Polígrafo práticas

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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II 
AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INDICE 
 Páginas 
1 – Ciclo de reações do cobre (Parte 1) 3 
2 – Ciclo de reações do cobre (Parte 2) 4 
3 – Reatividade de metais 5-8 
4 – Estudo do Alumínio/Hidrogênio 9-13 
5 – Estudo dos halogênios 14-17 
6 – Estudo do HCl/oxigênio 18-20 
7 – Estudo do enxofre 21-24 
8 – Precipitação e cristalização 25-28 
9 – Estudo do nitrogênio 29-31 
10 – Estudo do fósforo 32-34 
11 – Estudo do carbono 35-37 
12 – Estudo do silício 38-39 
 
 
 
 
OBS: As práticas serão realizadas de acordo com o cronograma apresentado na 
primeira aula teórica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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AULA PRÁTICA: 
 
1.0 CICLO DE REAÇÕES DO COBRE (Parte 1) 
 
1.1 Prepare um banho maria com água da torneira e aqueça um tubo de ensaio 
comum com cerca de 10 mL de água destilada, enquanto aguarda sua vez de pesar. 
Esta água quente será utilizada na lavagem do precipitado do ítem 1.8. 
 
1.2 Pese um tubo de centrífuga e adicione cerca de 100 mg de cobre metálico. 
 
massa do tubo de ensaio: 
 
1.3 Na capela, adicione 0,5 mL de HNO3 concentrado ao cobre metálico. 
 
1.4 Na capela, aqueça o tubo de ensaio na chama do bico de Bunsen de forma 
moderada, até o completo despreendimento do gás formado e obtenção de uma 
solução límpida de coloração azul. Cuide para não haver projeção de líquido 
durante o aquecimento. 
 
1.5 Após o final da reação, adicione água destilada até 1/3 do tubo de ensaio. 
 
1.6 Adicione 3 mL de NaOH 3 mol.L-1, com agitação constante. Observe. 
 
1.7 Aqueça em banho-maria a solução resultante, até a completa precipitação. 
 
1.8 Centrifugue a solução. Retire o líquido sobrenadante e lave o precipitado três 
vezes com cerca de 2 mL de água destilada quente preparada no ítem 1.1. Centrifugue 
ao término de cada lavagem e retire o líquido sobrenadante. Ao final das 3 lavagens 
cubra o tubo de ensaio com filme plástico. Identifique o tubo e guarde-o para a próxima 
aula. 
 
 
 
 
 
 
 
Descarte a solução de lavagem em frasco adequado fo rnecido pelo 
laboratório. 
 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Por que não foi usado HCl para dissolver o cobre metálico? 
 
2 – Qual é o gás desprendido quando da adição do HNO3 concentrado sobre o Cu
0? 
 
3 – Equacione as reações envolvidas na prática. 
 
4 – Qual a finalidade da lavagem com água quente solicitada no ítem 1.8? 
 
5 – Consultar as fichas MSDS (Material Safety Data Sheet) correspondentes aos 
reagentes utilizados nesta prática. 
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AULA PRÁTICA: 
 
2.0 CICLO DE REAÇÕES DO COBRE (Parte 2) 
 
2.1 No tubo de centrífuga reservado da aula anterior adicione 1,5 mL de H2SO4 6 
mol.L-1 com agitação constante ao precipitado. 
 
2.2 Adicione, de uma só vez, 150 mg de Zn0 em pó. Agite e verifique se o líquido 
sobrenadante ficou incolor. Caso a solução esteja azul, adicione novamente 50 mg de 
Zn0 em pó, em uma ou mais vezes, até o líquido sobrenadante ficar incolor. Esta etapa 
deve ser realizada com cuidado e com agitação constante utilizando o bastão de vidro. 
Ao girar o bastão de vidro não pressione o precipitado contra a parede do tubo, para 
evitar adesão do mesmo no vidro. 
 
2.3 Ao final da reação centrifugue a solução e reserve o líquido sobrenadante. 
 
2.4 Adicione 1,5 mL de HCl 3 mol.L-1 ao precipitado. Observe se há evolução de gás 
e quando a evolução do gás se tornar lenta, aqueça em banho-maria por cerca de 5 
minutos. 
 
2.5 Quando mais nenhum desprendimento de gás puder ser detectado visualmente, 
decante o líquido sobrenadante. 
 
 
 
 
 
 
Junte os dois líquidos provenientes da decantação e descarte-o em 
frasco adequado fornecido pelo laboratório. 
 
2.6 Lave o precipitado, usando os frascos lavadores que se encontram no balcão 
lateral, da seguinte forma: 
 a) duas vezes com água destilada; 
 b) uma vez com etanol; 
 c) uma vez com acetona. 
 
2.7 Coloque o tubo de centrifuga na estufa a 100 °C durante 20 minutos. Retire da 
estufa e depois de esfriar, pese-o. Repita o procedimento até a obtenção de peso 
constante. 
 
2.8 Calcule o Rendimento do Ciclo e diga quais são as possíveis causas de erro. 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 - Equacione as reações. 
2 – Qual a finalidade da adição de HCl 3 mol/L ao precipitado? 
3 - Qual a finalidade da etapa de lavagem do precipitado com água e a ordem de 
solventes utilizada no ítem 2.6? 
 
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: Near 100% Student Yields with the "Cycle of Copper 
Reactions" Experiment, Condike, G. F., J. Chem. Educ., Volume 52. Number 9. 
September 1975. p 615 (http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed052p615. 
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REATIVIDADE DE METAIS 
 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Apresente a principal forma de ocorrência e o método de obtenção dos metais a 
serem estudados (Cu, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg. Na e Al). 
2. Leia sobre os métodos gerais de obtenção de metais a partir de seus óxidos, 
sulfetos e haletos. 
3. Equacione as reações do quadro a seguir, baseando-se nos potenciais de redução 
dos metais envolvidos. 
 HCl FeSO4 MgCl 2 NiCl 2 HgCl 2 AgNO 3 CuSO4 
Cobre 
Ferro 
Alumínio 
Magnésio 
4. Coloque os elementos em ordem crescente de reatividade 
5. Coloque o Hidrogênio na série de reatividade destes elementos. 
6. Qual a relação entre o potencial padrão de redução de um metal e sua nobreza? 
7. Qual o metal mais reativo da tabela periódica? E o mais nobre? Em que grupo e 
período estão localizados? 
8. Explique o fenômeno de passivação. 
9. Explique o que é o caráter anfótero. 
10. Cite três propriedades químicas do Al2O3. Quais as formas cristalinas que a alumina 
pode apresentar e como podem ser obtidas? Apresente alguns usos para este 
composto. 
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TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO DE REDUÇÃO 
 
Semi-reação εo (volt) 
F2 (g) + 2 H
+ + 2 e- = 2 HF (aq) 3,06 
O3 (g) + 2 H
+ + 2 e- = O2 (g) + H2O 2,07 
S2O8
2- + 2 e- = 2 SO4
2- 2,01 
Co3+ + e
- = Co2+ 1,842 
H2O2 + 2 H
+ + 2 e- = 2 H2O 1,776 
MnO4
- + 4 H+ + 3 e- = MnO2 (s) + 2 H2O 1,695 
HClO + H+ + e- = 1/2 Cl2 + H2O 1,63 
PbO2 (s) + 3 H
+ + HSO4
- + 2 e- = PbSO4 (s) + 2 H2O 1,628 
BrO3
- + 6 H+ + 5 e- = 1/2 Br2 (l) + 3 H2O 1,52 
MnO4
- + 8 H+ + 5 e- = Mn2+ + 4 H2O 1,51 
ClO3
- + 6 H+ + 5 e- = 1/2 Cl2 (g) + 3 H2O 1,47 
PbO2 (s) + 4 H
+ + 2 e- = Pb2+ + 2 H2O 1,455 
Cl2 (g) + 2 e
- = 2 Cl- 1,359 
Cr2O7
2- + 14 H+ + 6 e- = 2 Cr3+ + 7 H2O 1,33 
Tl3+ + 2 e- = Tl+ 1,25 
MnO2 (s) + 4 H
+ + 2 e- = Mn2+ + 2 H2O 1,23 
2 H+ + 1/2 O2 (g) + 2 e
- = H2O 1,229 
IO3
- + 6 H+ + 5 e- = 1/2 I2 (s) + 3 H2O 1,195 
IO3
- + 6 H+ + 5 e- = 1/2 I2 (aq) + 3 H2O 1,178 
Br2 (aq) + 2 e
- = 2 Br-1,087 
Br2 (l) + 2 e
- = 2 Br 1,065 
HNO2 + H
+ + e- = NO (g) + H2O 1,00 
NO3
- + 4 H+ + 3 e- = NO (g) + 2H2O 0,955 
Pd2+ + 2 e- = Pd (s) 0,987 
NO3
- + 3 H+ + 2 e- = HNO2 + H2O 0,94 
2 Hg2+ + 2 e- = Hg2
2+ 0,920 
HO2
- + H2O + 2 e
- = 3 OH- 0,88 
Hg2+ + 2 e- = Hg (l) 0,854 
Ag+ + e- = Ag (s) 0,799 
Hg2
2+ + 2 e- = 2 Hg (l) 0,789 
Fe3+ + e- = Fe2+ 0,771 
PtCl4
2- + 2 e- = Pt (s) + 4 Cl- 0,73 
O2 (g) + 2 H
+ + 2 e- = H2O2 0,682 
PtCl6
2- + 2 e- = PtCl4
2- + 2 Cl- 0,68 
Hg2SO4 (s) + 2 e
- = 2 Hg (l) + SO4
2- 0,615 
I2 (s) + 2 e
- = 2 I- 0,536 
I2 (aq) + 2 e
- = 2 I- 0,620 
7 
Cu+ + e- = Cu (s) 0,521 
NiO2 (s) + 2 H2O + 2 e
- = Ni(OH)2 (s) + 2 OH 0,49 
Ag2CrO4 (s) + 2 e
- = 2 Ag(s) + CrO4
2- 0,446 
H2O
 + 1/2 O2 (g) + 2 e
- = 2 OH- 0,401 
Cu2+ + 2 e- = Cu (s) 0,337 
Hg2Cl2 (s) + 2 e
- = 2 Hg (l) + 2 Cl- 0,268 
AgCl (s) + e- = Ag (s) + Cl- 0,222 
Sn4+ + 2 e- = Sn2+ 0,154 
Cu2+ + e- = Cu+ 0,153 
S (s) + 2 H+ + 2 e- = H2S (g) 0,141 
AgBr (s) + e- = Ag (s) + Br- 0,095 
N2 + 2H2O + 6 H
+ + 6 e- = 2NH4OH 0,092 
S4O6
2- + 2 e- = 2 S2O3
2- 0,08 
2 H+ + 2 e- = H2 (g) 0,000 
Pb2+ + 2 e- = Pb (s) -0,126 
Sn2+ + 2 e- = Sn (s) -0,136 
AgI (s) + e- = Ag (s) + I- -0,151 
Ni2+ + 2 e- = Ni (s) -0,250 
Co2+ + 2 e- = Co (s) -0,277 
PbSO4 (s) + H
+ + 2 e- = Pb (s) + HSO4
- -0 ,299 
Ag(CN)2
- + e- = Ag (s) + 2 CN- -0,31 
Tl+ + e- = Tl (s) -0,336 
PbSO4 (s)
 + 2 e- = Pb (s) + SO4
2- -0,356 
Ti3+ + e- = Ti2+ -0,37 
Cd2+ + 2 e- = Cd (s) -0,403 
Cr3+ + e- = Cr2+ -0,41 
Fe2+ + 2 e- = Fe (s) -0,440 
Cr3+ + 3 e- = Cr (s) -0,74 
Zn2+ + 2 e- = Zn (s) -0,763 
Cd(OH)2 (s) + 2 e
- = Cd (s) + 2 OH- -0,815 
2 H2O + 2 e
- = H2 (g) + 2 OH
- -0,828 
Mn2+ + 2 e- = Mn (s) -1,18 
Al3+ + 3 e- = Al (s) -1,66 
Mg2+ + 2 e- = Mg (s) -2,37 
Na+ + e- = Na (s) -2,714 
Ca2+ + 2 e- = Ca (s) -2,87 
Ba2+ + 2 e- = Ba (s) -2,90 
K+ + e- = K (s) -2,925 
Li+ + e- = Li (s) -3,045 
 
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AULA PRÁTICA: 
 
1.0 REAÇÕES DE DESLOCAMENTO 
 
1.1 Separe em uma estante de tubos de ensaio 4 tubos de ensaio comuns limpos. 
 
1.2 Identifique cada um deles com o nome do metal que será testado: 
 1 – Cobre, 2 – Ferro, 3 – Alumínio, 4 – Magnésio . 
 
1.3 No primeiro ensaio coloque dentro de cada um dos tubos, 2 mL de HCl 0,5 mol/L 
e um pequeno pedaço do metal em estudo. 
 
1.4 Observe a reação ocorrida e anote o resultado na tabela abaixo usando o 
seguinte código: 
S = formação de um sólido, B = borbulhamento de gás, D = descoloração da solução, 
N = não ocorreu reação. 
 
 10 
ensaio 
 HCl 
0,5 mol/L 
FeSO4 
0,1 mol/L 
MgCl 2 
0,1 mol/L 
NiCl 2 
0,3 mol/L 
HgCl 2 
0,1 mol/L 
AgNO 3 
0,1 mol/L 
CuSO4 
0,1 mol/L 
Cobre 
Ferro 
Alumínio 
Magnésio 
 
1.5 Lave muito bem os tubos de ensaio e repita o procedimento com as outras 
soluções utilizando 2 mL de cada uma delas. 
 
Serão realizadas 28 reações no total. Utilize um tubo de ensaio para cada uma delas. 
Após a realização dos ensaios da primeira coluna, selecionar outra coluna e testar os 4 
metais. 
 
 
 
 
 
 
Descarte os resíduos nos recipientes apropriados. 
Leia atentamente os rótulos dos frascos de rejeitos antes de 
descartar qualquer solução . 
 
 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Coloque os metais (Cu, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg e Al) e o hidrogênio em ordem crescente 
de reatividade, conforme os resultados apresentados na tabela acima. Justifique as 
inversões de posição na série obtida em relação à série teórica. 
 
2 – Por que o alumínio apresentou comportamento totalmente diferente do esperado 
por sua posição na série de reatividade? 
3 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
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AULA PRÁTICA: 
 
2.0 REATIVIDADE DO ALUMÍNIO AO AR: (a ser realizada junto com a aula 
prática da água, na semana seguinte ) 
 
2.1 Coloque 1 ou 2 gotas de solução de HgCl2 sobre uma pequena chapa de Al em 
cima de um vidro de relógio. 
 
2.2 Espere alguns minutos e lave bem a chapa com água destilada. Seque e 
observe a superfície da chapa. 
 
2.3 Mergulhe a chapa de alumínio em um béquer contendo HCl 0,1 mol.L-1 durante 
5 minutos. Observe e anote. 
 
2.4 Retire a chapa, seque-a e deixe-a exposta ao ar em lugar livre de correntes de 
ar. Observe a superfície da chapa após alguns minutos. 
 
 
 
 
 
 
As chapas de alumínio deverão ser lavadas, secas e colocadas no 
frasco fornecido pelo laboratório. 
 
3.0 REATIVIDADE DO ALUMÍNIO EM RELAÇÃO A ÁCIDOS E B ASES: (caráter 
anfótero) 
 
3.1 Coloque uma pequena pitada de Al em pó em 4 tubos de ensaio e acrescente 
1 mL dos reagentes conforme o quadro abaixo. Caso a reação não ocorra 
imediatamente, aqueça, lentamente, por cerca de 2 minutos. 
Complete o quadro com a reação, quando houver, e com observações. 
 
REAGENTE REAÇÃO OBSERVAÇÕES 
HCl 0,1 mol.L -1 
 
Al2O3+ HCl = 
Al + HCl 
 
HNO3 concentrado 
 
 
HNO3 0,1 mol.L
-1 
 
 
NaOH 0,5 mol.L -1 
 
 
 
 
 
 
 
 
Filtre todas as soluções em funil fornecido pelo la boratório. 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – O que acontece com a chapa de alumínio ao final da prática? 
2 – Explique porque o HgCl2 pode interromper a passivação do alumínio. 
3 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
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ESTUDO DO HIDROGÊNIO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Comente, resumidamente, a ocorrência do hidrogênio na crosta terrestre. 
2. Sobre o H2, comente: a) reatividade; b) obtenção em laboratório; c) obtenção 
industrial; d) aplicações. 
3. Os compostos de hidrogênio são chamados de hidretos e dividem-se em hidretos 
salinos ou iônicos, hidretos intersticiais ou metálicos e hidretos covalentes ou voláteis. 
Para cada um dos tipos mencionados, apresente: 
a) exemplos; b) métodos de obtenção; c) tipo de ligação química envolvida; d) 
reatividade. 
4. Discuta: a) a estrutura da molécula de água com as explicações relativas ao desvio 
do ângulo de ligação; 
b) uma explicação para o elevado ponto de ebulição; 
c) a estrutura do gelo e explicação para a sua menor densidade em relação à água 
líquida. 
5. O que são hidratos? 
6. Defina: água de coordenação e de cristalização, diferenciando-as entre si. 
7. Apresente a fórmula estrutural dos hidratos apresentados abaixo, dizendo quantas 
moléculas de água são de coordenação e quantas de cristalização. 
a) CuSO4.5H2O b) AlCl3.6 H2O c) FeCl3.6 H2O d) NiSO4.7 H2O 
a) CuSO4.5 H2O 
 
d) NiSO 4.7 H2O 
 
 
 
 
 
8. Responda: a) O que é água dura? 
b) O que é dureza temporária? e permanente? 
c) Quais as formas de abrandar a dureza temporária? 
d) Quais as formas de abrandar a dureza permanente? 
e) O que ocorre à água dura quando adicionamos oxalato de amônio?
11 
AULA PRÁTICA: 
 
1.0 ÁGUA DE CONSTITUIÇÃO E DE CRISTALIZAÇÃO: 
 
 A água pode se encontrar presente nos compostos cristalinos em determinadas 
proporções. Muitos sais cristalinos formam compostos hidratados contendo uma, duas 
ou mais moléculas de água por molécula de composto. A água está presente no cristal 
de várias maneiras. As moléculas de água podem simplesmente ocupar posições na 
rede cristalina (água de cristalização) ou podem formar ligações com os ânions (íons 
negativos) ou cátions (íons positivos) presentes (água de constituição). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CuSO4.5 H2O 
 
 
1.1 Coloque uma pequena pitada de cada um dos sais listados abaixo em um tubo 
de ensaio. Aqueça o tubo diretamente na chama e observe o que acontece. Anote 
todas as observações (mudança de cor, solubilização, etc) realizadas. Teste o pH do 
gás (ou vapor) que sai durante a decomposição dosdiferentes sais com um papel 
tornassol azul umedecido. 
 
 a) CuSO4.5 H2O 
b) FeCl3.6 H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
Descarte os resíduos de Cu 2+ em frascos adequados fornecidos 
pelo laboratório. 
 
 
 
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2.0 ÁGUA DURA E SUAS PROPRIEDADES: 
 
Dureza da água é a propriedade relacionada com a concentração de íons de 
determinados minerais dissolvidos nesta substância. Ela é predominantemente 
causada pela presença de sais de cálcio e magnésio (bicarbonatos, sulfatos, cloretos e 
nitratos), que são os principais íons levados em consideração na sua medição. 
Eventualmente também o zinco, o estrôncio, o ferro ou o alumínio podem ser levados 
em conta na aferição da dureza da água. Estas águas são impróprias para a 
alimentação, para a lavagem de roupas e não servem para alimentar as caldeiras a 
vapor, em virtude das incrustações que provocam: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A dureza total da água compõe-se de duas partes: dureza temporária e dureza 
permanente. A dureza temporária é gerada pela presença de carbonatos e 
bicarbonatos, que podem ser eliminadas por meio de fervura da água. A dureza 
permanente é devida a cloretos, nitratos e sulfatos, que não são susceptíveis à fervura. 
Para se atenuar a dureza quando se emprega pequenas porções de água dura, pode-
se ferver a água, precipitando então os carbonatos de cálcio e de magnésio, formados 
a partir do anidrido carbônico dissolvido na água (ver reação abaixo). 
 
 
Antes de realizar esta parte da aula, confirme estar utilizando água destilada, e não 
deionizada. 
 
2.1. Dureza Temporária: 
 
 Você vai receber uma amostra de uma suspensão de carbonato de cálcio em 
água destilada na qual foi borbulhado CO2 de um extintor de incêndio. Nesta amostra 
aconteceu o seguinte processo: 
CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) Ca
2+ (aq) + 2 HCO3
- (aq) 
Filtre 2 mL desta suspensão para um tubo de ensaio e 20 mL para um erlenmeyer. 
Coloque algumas gotas de oxalato de amônio no tubo de ensaio e comprove a 
presença do íon Ca2+, através da precipitação de oxalato de cálcio. 
Aqueça até a fervura o erlenmeyer e filtre. A reação que ocorre é 
Ca2+ (aq) + 2 HCO3
- (aq) → CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) 
Coloque algumas gotas de oxalato de amônio no filtrado e comprove a ausência do íon 
Ca2+ livre. 
 
 
 
 
 
 
 
Descarte os resíduos das etapas 2a e 2b na pia. 
 
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Questões sobre a prática: 
 
 
1 – Equacione as reações completas para as desidratações do sais. 
2 – O que você conclui sobre o pH observado? 
3 – O que você concluiu sobre o ensaio de dureza temporária da água? 
4 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
 
14 
ESTUDO DOS HALOGÊNIOS 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1) Principais fontes e método de obtenção industrial de F2, Cl2, Br2, I2. 
2) Sobre a forma molecular X2: 
a) Diagrama de orbitais moleculares. Calcule a ordem de ligação. 
b) Explique os baixos PF e PE. 
c) Propriedades oxidantes. 
d) Relacione a reatividade com a energia de ligação. 
e) Como se comportam os halogênios em presença de água à temperatura 
ambiente e sob aquecimento. 
f) Por que os halogênios são mais solúveis em solventes orgânicos? 
g) Coloque os halogênios em ordem crescente de reatividade. Justifique. 
h) Aplicações. 
3) . Sobre as moléculas de HX: 
a) Diagrama de orbitais moleculares para HF. 
b) Comente as condições das reações de formação: H2 + X2 = e H2O + X2 = 
c) Por que o HF é menos ácido que o HCl, HBr e HI? 
d) Por que o HF não pode ser guardado em frascos de vidro? 
e) Explique os baixos PF e PE. Comente os valores do HF. 
f) Aplicações. 
4) Sobre Oxiácidos e Oxisais: 
a) Quais os tipos de oxiácidos e oxisais de halogênios? 
b) Descreva o diagrama de Frost para as espécies cloradas. 
c) Descreva a ligação química das espécies oxicloradas. 
d) Compare a estabilidade, as propriedades ácidas e as propriedades oxidantes 
das espécies oxicloradas e as relacione com a natureza da ligação química. 
e) Aplicações. 
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AULA PRÁTICA: 
 
1.0 OBTENÇÃO DO GÁS CLORO - Processo de Scheele (Experimento 
demonstrativo): 
 
A vidraria a ser utilizada estará montada dentro da capela conforme o desenho abaixo. 
As quantidades de reagentes utilizadas neste experimento devem estar dentro do limite 
de segurança da aparelhagem, ou seja, no mínimo 1/3 do balão de reação deve estar 
reservado para o gás cloro que irá se formar. 
 
ESQUEMA PARA OBTENÇÃO DE CLORO GASOSO 
 
1.1 Adicionar através do funil, o HCl concentrado comercial (ácido muriático) sobre 
cerca de 30 g de pirolusita (MnO2), até que o ácido cubra totalmente a massa sólida. 
 
1.2 Aquece-se o balão, sobre tela de amianto, de forma lenta e moderada, de 
maneira que haja desprendimento contínuo e uniforme do gás cloro. Parte do cloro 
desprendido é coletado no frasco 2 que está resfriado e parte passa para um kitazato 
(frasco 3 ) contendo cerca de 100 mL de água deionizada gelada, formando a água 
clorada. 
 
1.3 Esta água deve ser guardada em frasco escuro, pois em contato com a luz o 
cloro reage com a água, formando ácido clorídrico e oxigênio, de acordo com a reação: 
Cl2 + H2O →→→→ 2 HCl + ½O2 
O excesso de cloro deverá borbulhar em uma solução de NaOH, no frasco 4, para a 
total desativação do mesmo. 
 
1.4 Quando a quantidade de Cl2 formada for apreciável, suspende-se o 
aquecimento. Após cessar o borbulhamento, abre-se rapidamente o trap que contém o 
Cl2 gasoso e acrescenta-se um pedaço muito pequeno de Na metálico recém cortado. 
 
1.5 O conteúdo do frasco 3 (água clorada) será utilizado nos ítens 3.2 e 4.0. 
 
 
16 
2.0 REAÇÃO DE Na e I 2 (Experimento demonstrativo): 
 
2.1 Neste experimento suspende-se um tubo de ensaio pequeno contendo cerca de 
1 g de I2 dentro de um tubo de ensaio maior contendo cerca de 0,6 g de sódio metálico, 
conforme mostrado na figura abaixo. Aquece-se levemente o tubo maior até que o 
sódio metálico comece a fundir com a formação imediata de uma nuvem branca. Logo 
após, o iodo começará a sublimar e seus vapores descerão para o tubo largo, que 
contém o sódio fundido e seu vapor. Uma chama aparecerá na superfície do sódio e 
cristais de brancos de NaI cobrirão as paredes internas do tubo grande. (d I2 = 4,93 
g/cm3) 
 
 
 
 
 
Ao finalizar a reação, coloque 20 mL de álcool etíl ico no tubo grande 
para remover qualquer possibilidade de haver sódio não reagido. 
Neutralize o álcool e despreze a solução resultante . 
 
3.0 SOLUBILIDADE DOS HALOGÊNIOS: 
 
 Os halogênios são em geral pouco solúveis em água, sendo mais solúveis em 
solventes orgânicos. O iodo é praticamente insolúvel em água (0,29 g/L a 20 0C). Sua 
solubilidade aumenta em água após a adição de iodeto de potássio. Os halogênios são 
bastante solúveis em clorofórmio, formando soluções com colorações distintas. 
 
3.1. Solubilidade do iodo em água: 
 
 Coloque alguns cristais de iodo em um tubo de ensaio e acrescente 2 mL de 
água destilada. Agite. Observe. Acrescente alguns cristais de iodeto de potássio e 
agite. Observe. 
 
3.2. Solubilidade dos Halogênios em Clorofórmio (CH Cl3): 
 
 Coloque cerca de 1 mL da solução aquosa de cada halogênio em um tubo de 
ensaio e acrescente a cada tubo 1 mL de clorofórmio. Agite bastante e anote a 
coloração obtida na tabela a seguir: (A densidade do CHCl3 (1,48 g/cm
3) é maior do 
que a da H2O (1,00 g/cm
3) e por esta razão, a fase orgânica será observada na parte 
inferior do tubo.) 
 
 
 Cloro Bromo Iodo 
Coloração 
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Descarte os resíduos em frascos apropriados no labo ratório. 
 
 
4.0 REATIVIDADE DE HALOGÊNIOS: Reações de Deslocame nto 
 
4.1 Coloque em um tubo de ensaio, exatamente nesta ordem, 1 mL de solução 
aquosa de X2 (X = Cl, Br, I), 2 mL de solução aquosa de NaX (NaCl, NaBr, NaI) e 3 mL 
de clorofórmio. Agite vigorosamente 
4.2 Complete os quadro a seguir com a coloração da fase orgânica. Compare com 
as cores na tabela anterior e escreva as reações que ocorreram,quando for o caso. 
 
 NaCl NaBr NaI 
Cl2 
Br 2 
I2 
Cl2 + NaCl � 
Cl2 + NaBr � 
Cl2 + Nal � 
Br2 + NaCl � 
Br2 + NaBr � 
Br2 + Nal � 
I2 + NaCl � 
I2 + NaBr � 
I2 + Nal � 
 
 
 
 
 
Descarte os resíduos em frascos apropriados forneci dos pelo 
laboratório. 
Questões sobre a prática: 
1 – Qual a finalidade do frasco 1 na reação de obtenção do Cl2 gasoso? Qual o 
produto formado no frasco 4? 
2 – Qual o produto formado da reação entre o Cl2 e o Na
0? 
3 – Coloque os halogênios em ordem crescente de poder oxidante conforme 
observado no ítem 4. 
4 – Verificar o diagrama de Frost para o Cl2 e preveja os produtos da reação entre o Cl2 
e o NaOH. 
5 – Porque o iodo sublima? Porque o vapor de iodo desce para o tubo largo? 
6 – Porque a reação entre Na e I2 ocorre vigorosamente? Compare a reatividade do Na 
com I2 e Cl2. 
7 – Porque o PF do NaI (651 °C) é superior ao Na e ao do I2? 
8 – Por que a adição de KI à solução aquosa de I2 aumenta a solubilidade deste 
último? 
9 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
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AULA PRÁTICA: 
 
5.0 (a ser realizada na aula da semana seguinte ) OBTENÇÃO DO CLORETO DE 
HIDROGÊNIO (HCl(g)): (Experimento demonstrativo): 
 
Usando uma aparelhagem muito parecida com a utilizada na obtenção do Cloro 
Gasoso, faz-se gotejar H2SO4 concentrado sobre NaCl sólido. Observe o gás que se 
desprende. 
 
NaCl
 
 
ESQUEMA PARA A OBTENÇÃO DE HCl GASOSO 
 
5.1 . Colocar um pedaço de papel de tornassol azul, molhado com água destilada, na 
saída de HCl gasoso. Observar e anotar. 
5.2 Borbulhar o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo 1 mL de 
AgNO3 aquoso. Observar e anotar. 
5.3 Observar que durante a reação de produção do HCl provoca-se a recristalização 
do NaCl a partir de uma solução saturada de sal grosso (impuro), pelo borbulhamento 
do HCl que se desprende em cerca de 30 mL desta solução contida em um 
erlenmeyer. 
5.4 Comprovar a purificação do NaCl, filtrando o precipitado formado e 
redissolvendo-o em água destilada. Testar as impurezas (Fe+3, Ca+2, Mg+2, SO4
-2) na 
solução original e na solução obtida a partir do sal recristalizado utilizando como 
agentes precipitantes NH4SCN, (NH4)2C2O4, NaOH 4 mol/L e BaCl2 respectivamente. 
 
 
 
 
 
 
Descarte os resíduos em frascos apropriados: 
 
 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Porque o NaCl precipita pela adição de HCl à solução salina saturada? 
2 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
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ESTUDO DO OXIGÊNIO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Quais as principais formas de ocorrência do oxigênio na natureza? Quais destas 
formas podem ser consideradas fonte deste elemento? 
2. Quais as principais propriedades físicas e químicas do oxigênio? 
3. Descreva um processo industrial para a obtenção do oxigênio. 
4. Qual a principal forma alotrópica do oxigênio? Qual é a sua estrutura? Comente as 
suas propriedades químicas. 
5. Procure na bibliografia indicada para a disciplina as respostas para as questões 
abaixo: 
a) classificação dos óxidos segundo seu caráter ácido, básico e anfótero. 
b) relacão desse caráter com a posição dos outros elementos na tabela periódica. 
c) relacão do caráter ácido, básico e anfótero dos óxidos de metais de transição 
com a variação do estado de oxidação do metal. 
6. Construa os diagramas de orbitais moleculares para: 
a) oxigênio molecular, O2 
b) íon superóxido, O2
- 
c) íon peróxido, O2
2- 
20 
AULA PRÁTICA : OBTENÇÃO DE O 2 EM LABORATÓRIO 
 
1.0 Decomposição do peróxido de hidrogênio (H 2O2) (Experimento 
Demonstrativo) 
 
Observe o sistema abaixo constituído por um balão de 250 mL com saída lateral, 
contendo MnO2 e adaptado a um funil de adição contendo H2O2 3%. Na saída lateral 
do balão, está acoplada uma saída de gases. Após o início da adição gota a gota do 
peróxido de hidrogênio, observe a liberação de um gás. Aproxime desta saída um 
pedaço de barbante em brasa. 
 
 
2.0 Decomposição de cloratos: 
 
2.1 Coloque uma pitada de sílica em um tubo de ensaio de boca larga e aqueça em 
um bico de bunsen até eliminar toda a água adsorvida. Espere esfriar e pese o tubo 
com a sílica. Anote o valor da massa na Tabela abaixo. 
 
2.2 Pese cerca de 1 g de clorato de potássio (KClO3) no tubo de ensaio e aqueça. 
Durante a evolução do gás, coloque na boca do tubo um pedaço de barbante em 
brasa. Cuide para que o barbante não caia dentro do tubo. Pese novamente. 
 
2.3 Dissolva o resíduo sólido que restou em 2 a 3 mL de água destilada. Separe a 
fração líquida do sólido remanescente, e acrescente 1 gota de AgNO3. 
 
2.5 Repita o experimento sem colocar a sílica. 
 
Tabela 
Experimento com sílica Experimento sem sílica 
mtubo+ sílica = mtubo = 
mtubo+sílica+KClO3 = mtubo+KClO3 = 
mtubo+sílica+resíduo = mtubo+resíduo = 
 
 
 
 
 
 
Coloque os resíduos contendo prata no frasco apropr iado. 
 
Questões sobre a prática: 
1 – Qual a reação que ocorreu no ítem 1.0? 
2 – Apresente a reação química da decomposição do KClO3. Quantos elétrons estão 
envolvidos nesta reação? 
3 – Se todo o KClO3 se decompuser no ítem 2.0, qual o número de mols de oxigênio 
formado e qual a massa de KCl formada? 
4 – Qual a função da sílica nesse experimento? 
5 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
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21 
ESTUDO DO ENXOFRE 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Quais as principais formas de ocorrência do enxofre na natureza? Quais destas 
formas podem ser consideradas fonte deste elemento? 
2. Quais as principais propriedades físicas e químicas do enxofre? 
3. Descreva um processo industrial de obtenção do enxofre. 
4. Por que o enxofre é pouco solúvel em água e é mais solúvel em álcool etílico? 
5. Explique o comportamento anômalo do enxofre no estado líquido. 
6. Apresente as principais propriedades químicas dos compostos abaixo: 
a) H2S b) SO2 c) SO3 d) H2SO4. 
7. Apresente a geometria e descreva a ligação química pela TLV dos compostos 
acima. 
8. Explique por que o sulfato de sódio é menos reativo do que o ácido sulfúrico. 
 
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 
 
1. A Reaction Involving Oxygen and Metal Sulfides, Hill Jr., W. D. , J. Chem. Educ. 
Volume 63 Number 5 May 1986, p. 441. 
(http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed063p441) 
 
22 
AULA PRÁTICA: 
 
1.0 OBTENÇÃO DO ENXOFRE ELEMENTAR EM LABORATÓRIO: 
DECOMPOSIÇÃO DE TIOSSULFATOS 
 
1.1 Coloque em um tubo de desprendimento de gases, 10 mL de solução de 
tiossulfato de sódio (Na2S2O3) 0,1 mol.L
-1 e 5 mL de ácido sulfúrico 0,2 mol.L-1. Feche o 
tubo rapidamente, aqueça lentamente sem ferver e recolha o gás que se desprende em 
um tubo de ensaio contendo água destilada. Para isso, encoste a ponta da pipeta na 
superfície da água do tubo de ensaio. Meça o pH no tubo de ensaio. 
 
1.2 Filtre o material sólido formado no tubo de desprendimento de gases. Este sólido 
será utilizado no experimento 2. 
 
2.0 SOLUBILIDADE DO ENXOFRE: ENXOFRE COLOIDAL 
 
2.1 Lave rapidamente com acetona o filtro com o sólido recolhido no ítem 1.2. Descarte 
este primeiro filtrado. Lave o resíduo sólido novamente com acetona e desta vez 
recolha o líquido de lavagem em um tubo de ensaio seco. Adicione cuidadosamente 
água destilada pela parede do tubo e observe o que acontece. 
 
 
 
 
 
 
Descarte todos os resíduos de acetona em frasco pró prio na capela. 
 
 
 
3.0 COMPORTAMENTO ANÔMALO DO ENXOFRE SOB AQUECIMENT O: 
Formação do Enxofre Plástico: 
 
3.1 Preencha cerca de 1/3 de um tubo de ensaio com enxofre em pó e o aqueça 
cuidadosamente na chama dentro da capela de exaustão até a formação de um líquido 
escuro e vapores amarelados. Observe o que acontece em cada etapa de 
aquecimento. Verta rapidamente o enxofre líquido em um bequer com água da torneira 
gelada. Coloque o tubo de ensaio quente sobre uma tela de amianto dentro da capela.Guarde o sólido obtido da maneira que lhe for indic ada pelo 
professor. O tubo de ensaio frio deve ser colocado em recipiente 
adequado para descarte. 
 
4.0 PROPRIEDADE DESIDRATANTE DO ÁCIDO SULFÚRICO: (E xperimento 
demonstrativo): 
 
A sacarose (C12H22O11) é um carboidrato com dois átomos de hidrogênio para cada 
átomo de oxigênio. O ácido sulfúrico, poderoso desidratante quando concentrado, 
desidrata a sacarose e deixa uma massa negra de carbono. Na reação de hidrólise 
ácida da molécula de sacarose são formados dois açucares redutores, a glicose e a 
frutose conforme esquema abaixo: 
 
 
 
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4.1 Coloque um pouco de sacarose dentro de um becker estreito e verta lentamente, 
com uma proveta, 5 mL de H2SO4 concentrado. Adicione 1-3 gotas de água. Observe. 
 
4.2 Repita o mesmo procedimento com 5 mL de H2SO4 diluído. 
 
 
5.0 REAÇÃO DE O 2 COM SULFETOS METÁLICOS: 
 
 
Prepare a montagem de obtenção de O2 a partir da decomposição de peróxido 
de hidrogênio, conforme a aula anterior. Coloque uma pitada de sulfeto metálico em um 
tubo de ensaio com saída lateral. Feche o tubo com uma rolha contendo um tubo para 
entrada de gás e adapte-o na saída do O2. Quando começar a ocorrer 
despreendimento de gás, aqueça o tubo contendo sulfeto metálico na chama. Observe. 
Coloque um pedaço de papel tornassol azul na saída do tubo que contém o sulfeto. 
Complete a tabela abaixo: 
 
Sulfeto 
metálico 
Cor do 
sulfeto 
Cor do 
produto 
Reação 
Sb2S3 
MoS2 
K2S.5H2O 
Bi 2S3 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Equacione a reação que ocorreu no tubo de desprendimento de gases ítem 1.0. 
Qual foi o produto sólido formado? Quais as observações experimentais desta prática? 
Equacione a reação no tubo de ensaio. 
 
2 – O enxofre não é solúvel em água, mas tem maior solubilidade em solventes 
orgânicos como o álcool etílico (0,066 g/100 mL,T= 25 0C) e a acetona (2,7 g/100 mL, 
T= 25 0C). Quando finamente dividido, forma com a água uma suspensão coloidal. 
24 
Utilize estas informações para explicar o que aconteceu no experimento 2. 
 
3 – Relacione as suas observações no ítem 3.0 com as mudanças na estrutura 
molecular do enxofre sob aquecimento. 
 
4 – Apresente a equação da reação de desidratação da sacarose. 
5 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
25 
 
PRECIPITAÇÃO E CRISTALIZAÇÃO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. O que é precipitação? O que é cristalização? Como podem ser diferenciadas? 
2. Explique o processo de precipitação e/ou cristalização fracionada. 
3. O que é nucleação? Qual a diferença entre nucleação homogênea e heterogênea? 
4. Qual a relação entre a velocidade de precipitação e a qualidade ou características 
do precipitado? 
5. Quais são e que características apresentam os tipos de precipitados? 
6. Os precipitados podem apresentar dois tipos de contaminação: precipitação 
simultânea e coprecipitação. 
a) Quais as diferenças fundamentais entre esses dois processos? 
b) Qual o pior tipo de contaminação em um precipitado cristalino? 
c) Qual o tipo de contaminação que é eliminado pelo processo de digestão? 
d) Explique o processo de peptização de um precipitado, quando ocorre e como 
evitá-lo. 
7. O que é um sal duplo? E um sal complexo? Quais as principais semelhanças e 
diferenças entre sais duplos e complexos? 
8. O que são alúmens? 
 
 
BIBLIOGRAFIA: 
 
1. Dodd, R. E., Robinson, P.L., Química Inorgânica Experimental / 
2. Riesenfeld, E.H., Practicas de Química Inorgánica 
3. Jolly, W. L., The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds 
4. Pass, G., Sutcliffe, H., Practical Inorganic Chemistry 
5. Ohlweiller, O. A. , Química Analítica Quantitativa, vol. 2, 2a Ed., LTD, 1978 
26 
AULA PRÁTICA: 
 
FORMAÇÃO DE SAIS DUPLOS (Parte 1) 
 
1.0. Obtenção do Alúmen de Potássio (KAl(SO 4)2.12H2O): 
 
1.1 Pegue um pedaço da lata de alumínio fornecida, de cerca de 6x6 cm e lixe de 
ambos os lados de forma a remover o máximo possível da pintura e do polímero que 
recobre o interior da lata. 
 
1.2 Corte-a em pequenos pedaços e transfira cerca de 1 g para um vidro de relógio 
previamente tarado. Anote o valor pesado. 
 
massa de Al pesado: 
 
1.3 Transfira os pedaços de alumínio para um béquer de 400 mL e adicione 50 mL 
de hidróxido de potássio 2 mol/L e aqueça dentro da capela até a completa dissolução 
do alumínio, evidenciada pelo fim do borbulhamento. 
 
1.4 Confeccione um filtro de papel e filtre a solução a quente. 
 
1.5 Após a solução voltar à temperatura ambiente, coloque o béquer em um banho 
de gelo e adicione 20 mL de H2SO4 9 mol/L lentamente e com agitação. Verifique a 
formação de um precipitado. Continue a adição de ácido sulfúrico e observe a 
dissolução deste precipitado. Se ao final da adição de H2SO4 algum precipitado 
persistir, aqueça suavemente. 
 
1.6 Resfrie a solução em banho de gelo até nova precipitação, arranhando com um 
bastão de vidro o interior do recipiente. Cubra o bequer com filme plástico, identifique e 
o coloque em cima da bancada para a próxima aula. Esse béquer será colocado 
posteriormente na geladeira. 
 
 
Questões sobre a prática: 
 
 
1 – Qual é a reação de dissolução do Al? Qual é o gás produzido? 
2 – Qual é o sólido formado quando se adiciona os primeiros mililitros de H2SO4 à 
solução de aluminato de potássio (item 1.5)? 
3 – Equacione todas as reações. 
4 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
AULA PRÁTICA: 
 
2.0 PRECIPITAÇÃO E CRISTALIZAÇÃO (Parte 2) 
 
2.1 Recupere o bequer da aula anterior e filtre o precipitado. Lave-o com etanol 
gelado e seque-o o máximo possível com o vácuo da trompa d’água. 
 
 
 
 
 
 
Neutralize o filtrado e descarte-o no frasco fornecido. 
 
 
3.0 Crescimento dos Cristais de Alúmen de Potássio 
 
3.1 Pese o alúmen obtido em um becker de 100 mL e calcule a quantidade de água 
necessária para dissolver a massa de alúmen transferida, considerando-se que são 
necessários 7 mL de água para cada grama de alúmen. 
 
3.2 Dissolva o sal na quantidade de água calculada. Caso o alúmen não esteja 
completamente solubilizado, aqueça a solução até 60 ºC. Se após o aquecimento ainda 
restar algum solido, filtre a solução. Em seguida, resfrie a solução em banho de gelo e 
água. 
 
3.3 Amarre um pequeno cristal de alúmen (gérmen) num fio de linha e fixe num 
pedaço de papel perfurado. Mergulhe o gérmen na solução conforme a figura abaixo e 
mantenha o sistema em repouso até obter os cristais de forma octaédrica. Após o 
experimento, a solução sobrenadante pode ser concentrada por evaporação do 
solvente para recuperar parte do alúmen dissolvido. 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Calcule o rendimento da reação em alúmen impuro. 
Dados: 
MM KAl(SO4)2.12H2O = 474 g/mol 
MM Al = 27 g/mol 
 
2 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
 
 
 
 
Como o resíduo pode ser descartado? 
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28 
4.0 CRISTALIZAÇÃO: 
 
4.1 Pese aproximadamente 5 g de acetato de sódio em um tubo de ensaio e 
adicione 0,5 mL de água destilada. Aqueça o tubo em um banho-maria até a dissolução 
completa do sal. Remova o tubo de ensaio do banho-maria e deixe esfriar até a 
temperatura ambiente, tapando-o com parafilme. Para observar a cristalização deste 
sal, coloque sobre um vidro de relógio um cristal do mesmo composto e goteje a 
solução com o auxílio de uma pipeta Pasteur aquecida, de maneira a formar uma 
estalagmite. Após, adicione um cristal (semente de cristalização) à solução restante no 
tubo de ensaio e observe. 
 
 
 
 
 
 
Onde você descartaria este material? 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Quais são as principais características do produto formado no ítem 1.0? 
2 – Qual é a fórmula do alúmen de potássio? 
3 – Qual é a reação química correspondenteao processo de obtenção do alúmen de 
potássio? 
4 – Por que o tubo de ensaio com acetato de sódio é resfriado tampado com um 
parafilme? 
5 – Que tipo de nucleação foi utilizada para induzir a cristalização do acetato de 
 sódio? 
6 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 
 
1. Preparação de Compostos de Alumínio a Partir da Bauxita: Considerações sobre 
Alguns Aspectos Envolvidos em um Experimento Didático, Constantino, V. R. L., Araki, 
K., Silva, D. O., de Oliveira, W., Quím. Nova., Volume 25, Número 3, Maio/Junho 2002 
p. 490 (http://quimicanova.sbq.org.br/qn/qnol/2002/vol25n3/23.pdf) 
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29 
ESTUDO DO NITROGÊNIO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Comente a ocorrência do nitrogênio no ar e crosta terrestre. 
2. Sobre o N2: 
 a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares. 
 b) Explique as seguintes propriedades: inércia química, baixos PF e PE, 
reatividade com os metais. 
 c) Descreva o método de obtenção por destilação fracionada do ar líquido 
d) Aplicações. 
3. Sobre os nitretos: 
 a) Definição geral 
 b) Apresente para cada tipo de nitretos abaixo relacionados: alguns exemplos, 
método de obtenção, aplicações e propriedades químicas. 
 c) Diferencie nitretos intersticiais, nitretos iônicos e nitretos covalentes 
4. Sobre a hidrazina: 
 a) importância industrial 
 b) estrutura e ligação química 
c) reatividade 
5. Sobre a amônia: 
a) estrutura e ligação química (diagrama de orbitais moleculares). 
b) importância industrial 
c) método de obtenção industrial 
d) reatividade: 
NH3 + CH4 � 
NH3 + O2 + H2O � 
NH3 + HX � 
6. Principais óxidos de nitrogênio (NO, N2O e NO2) 
 a) importância industrial 
 b) estrutura e ligação química 
c) propriedades químicas 
7. Justifique a ordem crescente de poder oxidante das espécies: NO3
- < NO2 < HNO3 
8. Justifique a ordem decrescente de estabilidade das espécies: NO3
- > HNO3 > NO2 
9. Sobre o HNO3: 
a) estrutura e ligação química. 
b) importância industrial. 
c) método de obtenção industrial. 
d) propriedades químicas. 
 
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 
 
Producing a Chemistry Magic Show, Bailey, P. S.; Bailey, C. A.; Andersen, J.; Koski, P. 
G.; Rechsteiner, C., J. Chem. Educ., Volume 52, Number 8, August 1975, p. 524 
(http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed052p524. 
 
30 
AULA PRÁTICA: 
 
1.0 OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DOS TRIHALETOS DE NITRO GÊNIO: 
 
 Estes compostos são instáveis. O NBr3 (tribrometo de nitrogênio) e o NI3 
(triiodeto de nitrogênio) são conhecidos apenas na forma de amoniatos instáveis. O 
nitreto de iodo amoniacal (NI 3.(NH3)x) detona se não estiver em presença de excesso 
de amônia, produzindo uma fumaça de cor púrpura de vapor de iodo. 
 
 
1.1 Misture 0,5 g de iodo finamente dividido com 4 a 5 mL de hidróxido de amônio 
concentrado até obter um precipitado preto. Filtre e lave o precipitado com hidróxido de 
amônio concentrado com o frasco lavador, deixando secar sobre o papel de filtro. 
 
OBS: Todos os grupos devem filtrar o precipitado no mesmo papel de filtro, dentro da 
capela, de maneira a juntar-se todo o sólido produzido. 
 
 
 
 
 
 
O papel de filtro deve ser lavado com hidróxido de amônio e o 
líquido de lavagem deve ser colocado no frasco forn ecido pelo 
laboratório. 
A desativação é feita com hipoclorito de Na. 
 
 
2.0 OBTENÇÃO DO N2 EM LABORATÓRIO: decomposição térmica do 
(NH4)2Cr2O7: (Experimento Demonstrativo) 
 
 Esta reação química é conhecida como "vulcão químico" e é bastante usada em 
demonstrações químicas. O dicromato de amônio, de coloração alaranjada, passa a 
óxido de cromo III, de coloração verde. 
 
 
2.1 Colocar cerca de 5 g de dicromato de amônio em uma cápsula de porcelana, 
formando um pequeno monte. Coloca-se 2 gotas de acetona no pico do monte e ateia-
se fogo. 
 
 
 
 
 
 
 
Guarde o sólido em frasco apropriado fornecido pelo laboratório. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.0 OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DA AMÔNIA (NH 3): TESTE DO PODER 
REDUTOR (Experimento Demonstrativo) 
 
 Dissolve-se 8 g de hidróxido de sódio em 50 mL de água destilada em um balão 
de fundo redondo e acrescenta-se cerca de 11 g de cloreto de amônio. Coloca-se 1 g 
de óxido de cobre II em um tubo de ensaio com saída lateral. Conecta-se este tubo ao 
balão através de um tubo secante contendo sulfato de sódio seco. Aquece-se o balão e 
o tubo de desprendimento. Determine o pH do gás que sai no escape lateral do tubo, 
com um pedaço de papel tornassol rosa úmido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 OBTENÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DA AMÔNIA 
 
 
 
 
 
 
 
Como você trataria o resíduo gerado no balão e no t ubo de 
desprendimento? 
 
4.0 OBTENÇÃO DO CLORETO DE AMÔNIO (NH 4Cl) 
 
4.1 Na capela molhe um bastão de vidro com ácido clorídrico concentrado e 
aproxime-o da boca de um tubo de ensaio contendo hidróxido de amônio concentrado 
(NH4OH). Observe que acontece. e equacione a reação. 
 
 
5.0. DECOMPOSIÇÃO TÉRMICA DO CLORETO DE AMÔNIO : 
5.1 Coloque uma pequena pitada de cloreto de amônio (NH4Cl) em um tubo de 
ensaio seco. Aqueça na capela e observe. Descreva o que acontece e equacione a 
reação química. 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Escreva as reações químicas correspondentes aos diferentes experimentos. 
 
2 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
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ESTUDO DO FÓSFORO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Comente a ocorrência do fósforo na crosta terrestre. 
2. Sobre as formas alotrópicas do fósforo (branco, vermelho e preto): 
a) apresente as propriedades químicas; 
b) descreva a estrutura.; 
c) descreva o método de obtenção; 
d) aplicações. 
3. Descreva a ligação e as propriedades químicas dos principais óxidos de fósforo. 
4. O fósforo possui uma grande variedade de oxiácidos que podem ser classificados 
em: 
a) ânions simples; 
b) ânions polimerizados pelos átomos de oxigênio; 
c) ânions polimerizados pelos átomos de fósforo. 
Estude as características estruturais deles e apresente algumas aplicações 
tecnológicas. 
5. Descreva as ligações químicas no H3PO4 (semelhante ao ClO4
- e SO4
-2) e no H3PO3 
, relacionando-as com as propriedades químicas dos compostos. 
 
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 
 
Burning Phosphorus under Water Safely, Taylor, L. C., J. Chem. Educ. Volume 74 
Number 9, September 1997 (http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed074p1074). 
 
33 
AULA PRÁTICA: 
 
1.0 REAÇÃO DO FÓSFORO COM OXIGÊNIO: 
 
1.1 Execute as reações a seguir dentro da capela de exaustão. Coloque uma 
pequena porção do não-metal em um cadinho e o aqueça ao rubro em bico de bunsen. 
Ao final da reação coloque o cadinho sobre uma tela de amianto dentro da cabela, 
espere esfriar e acrescente água destilada ao cadinho. Verifique o valor do pH. 
Ao realizar este experimento deve-se ter cuidado durante o aquecimento do cadinho na 
chama, para evitar a quebra do mesmo. Cabe lembrar que o elemento fósforo solta 
fagulhas durante a reação. Deve-se tomar o máximo de cuidado para evitar 
queimaduras. 
 
a) P(branco) + O2 → 
b) P(vermelho) + O2 → 
 
 
 
 
 
Neutralize a solução do cadinho e descarte na pia. 
 
 
2.0 REAÇÃO DE COMBUSTÃO DO FÓSFORO BRANCO: (Experi mento 
Demonstrativo) 
 
 A vidraria a ser utilizada será montada conforme o desenho da figura abaixo: 
 
 
 
 
 Coloque peróxido de hidrogênio (H2O2) a 3% no funil de adição (1) e MnO2 no 
balão. Adicione cerca de 0,1 g de fósforo branco (P4) no balão de número 2. No 
kitasato (4) adicione 50 mL de água destilada e 3 gotas de vermelho de metila a 0,1%. 
Adicione gota a gota o H2O2 sobre o dióxido de manganês sólido e observe a liberação 
de O2. Interrompa a adição de H2O2 e aqueça o balão com o fósforo (2) de forma lenta 
e moderada. Observe o que acontece nos frascos 2, 3 e 4. 
 
1 
2 
3 
4 
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Questões sobre a prática: 
 
1 – Qual é o gásque se desprende na reação entre o fósforo branco e o oxigênio e que 
é visualizado no frasco de número 3? Descreva o que acontece e equacione as 
reações. 
 
2 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
35 
ESTUDO DO CARBONO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Comente a ocorrência do carbono na crosta terrestre e na atmosfera. 
2. Sobre as formas alotrópicas do carbono (grafite, diamante e fulereno): 
a) Apresente as propriedades químicas. 
b) Descreva a estrutura e relacione com suas propriedades físicas. 
c) Descreva o método de obtenção. 
d) O que são compostos de intercalação? 
3. Sobre os óxidos de carbono (CO e CO2): 
a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares para cada um dos compostos. 
b) Descreva as propriedades químicas e físicas destes compostos. 
c) Descreva a ligação de CO com metais. 
d) Qual é o efeito tóxico do CO? 
e) Explique o efeito estufa. 
4. Sobre os carbonatos (CO3
-2): 
a) Descreva a sua estrutura. 
b) Explique a variação da solubilidade e da estabilidade térmica dos carbonatos 
alcalinos e alcalinos terrosos baseado na estrutura do ânion carbonato e na capacidade 
de polarização dos cátions. 
c) Apresente a reação geral de decomposição térmica dos carbonatos. 
5. Sobre os carbetos: 
a) Apresente a definição geral. 
b) Os carbetos dividem-se em iônicos, metálicos, metalóides e moleculares. Explique a 
ligação química em cada um deles, apresente exemplos e aplicações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36 
TABELA DE VALORES DE Kps (Constante do Produto de S olubilidade) 
 
 
Valores de Kps de alguns carbonatos dos grupos 1 e 2: 
 
Carbonato de Lítio (Li2CO3) 8.2×10
-4 
 
(*) Carbonato de Magnésio(MgCO3) 3.5×10
-8 
 
(*) Carbonato de Cálcio (CaCO3 – calcita - romboédrico) 4.5×10
-9 
 
(*) Carbonato de Cálcio (CaCO3 – aragonita - ortorrômbico) 6.0×10
-9 
 
(*) Carbonato de Estrôncio(SrCO3) 9.3×10
-10 
 
(*) Carbonato de Bário (BaCO3) 5.0×10
-9 
 
 
(*) Dados retirados de Daniel C. Harris,Quantitative Chemical Analysis, 5 ed. New York, 
W.H. Freeman,1999, Appendix F, AP12. 
 
 
 
37 
AULA PRÁTICA: 
 
1.0 OBTENÇÃO E REAÇÕES DO CO 2: 
 
1.1 Coloque aproximadamente 2 g de calcário em um tubo de desprendimento de 
gases. Adicione 5 mL de HCl 6 mol.L-1. Feche o tubo e borbulhe o gás que se 
desprende nas soluções abaixo. Observe e anote o valor do pH no primeiro tubo. 
 
a) 5 mL de água destilada 
b) 5 mL de Ca(OH)2 0,05 mol.L
-1 
c) 5 mL de Ba(OH)2 
 0,05 mol.L-1 
d) 5 mL de NaOH 0,1 mol.L-1 
 
 
 
 
 
Descarte o conteúdo dos tubos a, b e d na pia. 
O resíduo do tubo c deve ser descartado no frasco d e resíduos de 
bário. 
 
 
2.0 SOLUBILIDADE DOS CARBONATOS DOS GRUPOS 1 E 2: 
 
2.1 Adicione 1 mL de água destilada a cerca de 10 mg de cada um dos carbonatos 
listados abaixo. Agite e observe. Acrescente mais 1 mL de água destilada. Agite, 
observe e anote. Verifique o pH em cada tubo. Complete o quadro abaixo: 
 
Carbonato pH solubilidade em água 
Carbonato de lítio 
Carbonato de sódio 
Carbonato de potássio 
Carbonato de magnésio 
Carbonato de cálcio 
Carbonato de bário 
Carbonato de estrôncio 
 
 
 
 
 
 
Os tubos contendo carbonato de bário e de estrôncio devem ser 
descartados em frascos apropriados fornecidos pelo laboratório. O 
conteúdo dos outros tubos pode ser descartado na pi a. 
 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Quais as reações químicas envolvidas em cada tubo de ensaio no ítem 1.0? 
 
2 – Qual o pH no primeiro tubo? Explique. 
 
3 – Explique os valores de pH obtidos no ítem 2. 
 
4 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
 
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ESTUDO DO SÍLICIO 
 
QUESTÕES DE ESTUDO: 
 
1. Comente a ocorrência do silício na crosta terrestre. 
2. Sobre o silício elementar: 
a) Apresente as propriedades químicas. 
b) Descreva a estrutura. 
c) Descreva o método de obtenção. 
d) Descreva suas propriedades elétricas. 
3. Sobre a sílica (SiO2): 
a) Descreva as suas formas cristalinas 
b) Apresente as propriedades químicas. 
4. Sobre os silicatos: 
a) Qual a unidade fundamental? 
b) Quais os tipos de silicatos? 
c) Apresente as propriedades químicas. 
5. Sobre os silicones: 
a) Obtenção. 
b) Qual a unidade monomérica básica? 
c) Apresente as propriedades químicas. 
d) Relacione a estrutura com as suas propriedades físicas. 
6. Sobre os silanos: 
a) Definição e como podem ser obtidos? 
b) Quais as suas principais propriedades? 
c) Explique as principais diferenças na reatividade dos silanos e dos organossilanos e 
dos compostos análogos de carbono. 
 
 
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AULA PRÁTICA: 
 
1.0 PREPARAÇÃO DE SÍLICA GEL PARA DESSECADOR: 
 
1.1 Em um becker de 250 mL, misture 4 mL de uma solução aquosa de silicato de 
sódio (Na2SiO3 - 20% v/v) com 4 mL de solução de sais de cobalto (resíduos de 
cobalto) e adicione em seguida, 4 mL de ácido clorídrico concentrado. Agite bem e 
deixe descansar por 10 a 20 min. Seque o gel em chapa de aquecimento, mexendo de 
vez em quando. 
 
 
 
O produto final seco deve ser descartado no frasco de resíduos de 
sílica com cobalto. 
 
2.0 PREPARAÇÃO DE GEL DE ÁCIDO SILÍCICO: 
 
2.1 Em um tubo de ensaio, adicione 2 mL de uma solução aquosa de silicato de 
sódio (Na2SiO3 - 20% v/v) a 2 mL de ácido clorídrico concentrado. Agite bem e 
deixe descansar por 10 a 20 min. 
 
 
 
Reflita sobre o pH e sobre o procedimento de descar te adequado. 
 
3.0 PROPRIEDADES ADSORVENTES DA SÍLICA-GEL: 
 
3.1 Dissolva, em um tubo de ensaio, uma pequena porção (ponta de espátula) de 
sulfato amoniacal de cobre ([Cu(NH3)4]SO4·H2O) em 10 mL de água destilada. 
Acrescente uma colher de sílica-gel e agite a mistura durante 2 a 3 minutos. Decante a 
solução e observe a mudança de coloração da mesma. Adicione 4 mL de ácido 
clorídrico diluído à sílica-gel e agite vigorosamente. Descreva o que se observa. 
 
 
 
 
Filtre a mistura para separar a sílica. Descarte a solução no frasco 
de resíduos de cobre 
 
Questões sobre a prática: 
 
1 – Descreva o que foi observado no ítem 1.0? Qual a finalidade dos sais de cobalto? 
Explique as mudanças de cor observadas no material antes e depois do aquecimento. 
 
2 – Descreva o que foi observado no ítem 2.0. Sugira uma maneira de limpar o becker. 
 
3 – Consultar as fichas MSDS correspondentes aos reagentes utilizados nesta prática. 
 
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 
1. Comparison of Thermochromic Equilibria of Co(ll) and Ni(ll) Complexes, Lavabre, D., 
Micheau, J. C., Levy, G. J. Chem. Educ, Volume 65, Number 3, March 1988 p. 274 
(http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed065p274) 
2. The Sol-Gel Preparation of Silica Gels, Buckley, A. M., Greenblatt, M., J. Chem. 
Educ., 1994, Volume 71 Number 7, p. 599 
(http://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed071p599). 
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