Baixe Grupo 3 e outras Notas de estudo em PDF para Cultura, somente na Docsity! FUNDAÇÃO COMUNITÁRIA DE ENSINO SUPERIOR DE ITABIRA FACULDADE DE SAÚDE DE ITABIRA FARMÁCIA 4ª Aula Prática: Identificação dos Cátions do Grupo III Componentes: Afonso Figueiredo Machado Ayama Santos Martins Gabriela Pereira Lage de Carvalho Alves Luana Paula Coelho de Oliveira Neide Aparecida Matos Vanessa Coura Pinto Coelho ITABIRA JUNHO DE 2008 IDENTIFICAÇÃO DOS CÁTIONS DO GRUPO III Muitos dos íons do grupo III formam compostos coloridos, e esta propriedade é empregada em suas identificações. Os íons Al3+, Cr3+ e Fe3+ são precipitados como hidróxidos, enquanto que os demais são precipitados como sulfetos. Os íons Al3+, Cr3+ e Zn2+ são separados de outros íons usando-se propriedades anfóteras de seus hidróxidos. Os testes a seguir mostrarão como esses íons podem ser separados e identificados. a) Reação com NaOH a.1. Colocar em tubos de ensaio duas gotas de M(NO3)2, (M2+ = Zn2+, Mn2+, Co2+, Ni2+ e Fe2+) ou M(NO3)3, (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2M, cinco gotas de NaOH 4M. Observar e anotar as cores dos precipitados formados. Cr3+ + 3OH- ⇔ Cr(OH)3 (s) Al3+ + 3OH- ⇔ Al(OH)3 (s) Fe3+ + 3OH- ⇔ Fe(OH)3 (s) Zn2+ + 2OH- ⇔ Zn(OH)2 (s) Mn2+ + 2OH- ⇔ Mn(OH)2 (s) Fe2+ + 2OH- ⇔ Fe(OH)2 (s) Co2+ + NO3- + OH- ⇔ Co(OH)NO3 (s) Ni2+ + NO3- + OH- ⇔ Ni(OH)NO3 (s) Nos casos de Co2+ e Ni2+ há inicialmente a formação de sais básicos. 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. Por sua vez, o Co(OH)2 exposto ao ar se oxida lentamente à Co(OH)3 de cor marrom escura, havendo então nova mudança de cor. Quanto ao Ni2+, em soluções fortemente alcalinas forma um precipitado gelatinoso de Ni(OH)2 de cor verde, que não se oxida em presença de ar. Nos casos de Fe2+ e Mn2+ também ocorre mudança de cor com o tempo, devido a oxidação à Fe(OH)3 e MnO(OH)2 (ou MnO2.H2O): 4Mn(OH)2 (s) + 2H2O + O2 ⇔ 4Mn(OH)3 (s) 2Mn(OH)2 (s) + O2 ⇔ 2MnO(OH)2 (s) O Mn(OH)2 de cor branca passa a Mn(OH)3 de cor marrom. O comportamento do Fe(II) na presença de OH- é complicada pelo fato do Fe(II) ser facilmente oxidado pelo oxigênio do ar à Fe(III). O precipitado de Fe(OH)2 é branco, porém o resultado que se obtém na prática é um precipitado verde, provavelmente Fe(OH)2.Fe(OH)3, que se forma quando o NaOH ou NH4OH é adicionado à uma solução contendo íons de Fe2+. Este precipitado verde escurece gradualmente à medida que mais Fe(OH)2 é oxidado a Fe(OH)3. 4Fe(OH)2 (s) + O2(ar) + 2H2O ⇔ 4Fe(OH)3 (s) O hidróxido de Fe3+é de cor marrom avermelhado, o de Cr3+ é de cor verde acinzentado, e os hidróxidos de Zn2+ e Al3+ são de cor branca. a.2 Continuar adicionando NaOH aos precipitados formados e observar os casos em que há dissolução dos mesmos, na presença de excesso de reagente. Cr(OH)3 (s) + OH- ⇔ Cr(OH)4- Al(OH)3 (s) + OH- ⇔ Al(OH)4- Zn(OH)2 (s) + 2OH- ⇔ Zn(OH)4- No caso do Cr3+, o Cr(OH)3 formado passa a cromito, Cr(OH)4- (ou CrO2-). Aquecer a solução e observar a precipitação do Cr(OH)3, verde acinzentado. CrO2- + 2H2O ⇔ Cr(OH)3 (s) + OH- Recomenda-se utilizar frascos de polietileno para guardar a solução de NaOH. Se utilizar frascos de vidro, a ação do NaOH sobre o vidro poderá produzir silicatos, o que conduziria a conclusões errôneas do teste do Al3+. b) Reação com NH4OH b.1.Colocar em tubos de ensaio duas gotas de M(NO3)2, (M2+ = Fe2+, Mn2+, Zn2+, Ni2+, Co2+) ou M(NO3)3 (M3+ = Fe3+, Cr3+, Al3+) 0,2M. Juntar cinco gotas de NH4OH 15M. Observar a coloração dos precipitados formados: Fe2+ + 2NH4OH ⇔ Fe(OH)2 (s) + 2NH4+ Mn2+ + 2NH4OH ⇔ Mn(OH)2 (s)+ 2NH4+ (permanganatos) são fortes agentes oxidantes e coloridos. Os compostos de manganês no estado +2 (manganosos) são agentes redutores. Crômio: O crômio forma compostos nos estados de oxidação +2, +3 e +6; os estados +3 e +6 são os compostos mais importantes. Compostos de crômio +6 (cromatos e dicromatos), são fortes agentes oxidantes. O hidróxido de crômio +3 (hidróxido crômico) é anfótero. Os compostos de crômio +2 (compostos cromosos) são fortes agentes redutores. Todos os sais de crômio são coloridos. Alumínio: O alumínio forma compostos somente no estado de oxidação +3. Seu hidróxido é anfótero, sendo uma substância gelatinosa de cor branca possuidora de um grande poder de adsorção. Soluções contendo o íon Al3+ são incolores. Zinco: O zinco forma compostos somente no estado de oxidação +2. Seu hidróxido, como os de Cr3+ e Al3+, é anfótero. O zinco, como o cádmio, pertence ao grupo 2B da tabela periódica, e forma com amônia o íon complexo Zn(NH3)42+. a. Ferro(II) e Ferro(III) a.1. Tiocianato de Amônio Colocar em um tubo de ensaio 2 gotas de Fe(NO3)3 0,2M, 6 gotas de HCl 6M e 5 gotas de solução de NH4SCN 1M. Observar a forte coloração vermelha que se desenvolve: Fe3+ + 6SCN- Û Fe(SCN)63- Traços de ferro podem ser introduzidos como impurezas durante a preparação dos compostos usados na análise (tanto na amostra desconhecida quanto nos próprios reagentes). Por isso, o estudante deve saber distinguir entre um teste que dá a coloração fraca indicando traços de ferro e um teste positivo dando uma coloração forte. Essa reação é um teste altamente sensível para indicar a presença de Fe3+,e outros cátions, incluindo Fe2+, não interferem. O teste é feito usualmente em meio ligeiramente ácido, onde a hidrólise de Fe3+ é minimizada. Para usar esta reação para identificar o Fe2+, basta oxidá-lo a Fe3+ pela adição de água oxigenada. a.2. Outras Reações Pode-se empregar também ferrocianeto de potássio para a identificação de Fe3+. Essa reação produzirá um precipitado de cor azul escuro (azul da Prússia). K+ + Fe3+ + Fe(CN)64- ⇔ KFe[Fe(CN)6] (s) O íon Fe2+ sob estas condições forma um precipitado branco, que exposto ao ar se converterá lentamente no composto azul. O íon Fe2+, conforme já foi comentado, é facilmente oxidado a Fe3+ pelo ar; quando for desejável oxidá-lo rapidamente a Fe3+ pode-se usar para esse fim H2O2 em meio ácido: 2Fe2+ + H2O2 + 2H+ ⇔ 2Fe3+ + 2H2O Por outro lado, os reagentes H2S, SnCl2 e KI podem reduzir Fe3+ a Fe2+ em meio ácido, como por exemplo: 2Fe3+ + 2I- ⇔ 2Fe2+ + I2 b.Alumínio, Al3+ A presença de Al3+ pode ser confirmada somente pela formação do precipitado gelatinoso, Al(OH)3, solúvel em excesso de NaOH, que se reprecipita com adição lenta de HCl ou HNO3. Pelo fato do Al(OH)3 ser um precipitado gelatinoso, finamente dividido, sua presença quando suspenso em solução não é fácil de detectar. Centrifugando-se porém, ele irá aparecer no fundo do tubo de ensaio como um precipitado esbranquiçado, opaco e com aspecto de “geléia”. c. Crômio c.1. Reação com H2O2 / NaOH a quente Colocar em tubo de ensaio duas gotas de Cr(NO3)2 0,2M, cinco gotas de água e adicionar NaOH 4M até dissolução do precipitado formado, com a subseqüente formação de Cr(OH)4-. Adicionar a seguir dez gotas de H2O2 3%. Aquecer à ebulição por aproximadamente dois minutos, até cessar o desprendimento de oxigênio. A solução se torna amarela devido à formação de CrO42- 2Cr(OH)4- + 3H2O2 + 2OH- ⇔ 2CrO42- + 8H2O c.2. Teste por Via-Seca (Formação da Pérola de Bórax) É descrito aqui o procedimento básico para a realização deste teste que será usado para outros íons deste grupo. No procedimento prático é preparado um precipitado de Cr(OH)3 por um dos métodos já descritos. Centrifugar e decantar o sobrenadante. Usar o mesmo fio de níquel-cromo empregado nos testes de chama. Aquecer a ponta do fio rubro e tocar e uma pequena quantidade de bórax sólido, Na2B4O7.1OH2O, contido em um vidro de relógio. Aquecer o fio com os cristais que ficaram aderidos, mantendo na chama do bico de Bünsen até a massa parar de espumar. Retirar da chama e deixar o fio, contendo a pérola n ponta, esfriar. A seguir, tomar um pouco do precipitado de Cr(OH)3 diretamente com a pérola e aquecer novamente na chama. Deixar fundir e depois retirar da chama e esfriar. Na presença do crômio a pérola assume cor verde esmeralda devido à formação do metaborato de crômio, tanto na parte oxidante quanto na redutora da chama. 3Na2B4O7 + 2Cr(OH)3 ® 2Cr(BO2)3 + 6NaBO2 + 3H2O Depois do teste a pérola é facilmente removida do fio aquecendo-a ao rubro novamente e batendo a barra de vidro cuidadosamente com o dedo para ela se soltar. d. Zinco, Zn2+ d.1. Precipitação com H2S Colocar num tubo de ensaio 2 gotas de Zn(NO3)2 0,2M, cinco gotas de água e adicionar NaOH 4M até dissolver o precipitado formado e borbulhar H2S na solução. Deverá haver formação de um precipitado branco de ZnS: Zn2+ + 2OH- Û Zn(OH)2 (s) + 2OH- ⇔ ZnO22- + 2H2O ZnO22- + S2- Û ZnS + 4OH- Se os íons Zn2+ estiverem presentes, o precipitado branco de ZnS geralmente se forma dentro de dois a três minutos após colocar o tubo de ensaio em banho-maria. Uma ligeira turvação pode ser devido ao enxofre. Nesse caso, para confirmar o teste, centrifugar e decantar o líquido sobrenadante. Suspender o resíduo em 1 mL de água e adicionar 1 gota de HCl concentrado; o ZnS dissolve, mas o enxofre não. Se o precipitado parece dissolver-se parcialmente, remover o resíduo por centrifugação ou filtração, alcalinizar a solução com NaOH e passar H2S na solução à quente. Qualquer precipitado branco que se forme é ZnS. d.2. Teste do Verde de Rinman Dissolver o ZnS em HNO3 diluído, adicionar 2 gotas de Co(NO3)2 0,2M e agitar a solução. Enrolar algumas fibras de amianto comercial em um fio de platina e mergulhar na solução acima. A seguir, aquecer as fibras de amianto cuidadosamente e uma chama oxidante, retirando a intervalos freqüentes até notar eu a reação esteja completa. Uma cor verde nas fibras de amianto indica a presença de Zn2+. A cor verde aparece primeiro na orla externa das fibras de amianto. Este teste é muito sensível, mas pode falhar se uma solução muito concentrada de Co(NO3)2 for usada, ou se a mistura não for adequadamente aquecida. d.3. Reação com Ferrocianato de Potássio A reação de Zn2+ com solução de K4[Fe(CN)]6 produz um precipitado branco-acinzentado, K2Zn3[Fe(CN)6]2, mas se traço de ferro estiver presente, uma cor azul será observada. e. Manganês, Mn(II) e.1. Oxidação a Permanganato com PbO2/HNO3 Colocar num tubo de ensaio 1 gota da solução de Mn(NO3)2 0,2M, cerca de 10 gotas de HNO3 6M e uma pequena quantidade (ponta de espátula) de PbO2. Aquecer à ebulição e deixar decantar. Deve-se observar uma coloração violeta no líquido sobrenadante. 5PbO2 + 2Mn2+ + 4H+ ⇔ 2MnO4- + 5Pb2+ + 2H2O Agentes redutores, tais como cloretos e sulfetos, interferem neste teste, porque reduzem o MnO4- violeta para Mn2+ incolor. 2MnO4- + 10Cl- + 16H+ Û 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O 2MnO4- + 5H2S + 6H+ ⇔ 2Mn+ + 5S + 8H2O Essa reação também poderá dar resultados negativos se houver um excesso de íons Mn2+ na solução, pois podem reduzir a MnO4- a MnO(OH)2: 2MnO4- + 3Mn2+ + 7H2O ⇔ 5MnO(OH)2 (s) + 4H+ Neste caso, antes de fazer teste, diluir a solução com água destilada. Nesse teste, também deve-se tomar cuidado para não confundir uma cor rosada coma cor do MnO4- que poderá ocorrer se íons de Co2+ estiverem presentes. e.2. Precipitação de MnO(OH)2 Neutralizar uma solução de cloreto manganoso com NaOH 6M, se necessário, e adicionar mais 6 a 8 gotas de NaOH, formando-se então Mn(OH)2, de cor branca: Mn2+ + 2OH- Û Mn(OH)2 (s)