Apostila Química Inorgânica Experimental II

APOSTILA DE AULA EXPERIMENTAL

Curso: Licenciatura em Química

Disciplina: Química Inorgânica Experimental II - QUI 401

Prof. André Rosa Martins

Porto Seguro

Agosto de 2013

Instituto Federal de Educação – Campus Porto Seguro

Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

2

CRONOGRAMA DE AULAS 2013.2

R – média das notas de relatório;

S – média das notas de seminários;

E – nota da atividade de ensino;

Observações:

1. Os relatórios serão individuais;

2. Os seminários serão apresentados pelas equipes que realizaram a prática. O

seminário deverá conter: introdução, parte experimental, resultados e discussão,

conclusões.

3. A prática de ensino: cada equipe apresentará um roteiro de experimento e fará

uma defesa oral do material produzido.

Data Descrição de conteúdo

29-ago Apresentação da disciplina

5-set Hidrogênio

12-set Entrega de relatório e apresentação de seminário

19-set 17º CBCat

26-set Grupo 1 - Metais alcalinos

3-out Relatório e seminário Grupo 01

10-out Grupo 2 - Metais alcalinos terrosos


24-out Grupo 13


7-nov Grupo 14

14-nov Relatório e seminário Grupo 14

21-nov Grupo 15

28-nov Relatório e seminário Grupo 15

5-dez Prática de ensino

12-dez Aula de reposição

19-dez Prova Final



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DEVERES DO ESTUDANTE

Estudar com antecedência o roteiro do experimento;

Usar Jaleco (guarda-pó ou bata), calça comprida e calcado fechado enquanto

estiver no laboratório. O não cumprimento desse item impedirá o estudante de

realizar o experimento;

Ser pontual. Um atraso superior a 15 min. impedirá a entrada na sala de aula.

Utilizar caderno de laboratório para anotações durante os experimentos;

Manter anotações prévias, no caderno de laboratório, com informações sobre a

toxicologia de todos os reagentes que serão utilizados no experimento e um

fluxograma do experimento;

Evitar conversas alheias à aula;

Utilizar o material de forma adequada de acordo com o roteiro do experimento;

Seguir as normas de segurança, descritas na "Apostila de Segurança no

Laboratório";

Consultar o professor sempre que surgir dúvidas sobre algum procedimento

experimental;

Manter a bancada limpa e organizada durante e após o experimento;

Lavar, no final de cada aula, todo o material utilizado;

Redigir um relatório seguindo o "modelo de relatório". Os relatórios serão

individuais.



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NORMAS DE SEGURANÇA

1. Segurança no laboratório

É muito importante que todas as pessoas que lidam em um laboratório tenham uma

noção bastante clara dos riscos existentes e de como diminuí-los. Nunca é demais

repetir que o melhor combate aos acidentes é a sua prevenção. O descuido de uma única

pessoa pode por em risco todos os demais no laboratório. Por esta razão, as normas de

segurança descritas abaixo terão seu cumprimento exigido. Acima disto, porém, espera-

se que todos tomem consciência da importância de se trabalhar em segurança, do que só

resultarão benefícios para todos.

1. Será exigido de todos os estudantes e professores o uso de avental ou guarda pó no

laboratório. A não observância desta norma gera roupas furadas por agentes corrosivos,

queimaduras, etc..

2. Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor.

Reações desconhecidas podem causar resultados desagradáveis.

3. É terminantemente proibido fumar em qualquer laboratório.

4. É proibido trazer comida ou bebida para o laboratório, por razões óbvias. Da mesma

forma, não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva.

5. Não se deve cheirar um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em

direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão.

6. Não usar sandálias no laboratório. Usar sempre algum tipo de calçado que cubra todo

o pé.

7. Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum

solvente orgânico. Os vapores de solventes voláteis, como éter etílico, podem se

deslocar através de longas distâncias e se inflamar facilmente.

8. Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los longe

de onde se executam as operações.

9. Nunca despejar água num ácido, mas sim o ácido sobre a água. Além disso, o ácido

deve ser adicionado lentamente, com agitação constante.

10. Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido.

11. Aprender a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no corredor.

12. Saber tomar certas iniciativas em caso de pequenos acidentes.

Exemplos:

• queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis : lavar a área atingida

repetidas vezes com bastante água de torneira e depois com solução de bicarbonato de



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sódio (para neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar bases). Esta última

etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da reação

resultante poderá piorar a situação. Neste caso, usar apenas água e chamar o professor.

Sugere-se aos portadores de lentes de contato que não as usem no laboratório, devido ao

perigo de, num acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea;

• todas as vezes em que ocorrer um acidente com algum aparelho elétrico (centrífuga,

por exemplo), puxar imediatamente o pino da tomada;

• cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O

mercúrio, além de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre

ou zinco em pó;

• procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida

seriedade;

• lembrar que em caso de incêndio, na ausência de um extintor, um avental pode servir

como um cobertor para abafar as chamas.

13. Finalmente, lembrar que a atenção adequada ao trabalho evita a grande maioria dos

acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe perfeitamente bem o que se

está fazendo.

2. Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros

2.1 Acidentes por agentes físicos

Produtos Químicos inflamáveis em combustão

Se durante um processo químico que ocorre no interior de um béquer ou qualquer outro

frasco de vidro ocorrer a queima de um produto químico, primeiramente retire a fonte

de calor e retire o oxigênio, tampando o frasco com pano úmido ou vidro de relógio

(pode também utilizar amianto ou extintores CO2). Se a fonte de energia for corrente

elétrica, nunca utilize água, mesmo após desligar a corrente. Se o combustível for óleo,

utilize areia com bicarbonato de sódio ou cloreto de amônio. Se ocorrer a queima da

roupa de um operador, não o faça correr, abafe-o com o cobertor ou leve ao chuveiro, se

estiver perto.

Notar bem que:

a) tetracloreto de carbono não deve ser usado em presença de sódio ou potássio, pois

pode ocorrer uma explosão violenta; o laboratório deve ser imediatamente ventilado, a

fim de dispensar o fosgênio formado, que é altamente tóxico.



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b) Em caso de corte, o ferimento deve ser desinfectado com antiséptico. Para diminuir o

sangramento, pode ser usada uma solução diluída de cloreto férrico (FeCl3), que tem

propriedades coagulantes; e

c) Em caso de vidro nos olhos, remover os cacos cuidadosamente com pinça ou com

auxilio de um copo lava-olho. Procurar o médico imediatamente. A irritação que se

segue, em geral para pequenos acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de

óleo de rícino, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de ricínio nos cantos de

olhos.

2.2 Acidentes por agentes químicos

Ácidos

Queimaduras com ácido são usadas por forte ardência, havendo corrosão dos tecidos.

As lesões com H2SO4 e HNO3 aparecem respectivamente, com a coloração

esbranquiçada ou amarelada. Deve-se providenciar imediatamente a neutralização do

ácido. Em caso de ingestão é recomendado um neutralizante via oral, como leite de

magnésia, solução de óxido de magnésio ou até mesmo água de cal. Quando o ácido

ataca a pele ou mucosa oral é indicada a lavagem abundante do local com solução de

sulfato de magnésio (MgSO4), bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou até mesmo amônia

(NH4OH), sendo esta utilizada apenas para queimadura forte. Para queimaduras graves,

aplicar um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de picrato. No caso de

atingir os olhos, deve se lavar abundantemente com uma solução de borato de sódio

(Na3BO3) ou bicarbonato de sódio a 5%. Se o ácido for concentrado lavar primeiro com

grande quantidade de água e continuar com a solução de bicarbonato. No caso de

ingestão é totalmente contra-indicada a indução do vômito.

Álcalis

Em caso de ingestão, tomar imediatamente uma solução diluída de acido acético

(vinagre ou suco de frutas cítricas), sendo contra-indicado a indução do vômito. Em

caso de contato com a pele, lavar a região atingida imediatamente com bastante água

corrente (retirar a roupa do acidentado, se esta também foi atingida, enquanto a água é

jogada por baixo da roupa). Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar

com bastante água. Se os olhos forem atingidos, lave-os com água corrente a baixa

pressão, durante cerca de dez minutos, com as pálpebras abertas, e depois os lave com

solução de ácido bórico a 1%. Procure um médico imediatamente.



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Cianetos ou Cianuretos

O combate deve ser rápido e preciso, caso contrário é inútil. Deve-se usar o seguinte

sistema:

a) soluções com vapores de nitrito de amilo enquanto são preparadas as duas soluções

seguintes;

b) solução de nitrito de sódio (NaNO2) a 3%, injetado intravenosamente na quantidade

de 6 a 8 mL por m2 de superfície corporal. As aplicações devem ser feitas num ritmo de

2,5 a 5,0 mL por minuto; e

c) administração de 5,0 mL de solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a 25%,

também por via intravenosa.

Compostos de Chumbo

O tratamento desta intoxicação não exigente de pronta ação, como no caso dos cianetos,

deve ser feito pela assistência médica. É contra-indicada a ingestão de leite.

Compostos de Mercúrio

A administração do leite ou clara de ovo provoca a precipitação de íons Hg2+, podendo

evitar a morte. Deve ser providenciada imediatamente a assistência médica.

Compostos de Antimônio

É de suma importância provocar imediatamente o vômito, quer por excitação direta da

faringe com o dedo, quer pela administração de uma substância que desencadeie este

reflexo.

Compostos de Cobre

Geralmente provocam a própria eliminação, assim como o sulfato de cobre (CuSO4),

altamente irritante para a mucosa gástrica, desencadeia o vômito que o elimina.

Compostos de Arsênio

A vítima apresenta vômitos, diarréia e cãibras musculares. É indicado a provocação do

vômito, pela ingestão de uma colher de chá de mostarda ou uma colher das de sopa de

cloreto de sódio ou sulfato de zinco, dissolvido num copo de água quente. É

contraindicado a ingestão de leite.

Monóxido de carbono

Sua intoxicação crescente não implica no aparecimento imediato de dispnéia fisiológica,

que é sinal de alarme mais comum em uma asfixia. O que existe é uma depressão

crescente da consciência. A remoção da vítima para fora do ambiente é a primeira

medida, sendo esta medida na maioria dos casos suficiente. Em graus mais altos de

intoxicação é recomendado a respiração de oxigênio.



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Gás Sulfídrico ou Ácido Sulfídrico

Como providencia imediata deve ser abandonado o local e posteriormente uma inalação

de amônia a 5%.

Bromo, Cloro e Iodo

Em acidentes com vapores de bromo deve ser abandonado imediatamente o local e a

inalação com gás amoníaco ou gargarejo com bicarbonato de sódio. Dar ao paciente

pastilhas à base de eucalipto ou essência diluída de menta pipérica ou de canela, para

aliviar a traquéia e os pulmões. Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração

artificial. Em acidentes de bromo é eficaz a administração oral de leite ou albumina. Na

pele o contato é combatido usando amônia diretamente. Nos olhos, deve-se lavar

continuamente com grande quantidade de água, e em seguida com solução de

bicarbonato de sódio. Pode se também lavar imediatamente a parte afetada com éter de

petróleo (PE=100°C) à vontade, friccionando a pele com glicerina. Decorrido algum

tempo remover a glicerina superficial e aplicar uma pomada à base de acriflavina ou de

picrato de bustesin. Em acidentes com iodo é indicado a imediata inalação com éter

sulfúrico.

Fenol ou Acido Fênico

Em caso de ingestão, recomenda-se, por via oral, uma solução de álcool a 55°GL, ou

bebidas de forte teor alcoólico como uísque e o conhaque.

Álcool Metílico

Deve ser provocado o vômito de álcool etílico diluído ou de bebidas alcoólicas fortes e

seu contato com a pele deve ser evitado.

Queimaduras por Sódio Metálico

Remover cuidadosamente com o auxilio de uma pinça quaisquer fragmentos do sódio

que restarem. Lavar à vontade com água, seguido de uma solução de acido acético 1% e

cobrir com gaze umedecida em óleo de oliva.

Fósforo

Lavar bem com água fria e tratar com solução de nitrato de prata a 1%.

Sulfato de Metila

Lavar imediatamente e à vontade com solução de amônia concentrada, friccionando

suavemente com chumaço de algodão umedecido em solução de amônia concentrada.

Substâncias orgânicas na pele

Lavar a vontade com álcool, depois com sabão e água quente.

Cortes Pequenos



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Deixe sangrar por alguns segundos. Verifique se há ainda fragmentos de vidro.

Desinfete o local e coloque atadura.

Cortes Maiores

Desinfete e procure estancar o sangue, fazendo pressão logo cima do corte, no máximo

cinco minutos. Se necessário, procure um médico.

Fragmentos de Vidro nos Olhos

Remova os pedaços maiores com todo o cuidado possível, usando pinça ou lavando o

olho com água corrente em abundância. Chame imediatamente um médico.

Atenção: Em caso de acidente de qualquer natureza, é indispensável manter a calma e

agir com rapidez e precisão. É preferível evitar que os acidentes aconteçam, observando

sempre as medidas de segurança

CADERNO DE LABORATÓRIO

O estudante deverá portar um caderno na forma de ata.

Esse caderno deverá conter informações toxicológicas sobre as substâncias que

serão usadas na prática, um fluxograma de cada experimento e outras observações

importantes para a realização do experimento.

O estudante deverá anotar no caderno todas as observações referentes ao

experimento.

O caderno deve ser mantido organizado de forma a ser utilizado por outros

quando necessário.



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(MODELO DE RELATÓRIO)

"Nome do Experimento"

Estudante: João Santos Silva

Agosto -2012

Porto Seguro - Bahia

Curso: Licenciatura em Química

Disciplina: Química Inorgânica Experimental II - QUI 401

Prof. André Rosa Martins



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1. APRESENTAÇÃO

Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por (nome completo do

estudante) no curso de licenciatura em química do Instituto Federal de Educação, Ciência

e Tecnologia da Bahia, Campus Porto Seguro, no âmbito da disciplina QUI-041-Química

Inorgânica Experimental II, ministrada pelo Prof. André Rosa Martins, durante o 2o

semestre de 2012.

Porto Seguro, 30 de agosto de 2013.

(Assinatura do aluno)_____



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2. INTRODUÇÃO

Neste item, o assunto é apresentado ao leitor, justificando-se o tema a ser

estudado e inserindo-o na literatura. Deve-se fazer um resumo da teoria e/ou do que já

existe na literatura, em termos desse estudo. Os objetivos a serem alcançados devem ser

introduzidos neste contexto. Deve-se evitar cópias da bibliografia consultada.

A bibliografia consultada deve ser citada entre colchetes [1], numeradas por

ordem de citação e deve ser descrita no final do relatório no item "Referências".

A introdução deve ocupar, no máximo, duas páginas e todo o relatório deve ser

digitado em times new roman 12, espaço 1,5, respeitando-se as margens deste modelo.

3. OBJETIVOS

Aqui deve ser indicado o objeto do estudo, como mostrado a seguir.

4. PARTE EXPERIMENTAL

Deve-se descrever como o experimento foi realizado e relatar as observações

feitas no laboratório, assim como procedimento (s) que não tenha (m) sido indicado(s)

na bibliografia, mas que se tornou necessário adotar ao longo do experimento. A

descrição apresentada deve tornar possível que o experimento seja repetido de forma a

se obter os mesmo resultados. Os verbos devem estar no tempo passado.

5. RESULTADOS

Apresentar os resultados obtidos durante o experimento. O registro desses

resultados deve ser feito de forma honesta e precisa.

As equações devem ser numeradas e apresentadas.

As tabelas devem vir numeradas, por ordem de apresentação no texto,

acompanhadas do título, na parte superior. As condições externas (temperatura e

pressão) e grandezas cujos valores independem das amostras (por exemplo, massas

específicas das substâncias puras) e que, portanto, são constantes ao longo do

experimento, devem vir fora da tabela.

As unidades de todas as grandezas não devem ser esquecidas.

Além das tabelas os resultados experimentais poderão ser apresentados em

gráficos.

Os gráficos devem ser construídos de modo facilitar, ao leitor, o entendimento

do experimento e do fenômeno estudado. Portanto, ele deve possuir todas as



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informações necessárias à sua identificação. Com esse objetivo, é recomendado os itens,

na sua construção:

• Título da curva

• Legenda (quando for o caso)

• Equação do ajuste empregado (quando for o caso)

• Condições ambientes em que a experiência foi realizada

Na confecção dos gráficos, deve-se adotar o seguinte procedimento: no eixo das

ordenadas a variável dependente e na abcissa, a independente, ambas acompanhadas de

suas respectivas unidades.

6. DISCUSSÃO

Neste item, busca-se interpretar ou esclarecer os resultados obtidos. Deve-se fazer

uso das informações da literatura (relacionando os resultados) e apontar os erros que

porventura existam no método usado. Quando possível, deve-se apresentar sugestões

para melhorar o experimento ou indicar outros sistemas alternativos, que ilustrem o

fenômeno estudado.

ATENÇÃO: Deve-se evitar apontar, como erros do experimento, procedimentos

incorretos do experimentador, tais como: erro de pesagem, de tomada de alíquotas, etc.

Para que os experimentos sejam confiáveis, deve-se executar os experimentos com

seriedade, atenção e domínio nas técnicas fundamentais de laboratório. Portanto, esses

comentários não são cabíveis num relatório. No caso dos resultados não serem coerentes

ou confiáveis, deve-se repetir o experimento.

7. CONCLUSÕES

Devem ser apresentadas sob a forma de frases curtas, cujo entendimento

independa do corpo do relatório. As conclusões devem ser coerentes com os objetivos

apresentados.

8. REFERÊNCIAS

Existem diversas formas de se listar os livros e periódicos, que foram

consultados na confecção de um texto técnico e/ou científico. A forma de apresentação



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usualmente varia conforme as exigências da editora, existindo, contudo, algumas

normas adotadas como padrão, conforme o país. Será apresentado, a seguir, um

exemplo escrito na forma recomendada pela ABNT (Associação Brasileira de Normas

Técnicas):

Para livro:

SOBRENOME, PRENOME abreviado. Título: subtítulo (se houver). Edição (se

houver). Local de publicação: Editora, data de publicação da obra. Nº de páginas ou

volume. (Coleção ou série).

Ex:

AZEVEDO, M. A.; GUERRA, V. N. A. Mania de bater: a punição corporal

doméstica de crianças e adolescentes no Brasil. São Paulo: Iglu, 2001. 386 p.

Para artigo:

SOBRENOME, PRENOME; SOBRENOME, PRENOME abreviado abreviado

Título: subtítulo (se houver). Nome do periódico, Local de publicação, volume, número

ou fascículo, paginação, data de publicação do periódico.

Ex:

PAULING, L. The nature of the chemical bond. Journal of the Chemical

Education, v. 69, n. 7, p. 519-521, 1992.



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FICHA DE CORREÇÃO DE RELATÓRIO

1. Os títulos e subtítulos não devem ser vagos (0,1).

2. Os títulos de subtítulos (quando houver) devem ser numerados (0,3).

3. Evitar excesso de subtítulos (0,1).

4. As referências bibliográficas devem ser citadas entre colchetes, ao longo do

texto (0,5).

5. Os parágrafos devem ser interligados (0,2).

6. As equações devem ser numeradas (0,1).

7. Os objetivos devem estar inseridos no contexto da introdução (0,2).

8. Na parte dos objetivos, os verbos devem vir no infinitivo e o tom deve ser

impessoal (0,1).

9. Símbolos e fórmulas químicas não devem ser utilizados no corpo do texto (0,1).

10. "Equação 1" e "Tabela 1", por exemplo, devem vir com a primeira letra

maiúscula (0,1).

11. O texto não deve ser copiado da literatura ou do colega (2,0).

12. A parte experimental deve ser relatada no tempo passado (0,1).

13. O texto do procedimento experimental deve tornar possível a reprodução

integral do experimento (0,5).

14. Os resultados obtidos e calculados devem vir em tabelas separadas (0,1).

15. Não se deve Evitar títulos ou frases soltas no texto (0,1).

16. Uma tabela devem ser apresentada na mesma página (0,2).

17. As tabelas devem vir introduzidas no texto, antes de serem apresentadas, elas

não podem aparecer repentinamente (0,1).

18. Um relatório não deve conter menos de três referências (0,2).

19. As unidades devem ser abreviadas; por exemplo, "min" em vez de "minutos"

(0,2).

20. Usar o tom impessoal nos textos técnicos; por exemplo, usar "pode-se" em vez

de "podemos" (0,3).

21. A formatação das tabelas e figuram não devem dificultar sua visualização (0,1).

22. Os cálculos devem ser explicados (0,2)



16

23. Em textos em português, usar vírgulas em lugar de pontos (0,1).

24. Cada página deve ser completamente ocupada, não devendo haver espaços em

brancos no final da página (0,1).

25. Não inserir termos em língua estrangeira em textos em português; quando

estritamente necessário, usá-lo em itálico (0,2).

26. A definição dos termos das equações deve vir logo após a escrita das mesmas

(0,1).

27. Todas as tabelas e figuras no texto devem ser comentadas (0,2).

28. Em textos em português, escrever o número por extenso, em vez de usar o

numeral (por exemplo, usar "três vezes" em vez de "3 vezes" (0,1).

29. Evitar o uso de termos coloquiais (0,2).

30. Houve reincidência de erros no relatório (0,5).

31. Erro de conceito (1,0).

32. Os resultados devem ser discutidos (1,0).

33. Erro de português/gramática (0,2).

34. Texto confuso (0,3).

35. Fuga do tema na introdução (0,3).

36. Texto localizado fora do título ou subtítulo (0,2)

37. Discussão inconsistente como os resultados (0,5).

38. Afirmações sem referência quando necessário (0,3).



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CRITÉRIO PARA AVALIAÇÃO DOS SEMINÁRIOS

1. Domínio do conteúdo;

2. Linguagem;

3. Criatividade;

4. Qualidade da apresentação (slides);

5. Coerência;

6. Entusiasmo;

7. Adequação ao tempo.



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EXPERIMENTO 01

Obtenção e reatividade do hidrogênio

Introdução

O hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica. Embora seja encontrado no

Grupo 1 da tabela, possui propriedades distintas dos elementos desse grupo e não se

enquadra completamente em nenhum grupo de elementos. No estado elementar, existe

como um gás (H2), raro na natureza terrestre, obtido em laboratório.

No laboratório, o hidrogênio pode ser obtido por vários métodos como, por exemplo, a

reação de ácidos diluídos com certos metais ou a reação do alumínio com solução

aquosa de hidróxido de sódio.

Além de ser um bom agente redutor o gás hidrogênio é um importante combustível.

Quando aquecido, ele forma com o oxigênio uma mistura explosiva, ou seja, queima

rapidamente ao ar ou em oxigênio, formando água e liberando grande quantidade de

calor. A seguir tem-se a equação que representa esta reação:

H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(ℓ) = -285,83 kJ/mol

S = -0,163 kJ/mol

Em escala industrial, o hidrogênio é obtido principalmente de gás natural. O principal

sistema é a reforma a vapor de metano.

CH4(g) + H2O(g) CO(g) + H2(g) Hº298K = 206 KJ/mol

Outro método muito usado para obtenção industrial de hidrogênio é a eletrólise. Esta

pode ser uma eletrólise direta da água ou da salmoura (solução saturada de cloreto de

sódio). No caso da eletrólise da salmoura, o hidrogênio é obtido como subproduto. No

caso da eletrólise da água utiliza-se um eletrólito como, por exemplo, hidróxido de

potássio, ácido sulfúrico ou um sal cujo ânion não reaja.

O gás hidrogênio consiste de moléculas H2, pois os átomos são muito reativos para

existirem livres por muito tempo. Na obtenção deste gás em certas superfícies metálicas,

em meio ácido, existem evidências que levam a propor a formação de espécies mais

reativas, ou seja, o hidrogênio atômico, [H], o qual, no entanto, tem vida curta.



19

Desde que o hidrogênio pode agir em muitas reações como agente redutor, grande parte

das suas aplicações deve-se a esta propriedade. Entre os usos industriais do hidrogênio

tem-se a redução de compostos orgânicos aromáticos, tais como nitrobenzeno e

benzeno, que ocorre em importantes etapas dos processos de fabricação de anilina e de

náilon, respectivamente.

O gás hidrogênio não é muito reativo. A sua pouca reatividade deve-se mais a aspectos

cinéticos, estando relacionada com a elevada energia envolvida para quebrar a ligação

H-H que é necessária para o início da reação.

Através da análise do experimento 4 e do valor da energia envolvida na transformação

abaixo, pode-se inferir que o hidrogênio atômico é cineticamente mais reativo que o

molecular.

H2(g) 2H(g) o = 432 kJ mol-1 de H2

Objetivos

Obter gás hidrogênio em laboratório.

Comparar a reatividade do hidrogênio atômico com o molecular.

Procedimento Experimental

Obtenção de hidrogênio em meio ácido

EXPERIMENTO 1

1. Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 2,0 mL de solução 2,0 mol/L de ácido

clorídrico. A seguir, adicionar zinco granulado (usar dois a três grânulos).

2. Repetir o experimento com uso de solução 6 mol L1

.

3. Observar e descrever suas observações.

4. Repetir as etapas 1 e 2, substituindo o zinco pelo cobre.



20

Obtenção de hidrogênio em meio básico

EXPERIMENTO 2

1. Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 5,0 mL de solução 2,0 mol/L de

hidróxido de sódio. A seguir, adicionar um pedaço (1,0 cm ) de fita de alumínio.

2. Observar e descrever suas observações.

3. Aproxime um fósforo aceso no tubo de ensaio. Observe.

EXPERIMENTO 3

1. Analisar e descrever o sistema montado para obtenção de gás hidrogênio a partir da

eletrólise da água.

2. Escrever as equações das semi-reações que ocorrerão nos eletrodos.

3. Realizar a eletrólise e anotar todas as suas observações.

EXPERIMENTO 4

1. Em um tubo de ensaio, colocar 6,0 mL de solução de ácido sulfúrico 1,0 mol/L e, a

seguir, adicionar cerca de 4 a 6 gotas de solução 0,05 mol L de permanganato de

potássio. Agitar a mistura e dividi-la em dois tubos de ensaio distintos.

2. Em um terceiro tubo colocar 3,0 mL de solução de ácido clorídrico 2,0 mol/L e 3

grânulos de zinco. Tampá-lo com uma rolha atravessada por um tubo para saída de

gases e mergulhar essa extremidade em um dos tubos preparado no item 1. Ao mesmo

tempo, adicionar alguns grânulos de zinco ao outro tubo do item 1.

Bibliografia Consultada

1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z. "Hidrogênio: obtenção e reatividade". Manual de

experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA.



21

2. LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ta ed, São Paulo: Edgard

Blücher Ltda, 1999.

3. VIVEIROS, A. M. V. e ROCHA, Z. N. Aula Prática – Hidrogênio: obtenção e

reatividade. UFBA, Instituto de Química. Salvador – BA, 1997.

4. FARIAS, ROBSON FERNANDES, Práticas de Química Inorgânica. Editora

Átomo.

5. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução:

Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.



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EXPERIMENTO 02

GRUPO 1

Reatividade e identificação dos metais alcalinos

Introdução

Os elementos do Grupo 1, conhecidos como metais alcalinos, constituem um

grupo de elementos químicos com propriedades bastante homogêneas. Suas

propriedades estão claramente relacionadas com suas estruturas eletrônicas. Eles

formam cátions monovalentes e seus compostos são predominantemente iônicos. Além

disso, esses metais são facilmente oxidados, isto é, comportam-se como agentes

redutores fortes e, portanto, não são encontrados na forma elementar na natureza.

Os metais alcalinos ocorrem largamente na litosfera e na hidrosfera, sempre

combinados e no estado de oxidação monopositivo. Os cátions Na+ e K

+ apresentam um

conteúdo de 0,08% e 0,23%, respectivamente, no organismo humano, em massa total.

Estes cátions desempenham várias funções biológicas importantes, tais como: a

manutenção da pressão osmótica das células, o bom funcionamento do coração, etc.

A identificação dos cátions dos metais alcalinos não é muito simples, pois

muitos de seus compostos são solúveis e seus cátions são incolores. Em consequência

disto, testes de precipitação destes cátions requerem o uso de reagentes específicos.

Um dos métodos de identificação dos metais alcalinos, comumente usado em

laboratório, consiste no teste de chama. Neste teste, amostras contendo sais destes

elementos são levadas à chama de um bico de bunsen ou lâmpada a álcool (fonte de

energia), sobre um fio de platina ou de níquel/cromo. Neste teste, o que acontece são

transições eletrônicas: o calor da chama excita um dos elétrons para um nível de energia

mais alto. Quando o elétron excitado volta ao seu nível de energia original, ele emite a

energia absorvida. Essas transições ocorrem em espécies de vida curta que são

formadas, temporariamente, na chama. No caso do sódio, a chama, rica em elétrons,

reduz os íons Na+ a átomos Na e a cor amarela da chama deve-se a transição 3s → 3p,

cuja energia corresponde ao comprimento de onda de 589,2 nm nos átomos de sódio.

Para o K, a cor violeta, corresponde a linha espectral que ocorre em 404,4 nm, e a

transição de 4s → 4p requer energia corresponde ao comprimento de onda 766,5 nm.

Mas as cores dos diferentes elementos não são todas provenientes da mesma transição

ou das mesmas espécies transitórias. Por exemplo, a cor vermelha do lítio deve-se a

transições na espécie transitória LiOH, formada na chama.



23

O método de determinação analítica conhecido como espectroscopia de chama

baseia-se na medida da intensidade da cor da chama (espectros de emissão) de uma

amostra desconhecida contendo o cátion a ser identificado. Neste teste utiliza-se

como instrumento de medida uma célula fotoelétrica.

Os alcalinos formam compostos predominantemente iônicos nos quais eles são

os íons positivos. Os óxidos desses elementos reagem com a água e essas reações

ocorrem entre a água e o íon óxido, ou seja, os íons alcalinos – cátions – não participam

das alterações ocorridas na água.

No caso dos sais desses elementos, muitos deles formam soluções em água.

Soluções aquosas de sais podem ser formadas a partir do processo de dissolução ou de

uma reação. Muitos sais ao se misturarem com água, o cátion ou o ânion reagem com as

moléculas H2O. Reações nas quais a água é também um reagente são denominadas

hidrólise. Se o cátion reage, forma-se o íon H3O+, se o ânion, forma-se o íon OH

. Esse

fato pode ser detectado através da medida do pH da mistura.

O grau de hidratação de um íon está relacionado com a sua relação carga/raio:

quanto maior esta relação, mais hidratado estará o íon. O cátion Na+ apresenta maior

tendência a reter água (hidratação) do que o K+, por isso ele é um dos responsáveis pelo

aumento da pressão arterial.

Objetivos

Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e ao ar.

Identificar metais alcalinos através do teste de chama.

Conhecer o comportamento dos íons alcalinos em água.

Reconhecer o caráter iônico de compostos dos elementos alcalinos.


Precauções:

Use um pedaço bem pequeno do metal (mais ou menos do tamanho da cabeça de um

palito de fósforo).

Não pegue o metal com as mãos.



24

EXPERIMENTO 1

1. Tomar uma cápsula de porcelana pequena, colocar metade do seu volume de água

destilada e adicionar duas gotas de fenolftaleína. Anotar a cor da solução.

2. Cortar, cuidadosamente, sobre um pedaço de papel de filtro, um pequeno fragmento

do metal lítio.

Observar como varia o aspecto da superfície, recentemente cortada, do metal.

3. Colocar o fragmento de lítio dentro da água contida na cápsula, tapando-a

imediatamente com um vidro de relógio.

Observar e anotar o que acontece.

EXPERIMENTO 2

1. Assistir um vídeo o qual ilustra o comportamento dos metais do grupo 1 em água.

Lembrar que se executado os experimentos no laboratório deve usar um pedaço do

metal mais ou menos do tamanho de uma cabeça de palito de fósforo!

Observar e anotar o que acontece após cada etapa dos experimentos ilustrados

no vídeo.

Identificação de íons alcalinos a partir do teste de chama.

EXPERIMENTO 3

1. Tomar três tubos de ensaio e colocar, em cada um deles, separadamente, soluções

salinas (cloretos) diluídas dos seguintes cátions: lítio, sódio e potássio ( 2 mL).

2. Introduzir uma haste de metal, à qual foi acoplado um fio de platina, em uma das

soluções e, em seguida, levar à chama.

Observar e anotar a coloração da chama.

3. Lavar o fio de platina mergulhando-o em uma solução concentrada de HCℓ e leva-lo

à chama para eliminação de quaisquer impurezas.



25

4. Repetir as etapas 2 e 3 para as outras duas soluções.

Observar e anotar a coloração das respectivas chamas.

5 Verificar com o professor (a) com obter uma chama que se destaca melhor.

Comportamento dos íons alcalinos em água.

EXPERIMENTO 4

1. Tomar quatro tubos de ensaio e adicionar, a cada um deles separadamente,

pequena quantidade dos seguintes sais: cloreto de sódio (NaCℓ), cloreto de potássio

(KCℓ), carbonato de potássio (K2CO3) e hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3).

2. Adicionar cerca de 2 mL de água destilada a cada tubo, agitando-os para

dissolver os sólidos.

3. Com o papel indicador, medir o pH de cada solução e comparar com o pH da

água destilada.

Teste da condutividade elétrica de alguns sais desses elementos e de suas

respectivas soluções, com o objetivo de comprovar o caráter predominantemente

iônico desses compostos.

EXPERIMENTO 5

1.Colocar, em vidros de relógio distintos, um pouco de cada um dos sais usados no

experimento 4.

2.Tocar os terminais do dispositivo para testar a condutividade elétrica, em dois pontos

separados do material e verificar se as lâmpadas acendem.

3. Misturar cada um dos sólidos com água. Repetir o item 2 usando, em lugar do

sólido, a mistura do mesmo com a água.


1. VIVEIROS, A e Rocha, Z. "Metais Alcalinos: reatividade e identificação". Manual

de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA.

2. HILL, G.C. e HOLLMAN, J.S. Chemistry in Context, 3rd

ed., Hong Kong:

Thomas Nelson and Sons Ltda, 1989, p.239-242.

3. LEE, J.D., Concise Inorganic Chemistry. 4a ed. London: Chapman & Hall, 1991,

p. 286-289.



26

4. VIVEIROS, A. M. V. et al. “Manual de Aulas Práticas de Química Geral I”.

Salvador, 2003. 36 f. Material Didático. Instituto de Química, UFBA.





27

EXPERIMENTO 03

GRUPO 2

Reatividade e identificação dos metais alcalinoterrosos

Introdução

Os elementos do Grupo 2 da Tabela Periódica, conhecidos como metais alcalino

terrosos, são ainda bastante reativos frente ao ar e à água, e tendem a formar compostos

que apresentam o estado de oxidação 2+.

Com exceção do berílio, os metais alcalinoterrosos assim como os metais

alcalinos são bons agentes redutores. O calor liberado na hidratação dos cátions M2+

resulta em um balanço energético mais efetivo para a retirada dos dois elétrons da

camada de valência se comparado ao sistema análogo M1+

(aq) (M grupo 2).

Diferente dos alcalinos, os alcalino terrosos formam muito mais sais pouco

solúveis, o que justifica a grande ocorrência destes elementos nos minerais que existem

na superfície terrestre. Muitos destes minerais são sais contendo cátions destes metais

com os ânions carbonato, sulfato, fosfato, etc. Por causa também da menor solubilidade

de seus compostos, os metais alcalino terrosos são os principais responsáveis pela

formação de cálculos renais e biliares.

Os compostos dos alcalinoterrosos são predominantemente iônicos, nos quais

esses elementos são os cátions. Em água, apenas o íon Be2+

reage; os outros cátions

simplesmente tornam-se hidratados. Além disso, os cátions dos alcalino terrosos

apresentam importantes funções metabólicas. O Mg2+

, por exemplo, é encontrado em

muitas moléculas protéicas (enzimas) que aceleram reações bioquímicas vitais.

O hidróxido de magnésio é pouco solúvel e quando se mistura esta substância

em água, tem-se pequena quantidade de íons OH. Mas, em meio ácido, os íons OH

reagem com os H3O+. Assim, a solubilidade dessa substância aumenta e, portanto, a

concentração de Mg2+

. Esse íon (Mg2+

) possui uma relação carga/raio (potencial iônico)

relativamente alta, quando comparada com a dos outros alcalinoterrosos (exceto o

berílio) e com os alcalinos. Por isso o seu grau de hidratação é grande e, desse modo,

quando ingerido ele arrasta grande quantidade de água para o sistema digestivo. Isso

leva ao amolecimento do bolo fecal, contribuindo para o efeito laxativo provocado por



28

algumas substâncias tais como: o sal de Épsom (MgSO4.7H2O) e a suspensão de

Mg(OH)2, leite de magnésia.

Objetivos

Observar o comportamento dos metais alcalino terrosos frente à água.

Identificar elementos do Grupo 2 através de testes de precipitação.

Avaliar a alteração de solubilidade de diferentes séries de sais dos elementos do

Grupo 2.

Analisar o caráter ácido-base de compostos dos elementos alcalinoterrosos.


Observando o comportamento dos metais alcalino terrosos frente à água.

EXPERIMENTO 1

1. Tomar dois pequenos pedaços (1cm) de fita de magnésio, observar a

aparência, lixar a sua superfície e observar novamente a aparência.

2. Colocar um dos pedaços de fita em um tubo de ensaio contendo água destilada, à

qual foi previamente adicionado duas gotas de solução de fenolftaleína.

3. Observar indícios de que ocorre ou não reação e anotar suas observações.

4. Segurar o outro pedaço com uma pinça de metal e queima-la. Observar a

aparência do produto da reação e reservá-lo para ser usado no experimento 4.

Verificando a solubilidade de alguns sais dos alcalinoterrosos em água.

EXPERIMENTO 2

1. Separar 12 (doze) tubos de ensaio;

2. A cada três tubos colocar 1,0 mL de solução 0,5 mol/L de cada um dos seguintes

sais:

Nitrato de magnésio

Nitrato de cálcio

Nitrato de estrôncio

Nitrato de bário

3. Em seguida, adicionar, gota a gota, a cada um dos tubos contendo os cátions,

soluções dos seguintes ânions:

Michelle

Realce

Michelle

Realce

Michelle

Realce



29

Sulfato (solução 0,25 mol/L de sulfato de sódio)

Cromato (solução 0,1 mol/L de cromato de potássio)

Hidróxido (solução 0,25 mol/L de hidróxido de sódio, recém preparada com

água fervida)

4. Registrar suas observações em uma tabela. Se necessário, pedir ajuda do professor

para construí-la.

5. Fazer observações após a adição de cada gota e parar assim que ocorrer alguma

alteração. Caso não observe qualquer alteração, parar após a adição de 20 gotas.

Analisando qualitativamente cátions, com base nos testes de precipitação feitos no

EXPERIMENTO 2.

EXPERIMENTO 3

1. Tomar duas amostras desconhecidas contendo soluções de cátions de elementos

dos alcalinoterrosos.

2. Identificar, através de reações de precipitação com os mesmos ânions do

EXPERIMENTO 2, os cátions contidos nas amostras.

Estudando o comportamento de compostos dos alcalinoterrosos em água.

EXPERIMENTO 4

1. Colocar, em vidros de relógio distintos, um pouco de cada um dos nitratos

usados no experimento 2, além do produto obtido no experimento 1 com a queima

da fita de magnésio.

2. Tocar os terminais do dispositivo para testar a condutividade elétrica, em dois

pontos separados do material e verificar se as lâmpadas acendem.

3. Adicionar um pouco de água a cada um dos sólidos e misturar. Repetir o

procedimento do item 2 usando, em lugar do sólido, a mistura do mesmo com a

água.

4. Medir o pH de cada uma das soluções usadas no item 3 e também das misturas,

em água, do óxido de magnésio e do carbonato de cálcio.

Michelle

Realce

Michelle

Realce

Michelle

Realce



30


1. VIVEIROS, A. e Rocha, Z. "Metais Alcalinos-Terrosos: reatividade e

identificação". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química,

UFBA.

2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4ta ed, São Paulo: Edgard Blücher

Ltda. 1999, p. 139-151.

3. ROCHA, Z. N., VIVEIROS, A.M.V. e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI-

002: Alcalino-Terrosos UFBA, Instituto de Química, Salvador – BA, 2005.

4. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria

Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.



31

EXPERIMENTO 04

Grupo 13

Investigação da Reatividade do Grupo 13 (boro e alumínio)

Introdução

O Grupo 13, antes conhecidos como Grupo 3A, é formado por boro, alumínio, gálio, índio e

tálio. Sendo o primeiro grupo do bloco p, seus elementos possuem configuração eletrônica

ns2np1 e número de oxidação mais comum igual a três. O boro e o alumínio são os dois

primeiros elementos desse grupo e também os mais importantes comercialmente.

O boro possui propriedades bem particulares quando comparado aos demais. Forma ligações

covalentes e possui energia de ionização alta (800,6 kJ/mol), identificando-se destacadamente

como não metal. Outra particularidade é que, além de possuir apenas três elétrons na camada

de valência e um raio atômico muito pequeno, forma compostos com octetos incompletos.

O alumínio, por outro lado, já possui características acentuadas de um metal e é utilizado

largamente na indústria como tal. É o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre.

O principal minério do alumínio é a bauxita.

O gálio é muito menos abundante que o alumínio. Usado na fabricação de transistores e,

devido ao seu intenso aspecto prateado brilhante e capacidade de impregnar superfícies de

vidro e porcelana, na construção de espelhos. Geralmente, é encontrado na bauxita, carvão,

em processos de obtenção de vários metais, como subproduto.

O índio é obtido em minas de zinco. É utilizado na fabricação de ligas metálicas de baixo ponto

de fusão e na produção de fotocondutores, transistores de germânio e retificadores.

Objetivos

Observar a reatividade de elemento do Grupo 13;

Observar a reatividade de alumínio metálico com diferentes substâncias;

Observar a reatividade de íon alumínio em meio básico;

Observar o comportamento ácido do óxido de alumínio;

Observar a reatividade de compostos contendo boro.

Reagentes e materiais (por equipe)

5 tubos de ensaio;

02 béqueres de 50 mL;

Medidor de pH;

O roteiro deve ser refeito com base nas observações do

exemplar impresso e no roteiro da profa. Adelaíde.



32

3 béqueres de 5 mL;

01 béquer de 30 mL;

5,0 g de alumínio metálico;

1,0 g de ácido bórico;

Fenolftaleína;

4,0 mL de solução de ácido clorídrico, 1,0 mol. L-1;

3,0 mL de solução de ácido sulfúrico, 1,0 mol. L-1;

2,0 g de óxido de alumínio;

3,0 mL de glicerol;

12,0 mL de solução de hidróxido de sódio, 1,0 mol. L-1;

2,0 mL de solução de cloreto de cobre, 1,0 mol. L-1;

12,0 mL de solução de amônia concentrada (30-36% (v/v)).

5,0 mL de solução de cloreto de alumínio 1,0 mol. L-1;

5 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1

10 mL de solução de ácido bórico 2,0 mol.L-1;

Experimento I

Observar a reatividade de alumínio metálico com diferentes substâncias.

_____________________________________________________________________________

Tomar cinco tubos de ensaios e numerá-los. Em todos os tudo, colocar cerca de 1,0 g de

alumínio. Adicionar cerca de 2,0 mL de solução, conforme indicado abaixo:

Tubo 1 - ácido clorídrico, 1,0 mol. L-1.

Tubo 2 - ácido sulfúrico, 1,0 mol. L-1.

Tubo 3 - hidróxido de sódio, 1,0 mol. L-1.

Tubo 4 - cloreto de cobre, 1,0 mol. L-1.

Tubo 5 - amônia concentrada (30-36% (v/v)).

Medir o pH das misturas.

Observação - as atividades envolvendo o Tubo 5 devem ser realizadas na capela.

_____________________________________________________________________________

Experimento II

Observar a reatividade de íon alumínio em meio básico.

_____________________________________________________________________________

Tomar um béquer de 50 mL, adicionar 5,0 mL de solução de cloreto de alumínio 1,0 mol. L-1. 3

gotas de solução de fenolftaleína. Adicionar, gota a gota, solução de hidróxido de sódio 1,0

mol.L-1 até tornar o meio básico.



33

Repetir o procedimento utilizando solução de amônia concentrada (34-36% v/v) em

substituição à solução de hidróxido de sódio.

Observação - a segunda parte do experimento deve ser realizada na capela.

_____________________________________________________________________________

Experimento III

Observar o comportamento ácido do óxido de alumínio.

____________________________________________________________________________

Tomar três béqueres de 5 mL e colocar em cada béquer cerca de 2,0 g de alumina. No

primeiro, adicionar 5,0 mL de água destilada; no segundo, 5,0 mL de solução de ácido nítrico

1,0 mol. L-1; no terceiro, 5,0 mL de solução de concentrada de hidróxido de amônio.

Medir o pH dos sistemas.

____________________________________________________________________________

Experimento IV

Observar a reatividade de compostos contendo boro.

_____________________________________________________________________________

A. Em um béquer de 30 mL, adicionar 5,0 mL de ácido bórico 2,0 mol.L-1 e 3 gotas de

fenolftaleína. Adicionar, gota a gora, solução de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1 até o meio

tornar básico.

B. Em um béquer de 50 mL, adicionar 5,0 mL de solução de ácido bórico 2,0 mol.L-1, 1,0 mL

de solução de ácido sulfúrico 1,0 mol.L-1 e 3,0 mL de glicerol.

C. Em um tubo de ensaio, acionar cerca de 1,0 g de ácido bórico e aquecer até obsevar

mudança de cor e desprendimento de vapor.

____________________________________________________________________________

Observação para redação de relatório:

Descrever todos os fenômenos observados durante os experimentos e propor explicações com

base na literatura de química inorgânica.

Usar senso crítico e propor alterações nos experimentos de acordo com a estrutura oferecida

pelo laboratório.

Bibliografia consultada

1. ATKINS, PETER; JONES, LORETTA. Princípios de Química, Questionando a Vida Moderna. 3a

ed. São Paulo. Editora Bookman, 2007



34

2. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B.

Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

3. ZARBIN, JOSÉ; MATSUMOT, FLÁVIO; GOMES, MARIA; NAKAGAKI, SHIRLEY. Manual de

instruções e roteiro de experimentos. Universidade Federal do Paraná, Paraná, 2009.



35

EXPERIMENTO 05

Grupo 14: Carbono e Silício

Introdução

Carbono é um elemento essencial de toda a matéria viva. Apesar de grande

parte dos seus compostos serem objeto de estudo da Química Orgânica, este

elemento forma também muitos compostos classificados como inorgânicos, os quais

são de grande importância para a vida.

O carbono forma vários óxidos, mas os mais comuns e estáveis são o

monóxido (CO) e o dióxido (CO2). O dióxido de carbono é um gás incolor, inodoro e

considerado um produto de grande interesse industrial. A atmosfera atua como

reservatório de gás carbônico e, do ponto de vista biológico, este gás é importante no

processo da fotossíntese. Através dele muitas espécies de plantas sintetizam a glicose

e/ou outras espécies mais complexas, além do gás oxigênio.

6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) C6H12O6(s) + 6 O2(g) G = +2.862 kJ/mol de

glicose

Além disso, dióxido de carbono, juntamente com a água, é o principal produto

da combustão completa de compostos orgânicos. A sua existência na atmosfera é

importante, não só devido a sua participação no processo de fotossíntese como

também no efeito estufa, isto é, na manutenção da temperatura média da Terra em

torno de 15C. Entretanto, em excesso, contribui para o aumento da temperatura

terrestre acima do desejado. As moléculas de dióxido de carbono absorvem radiação

na região do infravermelho e a sua presença na atmosfera, juntamente com outros

gases, contribui para diminuir a perda de calor da Terra por radiação e, desse modo,

para aumentar a temperatura média do planeta.

O gás carbônico mistura-se com a água e uma pequena porção dele (cerca de

1%) reage formando o ácido carbônico o qual se comporta como um ácido fraco em

água.

O dióxido de carbono desempenha papel importante ao contribuir para a

manutenção do pH do plasma do sangue, que é mantido em cerca de 7,4, por vários

sistemas tampão. Um desses sistemas é o formado por HCO3/H2CO3.

O dióxido de carbono também pode ser detectado através de sua reação com

uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, (água de cal ou cal hidratada).



36

Em meio aquoso, parte do dióxido de carbono encontra-se hidratado, na forma de

CO2.H2O(aq), o qual reage com os íons OH formando íons carbonato, CO32. Nesse

caso, forma-se o carbonato de cálcio, que é muito pouco solúvel em água e precipita

como um sólido branco, CaCO3. Passando uma quantidade maior deste gás pela

mistura, a turvação desaparece, pois o carbonato, CO32, formado também reage com

o CO2 produzindo hidrogenocarbonato, HCO3, que é solúvel.

O hidrogenocarbonato de sódio apresenta várias aplicações industriais:

fabricação de antiácidos, fermentos minerais, pasta dental, entre outras. É também

usado em extintores de incêndio. Nos fermentos minerais e nos extintores ele reage

com ácidos (H+) liberando o gás CO2.

O hidrogenocarbonato de sódio se mistura com água para produzir uma

solução fracamente básica. Neste processo ocorrem dois equilíbrios competitivos, mas

um predomina em relação ao outro (Kb > Ka). Veja as equações a seguir:

HCO3(aq) + H2O(ℓ) H2CO3(aq) + OH

(aq) Kb = 2,4 x 108

HCO3(aq) + H2O(ℓ) CO3

2(aq) + H3O

+(aq) Ka = 5,6 x 1011

O silício é o segundo elemento mais abundante da crosta terrestre, integrante

essencial de uma grande variedade de minerais que formam a superfície da Terra. Ele

é encontrado, por exemplo, na forma de quartzo, areia, argila, pedras preciosas etc.

A grande afinidade do silício pelo oxigênio justifica o fato da maior parte dos

seus compostos serem constituídos de enormes cadeias formadas pela interação Si-

O. Como esta ligação é muito forte, esses compostos apresentam uma alta

estabilidade química e uma baixa reatividade.

Entre os compostos de silício tem-se o dióxido, (SiO2)n, que é um óxido ácido.

Sílica gel é uma forma amorfa do (SiO2)n.xH2O, formada pela acidificação de solução

aquosa de silicato de sódio. Um dos ácidos formados, o metasilícico, facilmente forma

soluções supersaturadas onde gradualmente se polimeriza e passa ao estado coloidal.

Com a ajuda de estabilizadores, obtêm-se sóis estáveis de ácido silícico e, na

ausência dos estabilizadores, o sol passa ao gel. Esse gel, quando submetido a um

processo de desidratação com temperatura controlada, forma produtos porosos que

são usados como dessecantes e adsorventes.



37

Objetivos

Identificar indícios de formação das espécies químicas CO2, HCO3 e CO3

2.

Obter a sílica gel a partir de silicato

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1, a seguir. Antes, leia o roteiro e separe todo

o material necessário para tal fim. Se precisar, peça ajuda ao professor.

FIGURA 1

EXPERIMENTO 1

1. Montar o equipamento conforme mostra a FIGURA 1.

2. Em um dos tubos de ensaio colocar cerca de 2 mL de solução diluída de

tornassol ou algum indicador ácido–base.

3. Adaptar a este tubo de ensaio um tubo em “U” para recolher o gás que será

produzido a partir de outro tubo (veja FIGURA 1).

4. Nesse outro tubo de ensaio onde será produzido o gás, colocar cerca de 2 g de

hidrogenocarbonato de sódio e 2 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol.L-1. Fechá-lo,

imediatamente, com a rolha de borracha. Deixar o gás formado borbulhar no tubo

contendo tornassol.

AGORA FAÇA O SEGUINTE TESTE:

Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 2 mL da solução diluída do indicador.

Com um canudo, soprar dentro do tubo até ocorrer mudança de cor.

Tubo com

indicador

Tubo de onde será

produzido o gás

Rolha



38

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 2 a seguir, com o objetivo de

observar indícios de formação das espécies químicas CO32 e HCO3

em meio aquoso.

EXPERIMENTO 2

1. Em um tubo de ensaio colocar cerca de 3 mL de solução de água de cal.

2. Em outro tubo de ensaio, colocar cerca 3 g de mármore (CaCO3) triturado

e adicionar 3 mL de solução aquosa de ácido clorídrico 1:1. Fechá-lo imediatamente

com o tubo em “U” e mergulhar a outra extremidade desse tubo na solução de água de

cal.

3. Deixar o gás formado na reação entre CaCO3(s) e a solução de HCl,

borbulhar na solução de água de cal.

4. Observar a formação da turvação.

5. Continuar recolhendo o gás até que a turvação desapareça, ou seja,

ocorra a formação de uma solução.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 3 no qual você vai medir o pH de

uma solução aquosa de hidrogenocarbonato de sódio e verificar o seu comportamento

em meio ácido.

EXPERIMENTO 3

1. Em um tubo de ensaio, colocar um pouco de hidrogenocarbonato de sódio sólido,

misturá-lo com cerca de 3 mL de água destilada, agitar a mistura e medir o pH.

Compare o pH dessa solução com o da água pura.

2. Em outro tubo de ensaio, tomar, aproximadamente, uma mesma quantidade deste

sólido e adicionar 2 mL de ácido clorídrico 1:1 e anotar suas observações.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 4 a seguir, de modo a obter o gel de ácido

metasilícico.

EXPERIMENTO 4

1. Colocar em um tubo de ensaio 2,0 mL de solução de silicato de sódio a 30%;

2. Adicionar, lentamente, igual volume de ácido clorídrico concentrado;

3. Homogeneizar a mistura com um bastão e, depois de aproximadamente 20

minutos, observar o seu aspecto.



39


VIVEIROS, A. e ROCHA, Z. "CARBONO: compostos inorgânicos SILÍCIO: um

importante elemento do reino mineral". Manual de experimento da disciplina QUI

136. Instituto de Química, UFBA.

JOESTEN, M.D., JOHNSTON, D.O., NETTERVILLE, J.T. AND WOOD, J.L. “World

of Chemistry”. USA, Saunders College Publishing, 1991, p. 255-264.

SNYDER, C.H. “The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things”. 2nd ed. USA,

John Willey & Sons, Inc.,1995, p. 228-241.

SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.



40

EXPERIMENTO 06

Grupo 15: Nitrogênio e Fósforo

Introdução

O elemento nitrogênio é um dos componentes dos aminoácidos e das

proteínas presentes em todos os animais. Além disso, é um importante nutriente

necessário ao desenvolvimento das folhas. Embora a atmosfera terrestre seja muito

rica no gás nitrogênio (N2) – 78%, a utilização do elemento (N) pelos seres vivos não é

um processo simples, devido à baixa reatividade do nitrogênio molecular (N2).

Para que as plantas possam usar o nitrogênio do ar atmosférico é preciso

que, antes, ele seja transformado em algum composto, como por exemplo, amônia

ou nitratos. A transformação do nitrogênio em compostos úteis é um processo

conhecido como fixação de nitrogênio.

O nitrogênio é obtido, em escala industrial, condensando o ar e, em seguida,

realizando uma destilação fracionada deste ar liquefeito.

No laboratório, o gás nitrogênio pode ser obtido por decomposição térmica de

sais, tais como, nitrito de amônio (NH4)NO2 ou azida de sódio (NaN3).

Amônia é obtida industrialmente pelo processo Haber-Bosch, que é um dos

principais meios artificiais de fixação do nitrogênio. Este processo consiste na

reação catalítica entre os gases nitrogênio e hidrogênio, sob condições de

temperatura e pressão elevadas. Mais de 80% da amônia produzida é usada na

indústria de fertilizantes.

No laboratório, o gás amônia pode ser obtido a partir da reação entre um sal de

amônio (por exemplo, NH4C) e uma base forte. Este gás, ao ser recolhido em água

contendo um indicador de pH, pode ser identificado através da evidência de seu

caráter básico e quando recolhido isenta de água manifesta o seu caráter oxidante.

A amônia é um gás incolor, de odor pungente, que, em água, reage com a

mesma, aceitando prótons, formando íons hidróxido (OH) e amônio (NH4+). Atua,

portanto, como uma base de Brönsted-Lowry (pKb = 4,75).

NH3(g) + H2O() NH4+(aq) + OH(aq) Kb = 1,8 x105

Além da amônia, muitos outros compostos inorgânicos de nitrogênio são de

grande importância industrial e laboratorial. Entre eles tem-se um dos mais



41

importantes ácidos inorgânicos, o ácido nítrico. Essa substância, usada

extensivamente na produção de fertilizantes e explosivos, destaca-se por ser um ácido

de Brönsted-Lowry forte, um poderoso agente oxidante e por suas propriedades

nitrantes, de particular interesse na química orgânica.

O fósforo é sólido à temperatura ambiente e existe em várias formas alotrópicas.

Uma delas, o fósforo branco, altamente tóxico, é formada de moléculas tetraédricas P4

e queima espontaneamente ao ar, a uma temperatura de cerca de 35oC, formando o

óxido P4O10. Como ele não reage com água, é mantido imerso nesta substância.

Nitritos (NO2) e nitratos (NO3

), dois oxoânions comuns do nitrogênio, são

usados como aditivos em alimentos. São adicionados a carnes industrializadas e

molhos, mas o uso destas substâncias deve ser cauteloso, pois o nível de nitrito não

deve exceder 200 mg kg-1, e o de nitrato 500 mg kg-1. Estes compostos podem agir

sobre a hemoglobina oxidando o ferro e diminuindo a sua capacidade de transportar o

oxigênio. Além disso, reagem com aminas secundárias produzindo nitrosaminas, que

são reconhecidas como substâncias cancerígenas.

O ácido fosfórico dá origem a três séries de sais: dihidrogenofosfatos,

(H2PO4), hidrogenofosfatos (HPO4

2) e fosfatos (PO43). Estes sais são muito usados

como fertilizantes. O fosfato de cálcio é o principal reagente para a obtenção dos

fertilizantes “superfosfatos”, os quais são obtidos por reação deste sal com o ácido

sulfúrico.

Objetivos

Obter o gás nitrogênio e verificar seu comportamento quanto à combustão.

Obter o gás amônia e verificar seu caráter básico.

Estudar a reatividade do fósforo frente ao gás oxigênio.

Estudar o comportamento de oxoânions do nitrogênio e do fósforo em água.

Comparar o poder oxidante do H+ com o do NO3.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1 a seguir, através do qual você vai

obter o gás N2 e testar seu comportamento quanto à combustão.

EXPERIMENTO 1



42

1. Em um tubo de ensaio, colocar 3 mL de uma solução saturada de cloreto de

amônio e 5 mL de solução saturada de nitrito de sódio. Caso não tenha esta

solução, pode usar o nitrito sólido.

2. Aquecer o tubo até ocorrer desprendimento de gás.

3. Introduzir, no tubo, uma haste incandescente, cuidadosamente, sem deixá-la

entrar em contato com a solução, mas apenas com o gás que está sendo formado.

O que acontece com a haste incandescente após ser introduzida no tubo?

O que é possível concluir a partir do que você observou?

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 2 a seguir, no qual você vai obter o

gás amônia (NH3) e identifica-lo através de seu caráter básico.

EXPERIMENTO 2

1. Em um tubo de ensaio seco, colocar cerca de 1,0 g de cloreto de amônio, NH4C,

e 1,0 g de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, misturá-los e aquecer a mistura. Com

cuidado, sinta o cheiro do gás desprendido.

2. Recolher o gás em outro tubo de ensaio contendo água destilada com duas gotas

de fenolftaleína.

O que você observou quanto à coloração da solução?

Sabendo que a fenolftaleína é uma substância que em pH acima de 8,0 torna-se

vermelha, como você explica o fato observado?

Prepare-se, agora, para realizar o EXPERIMENTO 3 a seguir, no qual a

amônia vai atuar como uma base de Lewis.

EXPERIMENTO 3

1. Em um tubo de ensaio grande, dissolver um pouco de sulfato de cobre (II) em

água.

Qual é a cor da solução obtida? Escreva uma equação que represente o que

ocorreu.

2. Adicionar, lentamente e com agitação, solução diluída de amônia.



43

3. Transferir parte do sólido para um tubo de ensaio e adicionar amônia concentrada

até consumo de todo sólido.

O que você observou?

O que você acha que isso significa?

O que você pode concluir quanto às forças relativas da amônia e da água como

bases de Lewis? Por quê?

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 4 a seguir, e comparar a ação

oxidante das espécies H+ e NO3. Além disso, você vai verificar o comportamento do

dióxido de nitrogênio em água.

EXPERIMENTO 4

1. Em dois tubos de ensaio colocar alguns grânulos de cobre (pouca quantidade).

2. A um deles, adicionar 2 mL de ácido clorídrico 6 mol L-1 e, ao outro, 2 mL de

solução de ácido nítrico, também 6 mol L-1.

Observe e anote, em ambos os tubos, indícios ou não de ocorrência de reação.

3. Fechar o tubo contendo ácido nítrico com uma rolha de borracha à qual foi

adaptado um tubo em U. (Ver FIGURA 1)

4. Mergulhar a outra extremidade do tubo em U em outro tubo de ensaio contendo

solução de tornassol (um indicador ácido-base).

Anote qualquer alteração observada na solução contendo o indicador.

Sugira explicações para suas observações do item 2 e para as do item 4. Procure

as informações que considere necessárias para as explicações.

A seguir, você vai fazer o EXPERIMENTO 5 para testar a

reatividade de fósforo branco, frente ao ar, e a reat do pentóxido de fósforo, frente a

água. Antes, porém, procure informações sobre essas substâncias no Manual de

Emergência.

EXPERIMENTO 5

ATENÇÃO: ESSE EXPERIMENTO DEVE SER FFEITO NA CAPELA!

1. Com uma pinça de metal, retirar um pequeno pedaço de fósforo branco, de dentro

do recipiente onde ele se encontra imerso em água, e colocá-lo em um cadinho.



44

2. Segurar o cadinho com uma pinça de madeira e aquecê-lo, com cuidado e

suavemente. Cessar o aquecimento assim que iniciar a queima e, imediatamente,

cobrir o cadinho com um béquer.

Observe o material formado com a queima e descreva-o.

3. Colocar cerca de 2 mL de água destilada no béquer contendo o produto da queima

do fósforo e medir o pH da solução formada.

Sugira explicações para suas observações do item 2 e para as do item 3. Procure

as informações que considere necessárias para as explicações.

FIGURA 1

Tubo com indicador

Tubo de onde será produzido o gás

Rolha


1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z." NITROGÊNIO e FÓSFORO: elementos e

compostos". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química,

UFBA.

2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4th ed, São Paulo: Edgard Blucher

Ltda.,1996, p. 200-225.

3. ROCHA, Z.N., VIVEIROS, A. M. e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI-002:

Nitrogênio e alguns de seus compostos. UFBA, Instituto de Química, Salvador –

BA, 2005.

4. SHRIVER, D. F & ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria




45

EXPERIMENTO 07

Grupo 16: Oxigênio e Enxofre

Introdução

O gás oxigênio, O2, é obtido industrialmente através da destilação fracionada

do ar liqüefeito. As fontes de oxigênio usadas pela indústria são: o ar, que contém

cerca de 20% deste gás em volume, e a água, da qual se pode obtê-lo por eletrólise.

No laboratório o oxigênio é obtido por decomposição térmica de certos oxossais tais

como KCℓO3, KCℓO4, KBrO3, KMnO4, e, também, por decomposição da água

oxigenada.

A água oxigenada não é muito estável. A sua decomposição é catalisada por

várias espécies químicas (Fe2+, Fe3+, Cu2+, Ni2+ e MnO2) e até mesmo pela luz, por

isso, o seu armazenamento deve ser feito em frasco escuro ou não transparente.

Os compostos de oxigênio mais comuns são os óxidos. Esses são compostos

binários de oxigênio e um outro elemento menos eletronegativo. As propriedades dos

óxidos variam de acordo com o outro elemento ao qual o oxigênio está ligado, ou

melhor, de acordo com o tipo de ligação EO, onde E representa qualquer elemento

menos eletronegativo que o oxigênio.

O enxofre, na sua forma elementar, é um sólido amarelo que ocorre em duas formas

cristalinas: ortorrômbica (mais estável) e monoclínica, ambas formadas de moléculas

S8. Essas moléculas consistem de um anel em ziguezague, de oito átomos de enxofre.

O enxofre ocorre naturalmente tanto na forma elementar quanto na de alguns

compostos, principalmente sulfetos e sulfatos.

Um modo de obter enxofre é a partir da decomposição, em meio ácido, do íon

tiossulfato e os produtos formados são enxofre e solução de ácido sulfuroso,

H2SO3(aq). No EXPERIMENTO 6, a seguir, você vai obter enxofre a partir dessa reação.

São vários os oxoânions do enxofre e alguns dos mais comuns são: sulfito

(SO32), hidrogenossulfito (HSO3

), sulfato (SO42) e hidrogenossulfato (HSO4

). No

experimento 7, a seguir você vai estudar o comportamento desses oxoânions em

água.

O ácido sulfúrico é o ácido mais importante e consumido pelas indústrias

químicas, devido a grande variedade de aplicações, principalmente ao largo uso na

produção de fertilizantes, tais como os superfosfatos.



46

Por outro lado, no meio ambiente este ácido é um dos responsáveis pela chuva

ácida, podendo ser formado na atmosfera com teores acima do normal de óxidos de

enxofre.

Entre as propriedades do ácido sulfúrico que justificam o seu largo uso tem-se:

comporta-se como um ácido forte em solução aquosa; é um ótimo agente

desidratante e bom oxidante quando concentrado.

Objetivos

Obter e identificar o gás oxigênio.

Estudar o comportamento de óxidos em água.

Avaliar a reatividade da H2O2

Obter enxofre e estudar algumas de suas propriedades.

Estudar o comportamento de oxoânions do enxofre em água.

Avaliar reações químicas envolvendo o ácido sulfúrico.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1,a seguir, a partir do qual você vai obter o gás

oxigênio por decomposição térmica de um sal.

EXPERIMENTO 1

1. Colocar em um tubo de ensaio cerca de 0,5 g de clorato de potássio, KCℓO3, ou

permanganato de potássio, KMnO4;

2. Segurar o tubo com uma pinça de madeira e aquecê-lo, cuidadosamente, com uma

lâmpada a álcool.

Observe e anote qualquer alteração que acontece no tubo.

3. Introduzir uma haste de madeira incandescente dentro do tubo e observar o que

acontece com a mesma.

No EXPERIMENTO 2 você também vai obter oxigênio mas, agora, por

decomposição da água oxigenada. Água oxigenada é uma solução aquosa de

peróxido de hidrogênio, o qual é uma substância que atua como agente oxidante

sendo, por este motivo, usada como bactericida (solução anti-séptica) e

descorante. É também um fraco agente redutor.

EXPERIMENTO 2

1. Em um tubo de ensaio, colocar 1 mL de solução de água oxigenada e algumas

gotas de detergente;



47

Observe o que acontece. Espere cerca de 5 minutos e observe novamente.

2. A seguir, adicionar cerca de 0,5 g de dióxido de manganês, MnO2;

Observe e compare com o observado no item 1.

3. Introduzir uma haste incandescente na espuma e observar o que acontece na

haste.

No EXPERIMENTO 3, você vai obter gás oxigênio por decomposição da água

oxigenada utilizando como catalisador o íon ferro.

EXPERIMENTO 3

1. Em um tubo de ensaio, colocar pequena porção de FeSO4 e cerca de 2 mL de

água. Acidular essa solução com 5 gotas de solução de H2SO4 1 mol L-1.

2. Em seguida, adicionar 1 mL de solução de água oxigenda.

Sabendo que solução aquosa de Fe3+ é amarela, discuta o que ocorreu.

No laboratório também se pode obter oxigênio por eletrólise da água. No

EXPERIMENTO 4 você vai planejar, discutir e realizar esse teste.

EXPERIMENTO 4

1. Discutir que informações são necessárias para obter oxigênio por eletrólise da água.

2. Planejar o experimento; se necessário discuta com o professor

3. Realizar a eletrólise da água.

4. Testar o gás formado para comprovar que o mesmo é o oxigênio.

No EXPERIMENTO 5 a seguir, você vai estudar uma das propriedades

mais importantes dos óxidos: o comportamento em água.

EXPERIMENTO 5

1. Tomar dois tubos de ensaio, em cada um colocar cerca de 2 mL água destilada e

medir o pH;

2. Adicionar em cada tubo, respectivamente, um pouco de óxido de cálcio e de óxido

de zinco;

O que você observou quanto à formação de solução ao misturar cada um desses

óxidos com água?



48

3. Medir o pH da mistura e compará-lo com o da água pura.

4. Dividir o conteúdo de cada tubo em três porções. Deixar uma delas para

comparação; adicionar gotas de solução de HCℓ 6 mol L-1 a uma segunda e gotas

de solução de NaOH 30% a uma terceira.

O que você observou quanto à formação de solução dos materiais em meio ácido

e em meio básico?

EXPERIMENTO 6

1. Em um béquer, colocar 10 mL de solução 2g L-1 de tiossulfato de sódio (Na2S2O3)

e, a seguir, adicionar 1 mL de solução de HC 6 mol L-1..

Observe atentamente todas as transformações ocorridas e anote-as.

ATENÇÃO: Esse experimento será mais bem observado se for feito colocando o

béquer em cima de um retroprojetor, com esse equipamento ligado.

EXPERIMENTO 7

OBJETIVO: Obter informações experimentais sobre o comportamento de oxoânions

do enxofre em água.

Seguir o seguinte roteiro:

1. Planejar os experimentos.

2. Executar os experimentos.

3. Discutir os resultados.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 8 a seguir, a partir do qual você vai estudar

uma importante propriedade do ácido sulfúrico.

ATENÇÃO:

1. Realize o experimento na capela e tenha muito cuidado na manipulação deste

ácido.



49

2. Após o experimento, deixe o ácido sulfúrico usado esfriar na capela e despeje-

o lentamente em um béquer com água. Antes de despejar a mistura na pia,

abra a torneira.

EXPERIMENTO 8

1. Tomar um tubo de ensaio e colocar uma pequena porção de açúcar comum

(sacarose).

2. Adicionar 1 mL de ácido sulfúrico concentrado.

3. Observar e anotar o que acontece.

Escreva uma equação química que represente o fenômeno.


1. VIVEIROS, A. e Rocha, Z. "Grupo 16: Oxigênio e Enxofre". Manual de experimento

da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA

2. BROWN, L. T., LeMAY, H. E. Jr, BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R. Química: a

ciência central. Tradutor: Robson Mendes Matos. São Paulo: Pearson Education

do Brasil, 2005.

3. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4th, São Paulo: Edgard Blucher

Ltda.,1999, p. 226-248.

4. FARIAS, ROBSON FERNADES DE. Práticas de Química Inorgânica, Editora

Átomo.

5. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria




50

EXPERIMENTO 08

GRUPO 17

Obtenção e reatividade dos halogênios

Introdução

Os halogênios são muito reativos e não existem, na natureza, na forma elementar. O alto

potencial de redução indica que eles são bons agentes oxidantes, o que os leva a formar

muitos compostos, principalmente haletos, largamente distribuídos na crosta terrestre.

Todos os halogênios, na forma elementar, existem como moléculas

diatômicas, X2. As forças existentes entre essas moléculas tornam-se mais

intensas, com o aumento do número atômico do halogênio, o que justifica o

crescimento dos pontos de fusão e ebulição dessas substâncias, indo do flúor para

o iodo, À temperatura ambiente, o flúor e cloro são gases, o bromo é líquido e o

iodo é um sólido.

O gás cloro foi obtido em água para facilitar a sua utilização. Quando este

gás entra em contato com a água ocorre rapidamente uma reação de

desproporção, que leva à formação dos ácidos clorídrico e hipocloroso (equação

a); esta mistura é chamada de água clorada.

Cl2 + 3H2O ClO- + 2H3O+ + Cl-

(aq) (aq) Ka = 4,2 x10

-4 (eq. a)

Objetivos

Obter cloro por decomposição do cloreto de hidrogênio.

Obter cloro por eletrólise da salmoura.

Constatar o poder alvejante do cloro.

Avaliar, comparativamente, o poder oxidante do cloro, bromo e iodo.

Prepare-se para observar, no EXPERIMENTO 1, como se pode obter o gás

cloro no laboratório, a partir da decomposição do cloreto de hidrogênio. A

aparelhagem a ser utilizada está representada na FIGURA 1. Portanto, antes de iniciar

o experimento, analise essa FIGURA e compare-a detalhadamente com o

equipamento que já está montado no laboratório.

EXPERIMENTO 1

1. Gotejar ácido clorídrico concentrado em 5 g de dióxido de manganês sólido,

contido no kitasato;



51

2. Aquecer o sistema e observar o desprendimento de um gás de cor amarela–

esverdeado e de cheiro característico, que deve ser recolhido num béquer

contendo água.

3. Recolher uma amostra da solução contida no béquer e introduzir nela um pedaço

de tecido colorido.

FIGURA 1 – Aparato montado em capela para obter Cl2 a partir da reação ente MnO2

e HCl.

Com base no que foi feito e observado no EXPERIMENTO 1, responda:

a) Quais são os reagentes nesse experimento?

b) Qual gás foi obtido? Justifique sua resposta.

c) O que você acha que aconteceu com o pedaço de tecido? Justifique sua

resposta.

No EXPERIMENTO 2 você vai obter cloro por eletrólise da salmoura, uma

solução saturada de cloreto de sódio.

HCl

Ampola de decantação

Kitasato

...............

...............MnO2

Fogareiro

Erlenmeyer

Becker

H2O



52

EXPERIMENTO 2

1. Montar o equipamento para eletrólise, seguindo orientação do professor.

2. Preparar uma solução saturada de cloreto de sódio e encher as buretas do

equipamento montado no item 1 com essa solução.

3. Ligar a fonte de corrente contínua conectada aos eletrodos.

4. Observar a formação de bolhas nas duas buretas e comparar as quantidades

dessas bolhas que se desprendem dos eletrodos.

Compare as quantidades dos gases formados em cada bureta.

Que informações são necessárias para saber quais são os gases formados?

Proponha um teste para identificar os gases formados e, assim, comprovar suas

previsões.

Então, qual gás foi formado em maior quantidade?

Tente dar uma explicação para o fato de a quantidade de cloro não ser a mesma

do hidrogênio, como era de se esperar.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 3, a seguir, a partir do qual você vai

comprovar o poder oxidante do cloro frente ao bromo e o iodo.

EXPERIMENTO 3

1. Tomar dois tubos de ensaio e, em um deles colocar 2 mL de solução de brometo

(0, 1 mol L-1) e, no outro, solução de iodeto (0,1 mol L-1).

Qual é a cor de cada uma dessas soluções?

2. Adicionar, a cada tubo, água de cloro, gota a gota e com agitação.

Qual é a cor de cada solução após a adição de água de cloro?

Com base nos resultados, proponha uma explicação para o que você observou e

fundamente sua proposta.

Proponha experimentos (menor número possível (considerar o experimento 3)) que

possam comprovar, que a alteração da força oxidante segue a ordem Cl2 >Br2>I2 e

para força redutora I->Br->Cl-: Diga o que você espera observar e justifique suas

idéias.



53


1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z. "Halogênios: obtenção e reatividade". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA.

2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4ta ed, São Paulo: Edgard

Blücher Ltda. 1999, p. 139-151.



Documents

Apostila Química Inorgânica Experimental II