor com odor picante. O ácido é miscível com água em
todas as proporções, ele tem ação corrosiva sobre a pele.
Atinge o ponto de ebulição a 117º C e ponto de fusão a 17º C.
Fosfato (PO4-)
O fósforo é um elemento químico não-metálico, de símbolo P e número atômico 15,
incluído no grupo V A do sistema periódico, que corresponde ao dos nitrogenóides, muito
inflamável, luminoso na obscuridade. Encontra-se na natureza em combinações de fosfatos e
outros sais. O fósforo apresenta dez variedades alotrópicas — manifestações diversas de
composições químicas análogas das quais as três mais importantes são o fósforo branco, o
vermelho e o negro. O primeiro, fortemente tóxico, apresenta-se sob duas formas: alfa, de
estrutura cristalina cúbica (embora exista uma variedade hexagonal) e estável à temperatura
ambiente; e beta, de estrutura hexagonal e estável apenas a temperaturas inferiores a -78º C. De
molécula tetratômica (P4), é instável, muito reativo e, em contato com o ar, se inflama
espontaneamente e experimenta oxidação lenta, que ocasiona formação de anidrido fosfórico
P4O10 e emissão de luminosidade, fenômeno conhecido como fosforescência.
Exposto à luz, o fósforo branco passa à forma vermelha, com estrutura em camadas
alternadas entre as quais se dispõem outras moléculas P 4 do estado branco. O fósforo vermelho
não é venenoso nem fosforescente e apresenta uma reatividade muito inferior. Nesse estado
alotrópico é utilizado para sua aplicação mais comum: a fabricação de palitos de fósforo. Mais
raro que as variedades anteriores, o fósforo negro é o mais estável do ponto de vista
termodinâmico. Sua estrutura consiste de camadas em ziguezigue de átomos de fósforo.Os
fosfatos de sódio, de potássio e amônio são solúveis em água.As matérias-primas a partir das
quais se extrai o fósforo são fundamentalmente os fosfatos de metais alcalino-terrosos
encontrados em depósitos de rochas de fosfato, como a clorapatita, Ca 5(PO4)3Cl, a fluorapatita,
Ca5(PO4)3F ou a vivianita, Fe3(PO4)2.8H2O.
Quanto a seu papel biológico, o fósforo encontra-se nos organismos vivos em combinação
oxigenada, geralmente como anidrido P2O5, como suporte de reações metabólicas. A presença
desse elemento em níveis adequados é especialmente importante nos ossos, em que atua como
suporte dos compostos de cálcio. Especial interesse apresentam as fosfatases, enzimas contidas
na maior parte das secreções e células do organismo humano, que intervêm em processos
fisiológicos das mais diversas índoles, como a precipitação de fosfato de cálcio no tecido ósseo, a
síntese de proteínas nos tecidos e a absorção de fosfatos no intestino.
Para a bioquímica, o fósforo também constitui elemento básico, já que faz parte da
composição do ATP, trifosfato de adenosina, e do ADP, difosfato de adenosina, nucleotídeos
presentes nos tecidos, que desempenham função essencial tanto no metabolismo molecular como
na regulação entre absorção e liberação energéticas.
Borato (BO33-)
O boro apresenta grande estabilidade, resistência que o torna imune até ao ácido clorídrico
concentrado em ebulição e índice de dureza próximo ao do diamante. Estas propriedades
permitem que o boro tenha múltiplas aplicações, como antioxidante, anticorrosivo e componente
de materiais de revestimento em geral. É um elemento químico semimetálico, de número atômico
5, de símbolo B. Pertencente ao grupo IIIA da tabela periódica, junto com o alumínio, o gálio, o
índio e o tálio. Todavia, por suas características especiais de ligação, seu comportamento
assemelha-se mais ao silício. Não encontrado em estado puro na natureza, aparece sob a forma de
ácido bórico e de boratos, como o bórax, o tincal e a kernita, e integra numerosos compostos
minerais.
O boro se combina tanto com elementos metálicos quanto não metálicos para formar
compostos covalentes, já que em nenhum caso dá origem a estados catiônicos (com íons de carga
positiva) ou aniônicos (com íons de carga negativa), o que impede que sejam geradas ligações
iônicas.
Os boratos derivam-se de três ácidos bóricos, o ortobórico (H3BO3), o ácido pirobórico
(H2BO7) e o ácido metabórico (HBO2) .
O ácido ortobórico é um sólido branco, cristalino pouco solúvel a frio, mas solúvel em água
quente. A maioria dos seus sais é derivada dos ácidos meta e piro. Ele foi o sólido utilizado nos
experimentos para o íon borato. Os boratos de metais alcalinos são facilmente solúveis em água,
já os boratos de outros metais são pouco solúveis, entretanto são solúveis em ácido e cloreto de
amônio.
O tetraborato de sódio (Na2B4O7) existe na natureza sob a forma de tincal (mineral
monoclínico, borato de sódio hidratado), que contém em média 55% de bórax (tetraborato de
sódio decaidratado, Na2B4O7.10H2O). Habitualmente, obtém-se o bórax sob a forma de cristais
incolores, ligeiramente solúvel em água fria e mais solúvel em água quente, sendo suas soluções
alcalinas.
O bórax fundido dissolve alguns óxidos metálicos, formando compostos de coloração
definida; é usado em química analítica nos ensaios de pérola de bórax. Usam-se grandes
quantidades de bórax na fabricação de esmaltes, vidrados, vidros ópticos; na fabricação de sabão
e de óleos secantes; para enrijecer pavios de vela; como agente de branqueamento e engomagem
em lavanderia; para acetinar papel, baralhos etc; na fabricação de vernizes, com a caseína; em
soldagem, como fundente; e como anti-séptico.
3. OBJETIVOS
Objetivo geral
Identificar os íons e precipitados dos ânions através de diferentes reações.
Objetivos específicos
Determinar a presença dos íons ânions Cl-, Br-, I-, SO42-,NO2-, NO3 -, CO32-,PO43-,
CH3OO- e BO33-
Identificar os precipitados das reações dos ânions;
Analisar o efeito dos interferentes nas reações
7
4.DESENVOLVIMENTO EXPERIMENTAL
Separou-se uma amostra sólida do sal. Esta amostra foi submetida ao teste de
solubilidade. Foi colocada uma pequena porção do sal em tubo de ensaio e acrescentado ao tudo
algumas gotas de água destilada. A solução foi agitada e posteriormente aquecida. Anotou-se o
resultado. Em seguida a solução foi submetida ao teste de pH com o papel indicador universal.
Foi colocada no tubo de ensaio uma pequena quantidade de amostra sólida. Logo após
acrescentou-se gotas de água destilada. A solução foi agitada e acrescentada à mesma algumas
gotas de nitrato de prata. E se houvesse a formação de precipitado, este seria tratado ácido nítrico
HNO3.
Foi preparada solução da amostra, e esta solução foi tratada com algumas gotas de cloreto
de bário.
Alguns testes específicos como o do ácido sulfúrico são ressaltados nos testes prévios, e
portanto, a sua repetição nesse tópico não será proveitosa, sendo assim os mesmos serão
omitidos, ou seja, não serão citados.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
NaBr Solúvel 6
NaCl Solúvel 6
KI Solúvel 6
NaNO2 Solúvel 7
NH4NO3 Solúvel 6
Na2SO4 Solúvel 6
Na2CO3 Solúvel 12
CH3COONa Solúvel 7
H3BO3 Solúvel 5
KH2PO4 Solúvel 5
Ag+ + I- AgI(s)
Na adição da solução de AgNO3 a solução de íons Br-, observou-se que houve a formação
de um precipitado amarelo claro de AgBr. Este precipitado é insolúvel em ácido nítrico diluído,
mas quando foi adicionado solução de NH4OH, o mesmo foi dissolvido.
Ag+ + Br- AgBr↓
CONCLUSÃO
Neste trabalho pode-se observar a solubilidade dos sais em presença de água. A solução
do ânion borato (BO33- ) indicou pH 5 porque deriva de um ácido bórico (ortoborico) e o
carbonato pH 12 alcalino de acordo (Bacan, 1995). As reações com ácido sulfúrico concentrado
provocam desprendimento de gás característico para cada ânion tais como: HCl proveniente do
cloreto, Br2 provenientes do brometo, e I2 provenientes do iodeto, NO2 provenientes do nitrito,
NO2 e NO provenientes do nitrato, CO2 provenientes do carbonato, CH3COOH o acetato e
B(OCH3) borato.
A solução de nitrato de prata precipitou AgCl, AgBr, AgI insolúveis em ácido nítrico.
Verificou-se formação de precipitado com os carbonatos, fosfatos, sulfatos e boratos. em
presença de cloreto de bário,o sulfato permaneceu insolúvel em meio ácido, proveniente soluções
pode-se observar o desprendimento Na analise que as amostras dos sais submetidos aos testes
prévios apresentara s em presença de ácido sulfúrico concentrado
O íon cloreto é o ânion do ácido clorídrico HCl, solução aquosa de cloreto de
hidrogênio gasoso. Pertence aos ácidos minerais mais fortes. A solução do sal de HCl e NaCl
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 para os
brometos e os iodetos, pois o HBr e o HI são ácidos tão fortes como HCl.Os cloretos,
são pouco solúveis AgCl (cloreto de prata)
Nos testes específicos, para identificação de íons iodeto o desprendimento de vapores violeta
observado em presença de ácido sulfúrico concentrado
Os resultados obtidos durante os testes de identificação dos cátions Ag+ e Cu2+, foram
todos de acordo com o previsto pela literatura, sendo que apenas o teste do cobre com o
ferrocianeto de potássio apresentou uma coloração vermelho mostarda (quase amarelo) e não
marrom avermelhado.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
ABREU, G.D.; COSTA, R.C.; ASSIS, M.; IAMAMOTO, Y. Uma proposta para o ensino
da química analítica. Quimica Nova, Vol. 29, No. 6, 1381-1386, 2006.
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MATTA, R.H.M. Práticas em laboratório: Química analítica qualitativa. Universidade
Federal do Mato Grosso do sul. UFMS, 2008.