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Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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Manual de Práticas 
 
Química Inorgânica Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. MSc. Ricardo Douglas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sobral - 2023 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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DISCIPLINA QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I - QINE1435/BQINE1435 
 
 
CURSO: QUÍMICA – LICENCIATURA/BACHARELADO 
DISCIPLINA: Química Inorgânica Experimental I 
CARGA HORÁRIA: 40 H 
Horário: Sexta-Feira 
Prof. MSc. Ricardo Douglas 
 
EMENTA: Preparação, identificação, obtenção e caracterização dos elementos dos blocos “s”, “p” e “d” e dos seus 
principais compostos, enfatizando a estrutura molecular. Preparações inorgânicas básicas e sua caracterização. 
 
• Referências Básicas 
1. LEE, J. D., Química Inorgânica não tão Concisa, 5a Ed., Editora Edgard Blücher, 1999. 
2. SHRIVER, D. F., ATKINS, P. W.,Química Inorgânica, 4a Ed., Editora Bookman, 2008. 
3. GRAY, T., Os Elementos: Uma exploração visual dos átomos conhecidos no universo, 1a Ed., Editora Edgard 
Blücher, 2011 
4. FARIAS, R. F., Práticas de Química Inorgânica, 3a Ed., Editora Átomo, 2010. 
 
• Referências Complementares 
1. BROWN, L. S., HOLME, T. A., Química geral aplicada à engenharia, 1a Ed., Editora Cengage Learning, 2009. 
2. RUSSELL, J. B., Química geral, 2a Ed., Editora Makron Books, 1994. vol1. 
3. RUSSELL, J. B., Química geral, 2a Ed., Editora Makron Books, 1994. vol1. 
4. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P., Química & reações químicas, 6a Ed., Editora Cengage Learning, 2009. vol 1. 
5. KOTZ, J. C.; TREICHEL, P., Química & reações químicas, 6a Ed., Editora Cengage Learning, 2009. vol 2. 
 
1. Introdução 
 
1.1 Atividades Experimentais no Ensino de Química 
 A Química evoluiu/Evolui a partir da realidade concreta dos fenômenos observados, 
sejam eles naturais ou provocados pelo homem, mas também evolui a partir da criatividade e da razão 
humana. Sendo a experimentação uma das ferramentas importantes no decorrer do processo de ensino 
da química. 
A experimentação tem como objetivo principal a motivação dos discentes bem como a 
comprovação de teorias pouco contribui para a aprendizagem dos estudantes quando mal-empregada 
(GIL-PÉREZ; VALDÉS-CASTRO, 1996; HODSON, 1994). A experimentação nas aulas de Química 
deve possuir função pedagógica, ou seja, ela presta-se a aprendizagem da Química de maneira ampla, 
envolvendo a formação de conceitos, a aquisição de habilidades de pensamento, a compreensão do 
trabalho científico, aplicação dos saberes práticos e teóricos na compreensão, controle e previsão dos 
fenômenos físicos e o desenvolvimento da capacidade de argumentação científica do discentes 
(Souza,F. L et al, 2013). 
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Uma outra finalidade é a de levar o estudante a dar seus primeiros passos no método científico, 
um método baseado em princípios simples de lógica, e que tem se mostrado muito eficiente nos 
últimos séculos, resultando no extraordinário desenvolvimento da ciência que temos nos dias de hoje. 
1.2 Segurança no Laboratório 
 Todo laboratório químico é potencialmente palco de acidentes, a maioria de pequena 
importância, porém alguns de graves consequências. Estes assim chamados "acidentes" não acontecem 
por acaso, geralmente são consequência de imperícia, negligência, desatenção ou falta de 
conhecimento do trabalho que se vai realizar. A seguir são apresentadas algumas regras de segurança 
para a realização do trabalho de laboratório 
• Seguir rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor. 
• Nunca trabalhar sozinho no laboratório. 
• Não’ brincar no laboratório. 
• Em caso de acidente, procurar imediatamente o professor, mesmo que não haja danos pessoais 
ou materiais. 
• Encarar todos os produtos químicos como venenos em potencial, enquanto não verificar sua 
inocuidade, consultando a literatura especializada. 
• Não fumar no laboratório. 
• Não beber nem comer no laboratório. 
• Usar jaleco apropriado. 
• Não usar “shorts”. 
• Não colocar sobre a bancada de laboratório bolsas, agasalhos ou qualquer material 
estranho ao trabalho que estiver realizando. 
• Realize todo o trabalho com substâncias voláteis na capela. 
• Trabalhe longe de chamas quando manusear substâncias inflamáveis. 
• Quando aquecer soluções num tubo de ensaio segure-o sempre com a abertura dirigida para 
longe de você ou seus vizinhos no local de trabalho. 
• Sempre coloque os resíduos de metais, sais e solventes orgânicos nos recipientes adequados. 
• Use os óculos protetores de olhos, sempre que estiver no laboratório. 
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• Use sempre guarda-pó, de algodão com mangas compridas. 
• Não fume, não coma ou beba no laboratório. 
• Evite trabalhar sozinho, e fora das horas de trabalho convencionais. 
• Não jogue material insolúvel nas pias (sílica, carvão ativo, etc). Use um frasco de resíduo 
apropriado. 
• Não jogue resíduos de solventes nas pias. Resíduos de reações devem ser antes inativados, 
depois armazenados em frascos adequados. 
• Não entre em locais de acidentes sem uma máscara contra gases. 
• Nunca jogue no lixo restos de reações. 
• Realize os trabalhos dentro de capelas ou locais bem ventilados. 
• Em caso de acidente (por contato ou ingestão de produtos químicos) procure o médico 
indicando o produto utilizado. 
• Se atingir os olhos, abrir bem as pálpebras e lavar com bastante água. Atingindo outras 
partes do corpo, retirar a roupa impregnada e lavar a pele com bastante água. 
• Não trabalhar com material imperfeito, principalmente o de vidro que contenha pontas ou 
arestas cortantes. 
• Fechar com cuidado as torneiras de gás, evitando o seu escapamento. 
• Não deixar vidro quente em lugares onde possam pegá-los indevidamente. 
• Não aquecer tubos de ensaio com a boca virada para si ou para outra pessoa. 
• Não aquecer reagentes em sistema fechado. 
• Não provar ou ingerir drogas ou reagentes de laboratório. 
• Não aspirar gases ou vapores. 
• Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido. 
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2. ACIDENTES MAIS COMUNS EM LABORATÓRIOS E PRIMEIROS SOCORROS 
 
2.1 QUEIMADURAS 
Superficiais: quando atingem algumas camadas da 
pele. Profundas: quando há destruição total da pele. 
 
a) Queimaduras térmicas - causadas por calor seco (chama e objetos aquecidos) 
1) Tratamento para queimaduras leves - pomada picrato de butesina, paraqueimol, furacim 
solução, etc. 
2) Tratamento para queimaduras graves - elas devem ser cobertas com gaze esterilizada 
umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 1%, ou soro fisiológico, 
encaminhar logo à assistência médica. 
 
b) Queimaduras químicas - causadas por ácidos, álcalis, fenol, etc. 
1) Por ácidos: lavar imediatamente o local com água em abundância. Em seguida, lavar 
com solução de bicarbonato de sódio a 1% e, novamente com água. 
2) Por álcalis: lavar a região atingida imediatamente com água. Tratar com solução de 
ácido acético a 1% e, novamente com água. 
3) Por fenol: lavar com álcool absoluto e, depois com sabão e água. 
ATENÇAO: Não retire corpos estranhos ou graxas das lesões - Não fure as bolhas 
existentes. Não toque com as mãos a área atingida. - Procure um médico com brevidade. 
 
c) Queimaduras nos olhos 
Lavar os olhos com água em abundância ou, se possível, com soro fisiológico, 
durante vários minutos, e em seguida aplicar gazes esterilizada embebida com soro 
fisiológico, mantendo a compressa, até consulta a um médico. 
 
2.2 ENVENENAMENTO POR VIA ORAL 
A droga não chegou a ser engolida. Deve-se cuspir imediatamentee lavar a boca 
com muita água. Levar o acidentado para respirar ar puro. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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A droga chegou a ser engolida. Deve-se chamar um médico imediatamente. Dar por 
via oral um antídoto, de acordo com a natureza do veneno. 
 
2.2.1 INTOXICAÇÃO POR VIA RESPIRATÓRIA 
Retirar o acidentado para um ambiente arejado, deixando-o 
descansar. Dar água fresca. Se recomendado, dar o antídoto 
adequado. 
 
ATENÇÃO: "A CALMA E O BOM SENSO DO QUÍMICO SÃO AS 
MELHORES PROTEÇÕES CONTRA ACIDENTES NO 
LABORATÓRIO". 
3. ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO 
 
Um texto científico deve conter no mínimo as seguintes partes: INTRODUÇÃO, 
DESENVOLVIMENTO e CONCLUSÃO. O relato por escrito, de forma ordenada e 
minuciosa daquilo que se observou no laboratório durante o experimento é denominado 
RELATÓRIO. Tratando-se de um relatório de uma disciplina experimental aconselha-se 
compô-lo de forma a conter os seguintes tópicos: 
 
CAPA. 
 
• RESUMO: um texto em torno de 10 linhas, resumindo o experimento efetuado, os 
resultados obtidos e as conclusões a que se chegou, ou seja, deve possuir introdução, 
objetivos, metodologia, resultados e discussão e conclusão. 
• INTRODUÇÃO: um texto, apresentando a relevância do experimento, um resumo da 
teoria em que ele se baseia. 
• OBJETIVOS: a que se pretende chegar. 
 
• PARTE EXPERIMENTAL: um texto, descrevendo a metodologia empregada para a 
realização do experimento. Geralmente é subdividido em duas partes: Materiais e 
Reagentes: um texto, apresentando a lista de materiais e reagentes utilizados no 
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experimento, especificando o fabricante e o modelo de cada equipamento, assim como a 
procedência e o grau de pureza dos reagentes utilizados; Procedimento: um texto, 
descrevendo de forma detalhada e ordenada as etapas necessárias à realização do 
experimento. 
• RESULTADOS E DISCUSSÃO: um texto, apresentando resultados na forma de dados 
coletados em laboratório e outros resultados, que possam ser calculados a partir dos 
dados. Todos os resultados devem ser apresentados na forma de tabelas, gráficos, 
esquemas, diagramas, imagens fotográficas ou outras figuras. A seguir, apresenta-se uma 
discussão concisa e objetiva dos resultados, a partir das teorias e conhecimentos 
científicos prévios sobre o assunto, de modo a se chegar a conclusões. 
 
• CONCLUSÃO: um texto, apresentando uma síntese sobre as conclusões alcançadas. Enumeram-
se os resultados mais significativos do trabalho. Não se deve apresentar nenhuma conclusão que 
não seja fruto da discussão. 
 
REFERÊNCIAS: Livros, artigos científicos e documentos citados no relatório devem ser 
indicados a cada vez que forem utilizados. Recomenda-se a formatação das referências segundo 
norma da Associação Brasileira de Normas Técnicas (ABNT). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA 01 - REAÇÕES QUÍMICAS 
Objetivos 
 
✓ Utilizar evidências experimentais para concluir sobre ocorrência de uma reação química. 
✓ Reconhecer tipos de precipitado. 
✓ Classificar reações químicas. 
✓ Representar uma reação através de uma equação química. 
 
Fundamentação teórica sobre reações químicas 
O termo reação químico refere-se ao reagrupamento dos átomos entre as substâncias de um 
dado sistema. Ela é representada esquematicamente por uma equação química, que dá informações 
quantitativas e qualitativas. 
A equação escrita deve fornecer a descrição da reação que ocorre, quando os reagentes são 
misturados. Para escrever uma reação química, é necessário conhecer a fórmula dos reagentes 
(substâncias que estão à esquerda) e dos produtos (substâncias que estão à direita). Para se chegar a tal 
Informação é preciso observar o curso da reação tentando identificar os produtos através de observação 
e/ou análise química. 
Em primeiro lugar deve-se deduzir se houve uma reação química ao colocar em contato duas 
ou mais substâncias. Obtêm-se evidência de reação química no laboratório quando aparecem 
diferenças perceptíveis e significativas entre o estado inicial e o estado final, estados estes que 
correspondem respectivamente aos reagentes antes de serem colocados em contato e o que resulta 
após. É possível utilizar critérios quantitativos e qualitativos para detectar esta mudança. Critérios 
qualitativos são baseados em observações macroscópicas utilizando os órgãos dos sentidos (exceto 
pelo paladar): 
1) Formação de produtos gasosos – os produtos gasosos são identificados por um 
borbulhamento em solução. 
2) Formação de precipitado – um produto sólido insolúvel que se forme quando a 
quantidade de um dos produtos formados durante a reação excede sua solubilidade no solvente. Um sal 
é considerado solúvel se sua solubilidade é maior que 1g/100 mL e insolúvel quando a solubilidade é 
menor que 0,1 g/100 mL. Casos intermediários são considerados pouco solúveis. 
3) Mudança de cor - aquelas não resultantes de diluição ou simples combinação de cores, 
mas sim da formação de uma nova substância. 
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4) Mudança de odor - devido a formação de um produto ou consumo de um reagente que 
tenha odor característico. 
5)Transferência de energia - muitas reações químicas vêm acompanhadas de mudança de 
temperatura. Se a temperatura da mistura de uma reação aumenta, calor está sendo liberado e a reação 
é dita exotérmica. Se a temperatura decresce durante e reação, calor está sendo absorvido e a reação é 
endotérmica. 
Entre os efeitos que indicam claramente a ocorrência de uma reação química, um dos mais 
marcantes é o da formação de um precipitado. Reação de precipitação é um tipo comum de 
experimento envolvendo íons que reagem para formar sólidos pouco solúveis. Muitas substâncias 
químicas, tipo sais, podem ser facilmente dissolvidos em água. Uma vez dissolvido, o sal está 
completamente ionizado. 
NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) 
Em uma mesma solução, quando dois ou mais estão dissolvidos, seus íons positivos e negativos 
estão livres para interagir. A interação eletrostaticamente mais favorável prevalece. Desta nova 
associação poderá surgir um precipitado. Exemplo: 
 
AgNO3(s) + KCI(s) → Ag+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + Cl-(aq) → AgCl(s)+ K+(aq)+NO3- (aq) 
 
A formação do precipitado de AgCl indicado pela seta implica, portanto, na retirada de íons 
Ag+ e Cl- da solução. Os tipos de precipitado variam de acordo com o tamanho e forma das partículas 
produzidas. 
Existem os seguintes tipos de precipitados: 
a) Cristalino - o precipitado é reconhecido pela presença de muitas partículas pequenas de 
formato regular tendo superfície Iisa. Os cristais de um precipitado cristalino assemelham-se aos 
cristais do sal de cozinha ou açúcar. É o mais desejável dos precipitados, uma vez que sedimenta-se 
rapidamente e é fácil de filtrar, porém, de modo geral, sua obtenção depende das condições ideais. 
b) Granular - consiste em pequenos e discretos grãos que se sedimentam com facilidade. Um 
precipitado granular parece com café moído (não em pó). As pequenas partículas de forma irregular 
podem ser facilmente distinguidas ainda que não tenham a forma regular do precipitado cristalino. 
c) Finamente Dividido - formado por partículas extremamente pequenas. As partículas 
individuais são invisíveis a olho nu. A aparência de farinha de trigo é descritiva deste exemplo. Este 
precipitado é difícil de trabalhar, pois devido ao tamanho das partículas, estas levam um tempo muito 
longo para sedimentar. 
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d) Coloidal tipo Gelatinoso - é aquele que forma uma massa compacta com aspecto de 
gelatina. É difícil de trabalhar, pois na manipulação enclausura impurezas de forma a tornar a sualavagem impossível. 
e) Coloidal Finalmente dividido - é o exemplo extremo de precipitado finamente dividido. 
As Partículas são tão pequenas que dificilmente sedimentam e atravessam até os poros de um filtro. 
A constatação visual de um precipitado deve levar em conta os aspectos descritos acima. Há, 
portanto, precipitados que tornam a solução opaca sem que haja necessariamente depósito de sólido no 
fundo do recipiente. 
A falta de transparência de uma solução tem duas origens principais: presença de partículas 
sólidas em suspensão que impedem a passagem da luz ou elevada concentração de substâncias de cor 
escura, o que resulta na completa absorção da luz. 
Outro item a ser descrito com cuidado é aquele referente a mudança de cor. Se a nova cor 
observada é resultado de uma combinação das cores dos reagentes, não podemos afirmar que houve 
uma reação química. O resultado aqui não é conclusivo. O teste só é conclusivo (na ausência de outros 
indícios, como formação de precipitado ou mudança de temperatura) quando a nova cor observada é 
inesperada, isto é, não pode resultar da combinação das cores dos reagentes. 
Uma vez estabelecido que houve reação química, podemos partir para uma classificação 
baseada em características no seu transcurso: 
a) Reação de combinação - é aquela que tem como produto uma substância mais complexa 
formada pela união de duas ou mais substâncias (simples ou composta). É também denominada de 
reação de síntese ou de adição quando pelo menos uma das substâncias reagentes é composta: 
C(s) + O2(g) → CO2(g) 
CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) 
b) Reação de Decomposição – nessa um reagente dá origem a duas ou mais substâncias 
distintas, e pode ser chamada de reação de análise. 
Ca(OH)2(s) → CaO (s) + H2O(l) 
Algumas reações de análise recebem nomes específicos como: 
Pirólise - decomposição através do calor 
CaCO3(s) → CaO (s) + CO2(g) 
EIetrólise - decomposição pela passagem de corrente elétrica. 
2 Al2O3(l) → 4Al(s) + 3O2(g) 
c) Reação de deslocamento - aqui ocorre uma substituição de átomo(s) entre as substâncias, 
é também chamada de reação de substituição ou troca. 
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1 – Simples Troca - quando um elemento constituinte de um composto é constituído por outro 
elemento. 
Pb(s) + CuSO4(aq) → PbSO4(aq) + Cu(s) 
2 – Dupla Troca - quando duas substâncias permutam entre si dois elementos: 
CaCl2(aq) + H2C2O4(aq) – CaC2O4(s) + 2HCI(aq) 
d) Reação de Precipitação - é aquela em que, mesmo realizado em presença de reagente 
líquido ou em solução, ocorre a formação de um material sólido insolúvel no meio. 
 
Pb(NO3)2(aq) + Na2CrO4(aq) – PbCrO4(s) + 2NaNO3(aq) 
 e) Reação de neutralização - é aquela que ocorre entre um ácido e uma base, formando sal e 
água e é também uma reação de dupla troca. 
Ca(OH)2(s) + 2HCI (aq) → CaCl2(aq) + 2H2O(l) 
f) Reação de óxido - redução - quando ocorre uma variação no estado de oxidação de alguns 
elementos que compõem os reagentes e produtos. 
2NaCl(s) + 2H2O(l) → 2NaOH (aq) + H2(g) + Cl2(g) 
g) Reação de polimerização - consiste na transformação de uma dada substância 
(monômero) numa outra de massa molar múltipla da primeira (polímero). Um polímero contém 
cadeias monoméricas de várias centenas de unidades moleculares. 
2NO2(g) → N2O4(g) 
• Diferencie mudança física de mudança química. 
• O que é precipitado? Que observações indicam a formação de um precipitado? 
• Toda mudança de cor que ocorre quando duas substâncias são misturadas implica 
necessariamente em uma reação química? 
• Ao reagir um sólido com uma solução, diferencie precipitado de excesso de reagente. 
 
Procedimento Experimental 
➢ Use somente 1 mL de cada reagente e anote seus resultados. 
EXPERIMENTO 1 – Mudança de cor 
✓ Misture em um tubo de ensaio as soluções 0,2 mol/L de CuSO4 e 0,1 mol/L de FeCl3. Observe 
bem os reagentes antes de serem colocados em contato e o que resulta após. Conserve uma 
anotação de todas as suas observações. 
✓ Em outro tubo de ensaio, realize o mesmo teste agora com os reagentes KI 0,1 mol/L e 
Pb(NO3)2 0,1 mol/L. Observar e anotar o que acontece. 
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✓ Em um terceiro tubo de ensaio, repita o procedimento com CuSO4 0,2 mol/L e NH4OH 3 
mol/L.Observar e anotar o que acontece. 
 
EXPERIMENTO 2 – Tipos de precipitado 
✓ Misture em um tubo de ensaio as seguintes soluções: 
✓ HCl 1 mol/L + AgNO3 0,1 mol/L 
✓ BaCl2 0,1 mol/L + H2SO4 1 mol/L 
✓ CaCl2 1 mol/L + NaOH 3 mol/L 
✓ K2Cr2O7 0,1 mol/L + BaCl2 1 mol/L 
✓ AlCl3 0,1 mol/L + NaOH 3 mol/L 
✓ Na2S2O3 5% + H2SO4 1 mol/L 
 
EXPERIMENTO 3 – Tipos de reações químicas 
✓ Misture em um tubo de ensaio os seguintes sistemas: 
✓ NaHCO3 (s) + HCl 1 mol/L 
✓ Prego de ferro + CuSO4 1 mol/L 
✓ H2SO4 2 mol/L + NaOH 3 mol/L 
✓ NaCl (sólido) + H2SO4 (concentrado) 
 
• Discuta os resultados obtidos nos experimentos 1 ao 3. 
• No item 1 de procedimento experimental, discuta as evidências observadas nos três sistemas e 
conclua sobre ocorrência de reação química. 
• Identifique os tipos de precipitado observados no item 2, explicando claramente que evidências 
experimentais contribuíram para esta classificação. 
• Complete as reações do item 3 do procedimento experimental e enquadre-os de acordo com a 
classificação apresentada na introdução teórica. 
 
 
 
 
 
 
 
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PRÁTICA 02 – HIDROGÊNIO 
 
Objetivos 
✓ Obtenção de hidrogênio por vários processos. 
✓ Verificar propriedades físicas do hidrogênio. 
✓ Analisar a reatividade do hidrogênio. 
✓ Observar a cinética da reação de diferentes ácidos com um mesmo metal reativo. 
✓ Estudar a série eletroquímica. 
 
Introdução 
O hidrogênio por apresentar características únicas, é posicionado fora de qualquer grupo da 
tabela periódica, ele possui a estrutura atômica mais simples entre todos os elementos, apresentando 
seu único elétron uma configuração eletrônica 1s1. O hidrogênio é bastante reativo, podendo alcançar a 
estabilidade formando ligações covalentes com outros átomos, perdendo seu elétron para formar H+ 
(H3O
+ ou H(H2O)
+) ou ainda adquirindo um elétron para formar H−. Embora sua configuração 
eletrônica assemelhe-se à dos elementos do grupo 1 (metais alcalinos), que possuem um elétron no 
nível mais externo, o hidrogênio tem maior tendência a compartilhar este elétron do que perde-lo, 
como ocorre com os metais alcalinos ao reagirem. O hidrogênio é o mais leve dos elementos naturais e 
um dos elementos mais abundantes do planeta, apesar da quantidade de H2 na atmosfera terrestre ser 
muito pequena. Na sua forma estável, ele existe sob a forma de molécula diatômica, H2, que é a mais 
leve de todas as moléculas (possui, portanto, baixa densidade). Os dois átomos encontram-se unidos 
por uma ligação covalente muito forte (energia de ligação 435,9 kJ.mol-1). 
Como só existe em quantidades mínimas na natureza, o hidrogênio deve ser preparado por 
reações químicas dos compostos que o contenham como água, alguns ácidos, algumas bases, além dos 
hidrocarbonetos. Para a preparação de hidrogênio a partir de ácidos em laboratório, inicialmente requer 
a escolha correta dos ácidos, onde os mais convenientes são os ácidos não oxidantes como o H2SO4 
diluído e o HCI diluído ou concentrado, que reagem rápida e calmamente com muitos metais sem 
oxidar o hidrogênio formado. A escolha do metal é importante e deve-se levar em consideração a 
relação de eletropositividade do metal (Série Eletromotriz dos metais), onde a eletropositividade dos 
metais deve ser inversamente proporcional a concentração do ácido. Para a preparação de hidrogênio a 
partir de bases, ou seja, soluções aquosas de bases fortes (bases de metais alcalinos), apenas os metais 
como zinco, alumínio e estanho reagem produzindo hidrogênio gasoso, H2 e hidroxo-complexodo 
metal. 
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Em muitos casos o hidrogênio que se produz é capaz de realizar reações que não ocorrem com 
o hidrogênio molecular e se deve a capacidade especial de reação do estado nascente. Seu fundamento 
se baseia no fato de que o hidrogênio que reage se encontra em estado atômico, ativado, rico em 
energia. Assim se observa, por exemplo, que o hidrogênio que se desprende na reação do zinco com 
ácidos, pode reduzir cromatos e permanganatos. 
 
Material e Reagente 
Béquer cap. 50ml 
Béquer cap. 100ml 
Cápsulas de porcelana 
Pipetas diversas 
Provetas, cap. 10 e 25ml 
Tubos de ensaio 
Vidros de relógio 
Bico de Bunsen 
Espátula de aço com cabo de madeira 
Estante de madeira para tubos de ensaio 
Papel de filtro 
Papel de pH 
Metais: sódio, magnésio, alumínio, zinco, cobre. 
Ácidos: HCl e H2SO4 diluído e concentrado. 
Base: NaOH. 
Sais: CuSO4, ZnSO4 e cloreto de ferro (III). 
Indicador fenolftaleína. 
 
Procedimento 
 
Preparação de hidrogênio (propriedades) 
1- A partir de ácidos: 
1.1. Colocar em um tubo de ensaio grande, Al ou Zn e 5ml de solução concentrada de HCl. Observar o 
desprendimento de H2 e verificar propriedades como: cor, odor, e combustibilidade. Para examinar a 
pureza do gás desprendido, utilizar um palito de fósforo aceso e aproximá-lo da abertura do tubo, 
quando notará uma pequena explosão. Repetir o teste até não ocorrer mais o estampido. Então, acender 
o H2 que sai. (CUIDADO!) 
 
2- A partir da reação de metais muito reativos, com a água: 
2.1. Colocar em uma cápsula de porcelana, 10 ml de água destilada e 2 gotas de indicador 
fenolftaleína. Em seguida adicionar um pequeno pedaço de sódio metálico. Observar o desprendimento 
de hidrogênio. 
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3- A partir de bases fortes, concentradas 
3.1. Colocar em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Al ou Zn o e 5ml de solução de NaOH 
6N. Aquecer e observar o desprendimento de H2. 
 
4- Reatividades dos ácidos: 
4.1. Em quatro tubos de ensaio, adicione 3 mL de HCl 1 M ao primeiro tubo, no segundo tubo 3 mL de 
H2SO4 1 M, ao terceiro tubo 3 mL de H3PO4 1 M e ao quarto tubo, 3 mL de CH3COOH 1 M. Coloque 
em cada tubo, uma amostra de Mg metálico. Feche o tubo com o dedo polegar durante a reação por 
aproximadamente 2 minutos. Ao final aproxime um palito de fósforo em chama, enquanto o gás 
escapa. Observe o ocorrido. 
 
5- Estudo da série eletroquímica 
* Marcar 4 tubos de ensaio. Realizar os testes abaixo usando sempre pequena quantidade do metal 
indicado e 3 ml de solução. 
Tubo 01: Cu + HClconc → 
Tubo 02: Zn + H2SO4conc → 
Tubo 03: Zn + CuSO4 1M → 
Tubo 04: Cu + ZnSO4 1M→ 
 
6- Diferenciação do hidrogênio atômico “nascente”, H, e o H2. (Demonstrativa) 
6.1. Colocar num tubo de ensaio 15 ml de solução de ácido sulfúrico 2M e adicionar 5 gotas de 
solução diluído de permanganato de potássio. 
6.2. Agitar a solução e dividi-la em três tubos de ensaio: 
Tubo 1 – adicionar o zinco. 
Tubo 2 – borbulhar o H2 produzido na Parte II 
Tubo 3 – padrão 
6.3. Observar e anotar os resultados. 
 
Pós-Laboratório 
1) Escrever as equações das reações químicas. 
2) Qual dos metais apresentou maior reatividade com a água? 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
16 
 
 
3) Por que o pequeno glóbulo de Na deslizou na superfície da água? 
4) Por que devemos testar a pureza do hidrogênio antes de acendê-lo? 
5) Quais as propriedades físicas do H2 evidenciadas nessa experiência? 
6) Escrever a reação ocorrida entre o zinco metálico e o ácido clorídrico. 
7) O H2 só pode ser obtido na reação entre o zinco e o HCl? Justifique a resposta. 
8) O hidrogênio é um combustível ou comburente? Defina os termos combustível e comburente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
17 
 
 
PRÁTICA 03 – METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS 
 
Objetivos 
✓ Observar a reatividade do Sódio e Magnésio frente a metais, ametais, água, álcool etílico, ácidos e 
sais; 
✓ Identificar as propriedades dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos 
✓ Observar a solubilidade dos sais de metais alcalinos terrosos. 
✓ Observar a identificação dos elementos alcalinos por meio do Teste de Chama. 
 
Introdução 
Na técnica, o que se entende por metais, são substâncias que estão dotadas de um brilho dito 
“metálico”, mais ou menos próprio de todos os metais, além da plasticidade, caracteres que nos 
possibilitam estabelecer facilmente a diferença entre os metais e os não - metais. São também bons 
condutores de calor e de eletricidade. As propriedades físicas mais importantes dos metais são as do 
tipo geral consideradas em qualquer substância, tais como: cor, brilho, densidade, ponto de fusão, 
ponto de ebulição, dureza, ductilidade, maleabilidade, etc. Os elementos do Grupo 1 possuem uma 
química bastante homogênea, mostrando de modo bem claro os efeitos do tamanho crescente dos 
átomos em suas propriedades físicas e químicas. Por terem bastantes semelhanças possuem talvez a 
química menos descomplicada de toda a tabela periódica. Todos os metais do grupo 1 formam cátions 
monovalentes e são bons condutores de eletricidade, moles e muito reativos. Isso pode se justificar por 
possuírem na camada de valência em elétron fracamente ligado ao átomo, formando assim compostos 
iônicos. Seus hidróxidos são bases muito fortes. 
No grupo 2 observam-se as mesmas tendências nas propriedades que foram estudadas no 
Grupo 1: são moles e reativos. Formam uma série nas variações gradativas das propriedades de metais 
muito reativos, mas sendo ainda menos reativos que os do grupo 1. O Berílio possui uma química 
anômala, não se familiarizando bem com o restante do grupo. Isto se deve principalmente ao fato do 
átomo e do íon Be2+ serem muito pequenos, e comparando a diferença de tamanho do Be2+ com o 
Mg2+, que é quatro vezes maior que a diferença do Li+ e do Na+. Esta discrepância de tamanho é o que 
deve causar o seu comportamento anômalo em relação aos outros alcalino-terrosos. O cálcio é o quinto 
elemento mais abundante na crosta terrestre, ocorrendo como depósitos de minerais, seja na forma 
CaCO3 (formando montanhas inteiras de calcário), gesso e anidrita (CaSO4×H2O e CaSO4 
respectivamente). O Estrôncio e o Bário ocorrem como minerais de fácil extração, mas são menos 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
18 
 
 
abundantes. Como o Rádio é radioativo e bem raro, não é muito usado, apesar de ter sido aplicado no 
tratamento do câncer. Atualmente em seu lugar usam-se outras fontes. 
 
Material e Reagente 
Tubo de ensaio 
Vidros de relógio 
Pipetas de 5mL 
 
Béquer de 50mL 
Proveta de 25mL 
Funil 
Bastão de vidro 
Erlenmeyer de 250mL 
Papel de filtro 
Cápsula de porcelana 
Pinça 
MgO(s) e CaO(s) 
Mg(OH)2, Ba(OH)2, Ca(OH)2 (Sol. Sat) 
Solução de Fenolftaleína 
NaCl, KCl, MgCl2, CaCl2, BaCl2 (Soluções 5%) 
H2SO4 (1M e 3M) 
K2CrO4 (1M). 
Na(s) e Mg(s) 
C2H5OH 
CuSO4 1M 
NaHCO3 
K2CO3 
 
Procedimento 
1- Reatividade dos Metais Sódio e Magnésio; 
1.1. Retirar com uma pinça um pedacinho de sódio metálico do recipiente onde é conservado no 
querosene. Colocar o sódio sobre o papel de filtro e cortá-lo em partes com uma lâmina. Observar o 
que ocorre. Comparar com a fita de magnésio que se encontra em sua bancada de trabalho. 
1.2. Colocar em uma cápsula de porcelana, 5 mL de água destilada e duas gotas de indicador 
fenolftaleína. Adicionar aparas de magnésio e aquecer até ebulição. Observar! Comparar com a reação 
feita com sódio metálico (prática 01). 
1.3. Em um tubo de ensaio contendo 2 mL de C2H5OH colocar um pedaço de sódio metálico e 
observar o tipo de reação que ocorre. Repetir esta experiência substituindoo sódio por magnésio. 
1.4. Em um tubo de ensaio colocar 3 mL de solução H2SO4 3M. Adicionar limalhas de magnésio e 
observar. 
1.5. Em dois tubos de ensaio colocar 3 mL de solução de CuSO4 1M. Manter os tubos na estante. 
Adicionar cuidadosamente ao primeiro tubo, um pedacinho de sódio metálico. Observar o que ocorre e 
tentar explicar. No segundo tubo adicionar limalhas de magnésio. Comparar. 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
19 
 
 
2- Propriedades dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos e solubilidade dos sais de metais 
alcalinos terrosos; 
Parte I 
2.1. Prepare soluções saturadas de óxido de magnésio e óxido de cálcio. 
2.2. Adicione ao béquer de 100mL, 25mL de água destilada e 1,0 g de óxido de magnésio. Agite bem. 
2.3. Filtre a mistura tantas vezes quantas forem necessárias, até que tenha obtido um filtrado límpido e 
transparente. Repita o procedimento 2.1 e 2.2 usando o óxido de cálcio. 
2.4. Em 3 tubos de ensaio adicione: 
Tubo 1 - 2mL da solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaleína 
Tubo 2 - 2mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaleína 
Tubo 3 - 2mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaleína 
2.5. Observe e anote. 
2.6. Em um vidro de relógio coloque 2 gotas de cada solução e determine o pH. 
Parte II 
1. Adicionar em um tubo de ensaio 3mL de água de cal a 7mL de água destilada (sol. saturada de 
hidróxido de cálcio) e 2 gotas de fenolftaleína. Em seguida, adicionar CO2 com o auxilio de uma 
pipeta soprando a solução. Observar. 
2. Colocar 3 tubos de ensaio 5mL das soluções diluídas a 5% de MgCl2, CaCl2 e BaCl2. Adicionar 2 ml 
de H2SO4(1M) aos tubos de ensaio.Observar 
3. Repetir o item anterior,trocando a adição de H2SO4 por adição de K2CrO4 
 
3- Teste de Chama: um método para identificação dos elementos alcalinos; 
3.1. Tomar três tubos de ensaio e colocar, em cada um deles, separadamente, soluções salinas 
(cloretos) diluídas dos seguintes cátions: sódio e potássio ( 2 mL). 
3.2. 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. 
3.3. Lavar o fio de platina mergulhando-o em uma solução concentrada de HCℓ e leva-lo à chama para 
eliminação de quaisquer impurezas. 
3.4. Repetir as etapas 2 e 3 para a outra solução. Observar e anotar a coloração das respectivas 
chamas. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
20 
 
 
 
4- Como os íons alcalinos comportam-se em água? 
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). 
4.2. Adicionar cerca de 2 mL de água destilada a cada tubo, agitando-os para dissolver os sólidos. 
4.3. Com o papel indicador, medir o pH de cada solução e comparar com o pH da água destilada. 
 
Pós-Laboratório 
1) Qual a reação química que se verificou no tubo de ensaio em que se colocou sódio em contato com 
etanol? E com o Mg? 
2) Qual a reação química ocorrida ao se expor o sódio ao ar? 
3) Qual o óxido de metal alcalino terroso mais solúvel em água. 
4) Qual a solução é mais fortemente básica? Quais os valores de pH obtidos. 
5) Qual a função medicinal do óxido de magnésio? Como é conhecida vulgarmente a solução deste 
óxido? 
6) Descreva sobre a solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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PRÁTICA 04 – DUREZA TEMPORÁRIA E PERMANENTE DA ÁGUA 
 
Objetivos 
✓ Promover a remoção da dureza da água dura temporária, através da elevação de temperatura e a 
remoção da dureza da água dura permanente através da adição de substâncias; 
✓ Verificar visualmente a eficácia do procedimento realizado. 
 
Introdução 
A água dura contém carbonatos, bicarbonatos ou sulfatos de magnésio e de cálcio dissolvidos. 
A água dura dificulta a formação de espuma ao se utilizar sabões. Os íons Ca2+ e Mg2+ reagem com o 
íon estearato do sabão, gerando uma escuma insolúvel de estearato de cálcio, antes da formação de 
qualquer espuma. 
Águas duras de “dureza temporária” são aquelas que contêm íons de cálcio e/ou magnésio na 
forma de bicarbonato. O abrandamento pode ser efetuado por fervura, pois expulsa o CO2 e desloca o 
equilíbrio, ou pela adição de substâncias amolecedoras, tais como: hidróxido de sódio, hidróxido de 
cálcio, carbonato de sódio, bicarbonato de sódio, fosfato de trissódico. 
 
2HCO3-  CO32- + CO2 + H2O 
 
Águas duras de “dureza permanente” são aquelas que apresentam íons de cálcio e/ou magnésio 
na forma de outros ânions, como: cloretos, nitratos, sulfatos, etc. O abrandamento não pode ser 
efetuado por fervura e sim somente por adição de substância que provocam o amolecimento, tais como 
carbonato de sódio, pois formam complexos com os íons de cálcio e/ou magnésio, “sequestrando-os”, 
isto é, mantendo-os em solução. Os íons sódio não afetam a capacidade dos sabões em produzir 
espuma. 
 
MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3 + Na2SO4 
 
O método mais comum para se remover a dureza, tanto a temporária como a permanente da água é a 
passagem da água dura através de um trocador de íons. 
 
Material e Reagente 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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Funis 
Tubos de ensaio e suas estantes 
Erlenmeyer 
Bico de Bunsen 
Espátula 
Vidro de relógio 
Pipetas 
Papéis de filtro 
Bastão de vidro 
Tripé de ferro 
Tela de amianto 
Bicarbonato de Sódio 
Carbonato de cálcio 
Carbonato de sódio 10% 
Sulfato de sódio; 
 
Procedimento 
Parte I – Dureza Temporária; 
1. Pesar em um vidro de relógio 1g de carbonato de cálcio em pó e colocar num erlenmeyer contendo 
100 mL de água destilada, adicionando em seguida 5 gotas de fenolftaleína. 
2. Borbulhar gás carbônico durante 5 minutos com auxílio de uma pipeta. Filtrar e ter-se-á água de 
bicarbonato de cálcio. 
3. Retirar 30 mL de filtrado e transferir 15 mL para o tubo de ensaio I e 15 mL para o tubo de ensaio 
II. 
4. Ferver o tubo de ensaio I durante 5 minutos e deixá-lo esfriar e depois filtrar. 
5. Passar o novo filtrado para o tubo de ensaio III. 
6. Colocar um pedacinho de sabão em cada um dos tubos de ensaio II e III e agitar vigorosamente. 
Observar e anotar. 
Parte II – Dureza Permanente; 
1. Retirar 30 mL de solução de sulfato de magnésio 0,01N e transferir 15 mL para o tubo de ensaio I e 
15 mL para o tubo de ensaio II. 
2. Adicionar ao tubo I 5 mL de carbonato de sódio a 10% e em seguida filtrar para dentro do tubo III. 
3. Colocar um pedacinho de sabão em cada um dos tubos de ensaio II e III e agitar vigorosamente. 
Observar e anotar. 
4. Repetir esse procedimento, utilizando ao invés do sabão, 4 gotas de detergente. Observar e anotar. 
 
Pós-Laboratório 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
23 
 
 
1) Qual a fórmula química do sabão, considerando-o como um estearato de sódio solúvel? Cite 
algumas desvantagens que o mesmo pode apresentar. 
2) O que é um trocador de íons? Caracterize os melhores trocadores de íons. 
3) Em que consiste a água deionizada? Onde ela é empregada? 
4) Cite os principais processos utilizados para o abrandamento da água. 
5) Diferencie detergentes “duros” de detergentes “moles”. 
6) Explique o significado de “água dura”. 
7) Diferencie água “temporariamente dura” de “permanentemente dura”. 
8) Explique o que vem ser uma “substância amolecedora”. 
9) Descreva os processos de tratamento utilizados neste experimento, mostrando todas a s equações? 
10) Explique por que os detergentes são mais eficientes que os sabões em água dura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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PRÁTICA 05 – BORO, ALUMÍNIO E SEUS COMPOSTOSAssunto: Reatividade e Propriedades do Boro, Alumínio e seus compostos 
 
Objetivos 
✓ Observar algumas propriedades do bórax e do ácido bórico. 
✓ Identificar o comportamento ácido-básico do alumínio e de seus compostos. 
✓Observar o comportamento químico do alumínio e de seus compostos. 
 
Introdução 
 O boro forma talvez, as mais extraordinárias estruturas de todos os elementos. Ele tem energia 
de ionização relativamente alta e é um metalóide que forma ligações covalentes, como o seu vizinho 
diagonal, o silício. Entretanto, como só tem três elétrons na camada de valência e um raio atômico 
pequeno, ele forma compostos com octetos incompletos ou deficientes de elétrons. Essas propriedades 
de ligação incomuns levam a algumas propriedades notáveis, que o tornaram um elemento essencial na 
tecnologia moderna. O bórax (Na2[B4O5(OH)4].8H2O) é o composto de boro mais útil. Os compostos 
do Boro contendo grupos OH têm caráter ácido. O ácido bórico H3BO3 ou B(OH)3, que é uma das 
formas que o boro ocorre na natureza, é um sólido branco, escamoso, cuja a estrutura cristalina 
consiste em camadas planas de moléculas de H3BO3, o átomo do boro é ligado covalentemente a três 
átomos de oxigênio e com uma estereoquímica trigonal regular, e considera-se que a ligação boro-
oxigênio tem 1/3 da dupla ligação. As camadas adjacentes são unidas no cristal por atrações de Van 
der Waals relativamente fracas. O ácido bórico (H3BO3), tem ponto de fusão baixo (189ºC) e é volátil; 
é provavelmente solúvel em água, na qual se comporta como um ácido fraco. A primeira ionização do 
ácido bórico, que é uma única que ocorre numa extensão (Ka = 6,0x10-10 mol/l) e geralmente escrita da 
seguinte forma: 
 
H3BO3(S) + H2O(l) → B(OH)-4 (aq) + H+(aq) 
 
O ácido bórico reage com o metanol/etanol em presença catalítica do ácido sulfúrico para 
formar um éster volátil, o borato de metila. Quando este éster é levado a uma chama, queima, dando 
uma coloração verde brilhante a chama. A medida da intensidade desta coloração é usada numa técnica 
chamada espectroscopia de emissão de chama para estimar a quantidade de boro presente numa 
amostra. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
25 
 
 
O alumínio é o metal mais abundante e o terceiro elemento mais abundante, em peso, (depois 
do oxigênio e do silício) da crosta terrestre. É bem estudado e tem grande importância econômica. O 
alumínio é essencialmente metálico, embora seja frequentemente classificado como metalóide devido 
ao seu caráter anfótero. Seu potencial de oxidação levado indica que o alumínio deve reduzir a água, 
mas a reação é muito lenta para ser percebida, provavelmente devido à formação da película de óxido 
de alumínio, Al2O3. Este óxido por ser anfótero é solúvel em ácidos e bases, em reações que podem ser 
descritas como: 
Al(s) + 6H+ → Al+3(aq) + 3H2(g) 
Al(s) + 2OH- + 6H2O →2Al(OH)4- + 3H2(g) 
 A primeira dessas reações parece indicar que o alumínio se dissolve em todos os ácidos, mas 
isto não é verdade, pois embora se dissolva facilmente em ácido clorídrico, no ácido nítrico não ocorre 
reação visível. As soluções aquosas de quase todos os sais de alumínio são ácidas, devido a hidrólise 
do íon Al+3, cuja fórmula provável, deste íon é [Al(H2O)6]
+3. Quando se adiciona progressivamente 
uma base as soluções aquosas de alumínio, forma-se um precipitado branco, gelatinoso, de fórmula 
Al(OH)3.nH2O, facilmente solúvel em ácidos ou excesso de base quando recentemente precipitado, 
formado o íon [Al(OH)4]
-, mas que com o passar do tempo cai se tornando cada vez mais difícil de 
solubilizar. 
Material e Reagente 
Tubo de ensaio 
Vidros de relógio 
Pipetas de 5mL 
Espátula 
Papel medidor de pH 
Bastão de vidro 
Pêra 
latas de alumínio 
Bórax 
Ácido bórico 
Glicerina (C3H8O3) 
Manitol (C6H14O6) 
Metanol (CH3OH) 
Ácido Sulfúrico 1 M (H2SO4) 
Alumínio Metálico 
Hidróxido de Sódio 1 M ( NaOH) 
Ácido Clorídrico 2 M (HCl) 
Ácido Nítrico concentrado (HNO3) 
Hidróxido de Amônio (NH4OH) 
Cloreto de Alumínio (AlCl3) 
Sulfato de cobre (CuSO4) 
Cloreto de sódio (NaCl) 
Cloreto de cobre (CuCl2) 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
26 
 
 
Procedimento 
1- Obtenção de ácido bórico; 
1.1. No béquer, dissolva 2g de bórax (Na2B4O7 . 10 H2O) em 20 ml de água destilada e, em seguida, 
aqueça até a dissolução total. 
1.2. Teste o caráter ácido-base da solução com papel de tornassol. O papel deverá ficar azulado, 
indicando caráter básico. 
1.3. Adicione lentamente 2 ml de solução de HCl e, em seguida, resfrie o béquer em cuba de gelo, 
observando a formação de cristais. Veja a reação que ocorre. 
2- Comportamento Químico do Acido Bórico; 
2.1. Em uma estante de tubo de ensaio coloque 5 tubos de ensaio: adicione 2mL de água destilada no 
tubo 1, no tubo 2 adicione 2mL de água e 1mL de glicerina, no tubo 3 adicione 2mL de água e uma 
pequena quantidade de ácido bórico, no tubo 4 adicione 2mL de água, 1mL de glicerina e uma 
pequena quantidade de ácido bórico, no tubo 5 adicione 2mL de água, um pouco de manitol e uma 
pequena quantidade de ácido bórico. 
2.2. Agite bem e usando papel indicador, determine o pH de todos os tubos, imediatamente e após 1 
hora. 2.3. Adicione uma ponta de espátula de ácido bórico a uma cápsula de porcelana. Acrescente 5 
gotas de ácido sulfúrico concentrado, misture bem com um bastão de vidro, adicione 5 mL de metanol 
e faça a ignição na solução (Obs.: todo o procedimento deve ser feito na capela). Observe a cor da 
chama. 
3- Reações do Alumínio Metálico e do Cloreto de Alumínio; 
Parte I 
3.1. Em três tubos de ensaio coloque uma amostra de alumínio metálico. Em um dos tubos adicione 3 
mL de HCl 2 M, no outro 3 mL de NaOH 1 M e no terceiro tubo 3 mL de HNO3 concentrado. Observe 
durante três minutos o ocorrido. 3.2. No tubo contendo HNO3 do item anterior, decante a solução e 
lave o alumínio com bastante água destilada. Coloque outra amostra de alumínio metálico em outro 
tubo de ensaio e acrescente aos dois tubos 3 mL de HCl concentrado. Observe o ocorrido e compare os 
dois tubos. 3.3. Separe dois tubos de ensaio A e B. Em cada um dos tubos adicione 2 mL de solução de 
AlCl3 1 M e 2 mL de NaOH 1 M. Em seguida adicione 3 mL de HCl 6 M ao tubo A e 3 mL de NaOH 
6 M ao tubo B Observe o ocorrido. 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
27 
 
 
4- Remoção da película de Al2O3; 
4.1. Coloque a latinha de forma que o fundo fique voltado para cima. Coloque uma ponta de espátula 
de sulfato de cobre sólido no fundo da latinha. Acrescente um pouco de água. Coloque uma ponta de 
espátula de cloreto de sódio e misture. Observe a reação. 
4.2 Em outra latinha adicione uma ponta de espátula de cloreto de cobre no fundo da lata e acrescente 
um pouco de água. Observe a reação. 
 
Pós-Laboratório 
1) Qual a melhor representação para o ácido bórico H3BO3 ou B(OH)3. Explique 
2) Qual a reação do ácido bórico com o metanol em presença de H2SO4? 
 3) Como o pH de uma solução de ácido bórico é afetado pela adição de compostos polihidroxilados 
como o manitol ou glicerina? 
4) Comente sobre a reatividade do alumínio com ácidos como o HCl e HNO3 e a base NaOH. 
Apresente as equações das reações. 
5) Descreva os produtos das reações ocorridas no item 3.3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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PRÁTICA 06 – CARBONO, ESTANHO E CHUMBO 
 
Objetivos 
✓ Observar propriedades do C microcristalino. 
✓ Preparar CO2 e verificar propriedades. 
✓ Preparar Carbonatos e Bicarbonatos e verificar propriedades. 
✓ Observar a reatividade do Estanho e Chumbo. 
 
ASSUNTO: Reações do Carbono 
Introdução 
Existem muitos tipos de carbono amorfo, tais como carvão vegetal, fuligem, etc., que na 
realidade são formas micro-cristalinas de grafite. As propriedades físicas de tais materiaissão 
principalmente determinadas pela natureza e extensão de suas áreas superficiais. O carvão é uma 
substância porosa, de peso específico aparente muito baixo, devido a presença de considerável volume 
de ar retido em seus poros. Devido a sua porosidade, possui superfície muito grande em relação ao seu 
peso, de modo que apresenta um grau elevado, o que conhecemos como “efeito de superfície”. Devido 
à sua grande extensão superficial, o carvão pode adsorver grandes quantidades de diversos gases; de 
forma análoga, também adsorve sólidos e líquidos. 
Será feito no laboratório o estudo do CO2, que será preparado pela decomposição de calcário 
com HCl. Das propriedades, serão verificados o caráter ácido e sua reação com bases fortes formando 
sais. O dióxido de carbono é um gás incolor com sabor fracamente ácido. Não é combustível nem 
comburente. Dissolve-se na água. O ácido carbônico forma duas séries de sais: os neutros e os ácidos. 
Os sais neutros têm o nome de carbonatos e os ácidos, de hidrogenocarbonatos, ou bicarbonatos. Dos 
sais neutros, apenas os dos metais alcalinos e os de amônio são solúveis em água. A solução aquosa 
dos carbonatos dos metais alcalinos tem reação alcalina, como consequência de sua hidrólise. Os 
demais carbonatos são insolúveis, mas muitos se dissolvem em excesso de H2CO3 formando 
bicarbonatos solúveis. Os carbonatos e bicarbonatos solúveis reagem com ácidos fortes e fracos, 
liberando CO2. É devido a esta reatividade que se baseia a construção do extintor de incêndio tipo 
CO2. Também reagem com sais de outros ácidos liberando CO2 e formando sais, geralmente 
insolúveis. 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
29 
 
 
Material e Reagente 
Suporte para funil 
Tubo de ensaio 
Pipeta graduada 
Kitassato 
Funil de separação 
Béquer 
Papel indicador de pH 
Carvão Ativo 
HCl (Conc.) 
CaCO3 
 Ba(OH)2 – 0,1 M 
BaCl2 – 1,0 M 
Na2CO3 – 1,0 M 
 
 
Procedimento 
1- Carvão Ativo; 
1.1. Coloque em um tubo de ensaio 3 mL de suco e uma espátula de carvão ativo. Agite, filtre, observe 
a coloração do filtrado e anote os resultados. 
1.2. Misture em um graal quantidades iguais (cerca de 1 g) de enxofre, carbono e nitrato de potássio 
(KNO3) homogeneíze, a mistura com um almofariz com bastante cuidado para não fazer fricção. Retire 
uma pequena porção da mistura com uma espátula e faça ignição da mesma com um palito de fósforo 
em chama. 
 
2- Compostos de Carbono; 
Dióxido de Carbono – Preparação e propriedades: 
MONTAGEM DISPONÍVEL NA CAPELA: Kitassato com capacidade para 250 mL contendo 20 g de 
CaCO3 e funil de separação com solução de HCl concentrado! Realizar este item na capela! 
2.1. Através do funil de separação, adicionar HCl concentrado até cobrir todo o CaCO3. Borbulhar o 
gás desprendido em um béquer de 50 mL contendo água destilada. Medir o pH. Em seguida, borbulhar 
o gás desprendido em um tubo de ensaio, contendo 2 mL de solução de Ba(OH)2 0,1M. Observar e 
anotar. 
 
Carbonatos 
2.2. Em um tubo de ensaio, colocar 2 mL de solução de BaCl2 1M e 2 mL de solução de Na2CO3 1N. 
Observar e anotar. 
 
Pós-Laboratório 
1) Explique por que o carvão ativado é usado como adsorvente. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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2) Que propriedades do CO2 puderam ser evidenciadas? 
3) Equacionar a reação de reatividade do carbonato. 
 
ASSUNTO: Reações do Estanho e Chumbo Metálico 
Introdução: 
A química desses dois elementos mostra muitas semelhanças, exceto que o estado e oxidação 
+2 é mais estável para o chumbo do que o estanho. Soluções que contenham Sn(II) são bons agentes 
redutores de fato, o oxigênio do ar oxida soluções Sn(II) a Sn(IV)a menos que algum Sn metálico 
esteja presente em contato com a solução de Sn(II). Por outro lado, somente os oxidantes muito fortes 
podem oxidar Pb(II) a Pb(IV)em solução aquosa. Tanto o Sn como o Pb metálicos podem se dissolver 
em solução 1M de ácidos não oxidantes. Entretanto isto só é possível na prática se utilizarmos uma 
solução de HCl ou H2SO4 a quente. A solução formada contém íons Sn(II), não sob a forma de íons 
Sn+2(aq) e sim sob a forma dos cloro-complexos SnCl4
-2 ou SnCl3-. O chumbo metálico não se 
dissolve, apreciavelmente em HCl diluído ou em H2SO4 com concentração até 50%. Com os ácidos 
oxidantes, como HNO3 concentrado o estanho e o chumbo reagem diferentemente. O estanho reage 
lentamente formando o dióxido insolúvel, SnO2; nesse caso , resulta no estado de oxidação (+4). 
Quando o HNO3, é usado como ácido oxidante, só se consegue colocar o Sn em solução adicionando-
se uma alta concentração de Cl-, para formar o ácido complexo H2SnCl6, assim o Sn se dissolve 
completamente em água-régia. O Pb por outro lado, reage rapidamente com HNO3 gerando o nitrato 
de Pb(II) solúvel. 
 
Material e Reagente 
Tubo de ensaio 
Estante para tubo de ensaio 
Pipetas 
Bico de Bunsen 
 
HCl 5 mL 
H2SO4 5 mL 
HNO3 5 mL 
Sn sólido 
Pb sólido 
 Procedimento 
1. Com o auxílio de uma espátula, coloque uma porção de Sn(metálico) em um tubo de ensaio. Em 
seguida adicione 5mL de HCl (conc.). Observe. 
2. Em outro tubo de ensaio coloque uma porção de Sn (metálico) e adicione 5mL de H2SO4 (conc.) 
Observe. 
3. Aqueça os tubos dos itens 1 e 2, observe que o aquecimento deve favorecer a reação. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
31 
 
 
4. Repita as operações 1, 2 e 3 usando o Pb (metálico) e faça as suas observações. 
5. Em um tubo de ensaio adicione Sn(metálico) a 1mL de HNO3(conc.). Observe a dissolução rápida 
do Sn. 
6. Em um tubo de ensaio adicione Pb (metálico) a 2mL de HNO3 (conc.) e observe a reação. 
Pós-Laboratório 
1) Porque o estado de oxidação 2 é mais estável para o Pb do que para o Sn? 
2) Qual a razão de utilizar na solução de HCl a quente para dissolver o Sn? 
3) Quais as estruturas de SnCl4
2- e do SnCl3
- ? 
4) Qual a razão do Pb metálico não dissolver apreciavelmente em HCl diluído? 
5) Qual a reação do Sn(s) e HNO3(aq)? 
6) O que é água régia? 
PRÁTICA 07 – NITROGÊNIO E SEUS COMPOSTOS 
 
Objetivos 
✓ Preparar Nitrogênio e verificar propriedades. 
✓ Preparar e identificar amônia através de propriedades. 
✓ Analisar a hidrólise/Decomposição térmica de diferentes sais de amônio. 
✓ Verificar propriedades do ácido nítrico. 
 
ASSUNTO: Nitrogênio: Preparação e Propriedades 
Introdução 
O nitrogênio pode ser obtido no laboratório através do aquecimento de uma solução saturada de 
cloreto de amônio juntamente com uma solução também saturada se nitrito de sódio. Também pode ser 
preparado por aquecimento a seco do dicromato de amônio: 
 
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O 
 
É um gás pouco solúvel em água, incolor, inodoro e insípido. É quimicamente inerte. Não é 
combustível nem comburente. A característica principal do nitrogênio é a sua inatividade química, 
devido ao calor de dissociação da molécula de nitrogênio que é de -171,14 Kcal/mol de N2. No 
entanto, a elevadas temperaturas, se combina com certos metais formando nitretos. Também reage com 
não metal, tais como o oxigênio e com compostos. Identifica-se habitualmente o nitrogênio de uma 
maneira negativa. Assim, uma amostra de gás que não mantém a combustão, que não queima, que é 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
32 
 
 
incolor, neutra e não reage com os reagentes habituais (por exemplo: água de cal) é, provavelmente, 
nitrogênio.Material e Reagente 
Erlenmeyer 
Béquer 
Papel medidor de pH 
Bico de bunsen 
Tela de amianto 
Tripé de ferro 
 
Solução Saturada de NH4Cl 
Solução Saturada de NaNO2 
Solução de Ba(OH)2 0,1M 
 
Procedimento 
1. Em um erlenmeyer, colocar 10 mL de solução saturada de NH4Cl e 10 mL de solução saturada de 
NaNO2 e aquecer. Medir o pH do gás borbulhado em um béquer contendo água destilada. Observar e 
anotar. 
Obs.: o aquecimento direto do nitrito de amônio ocasionaria explosão violenta. 
2. Em seguida borbulhar o mesmo gás em um tubo de ensaio contendo solução de Ba(OH)2 0,1M. 
Aproximar um palito de fósforo aceso da abertura do tubo de ensaio onde ocorre o desprendimento de 
gás. Observar e anotar! 
 
Pós-Laboratório 
1) Escreva a equação química para a reação do procedimento 1 e mostre que ela é uma reação de 
óxido-redução. 
2) Explique os resultados do procedimento 2. 
 
ASSUNTO: Estudo da Amônia e dos sais amoniacais 
Introdução 
O composto hidrogenado mais simples do nitrogênio é a amônia. Ao contrário dos outros 
hidretos do grupo V, a amônia é bastante solúvel em água e uma solução aquosa de amônia tem 
propriedades alcalinas sendo comumente chamada de hidróxido de amônio. Uma solução de hidróxido 
de amônio comporta-se como uma base. Assim, por exemplo, precipita muitos hidróxidos metálicos 
das soluções de seus sais, que às vezes, dissolvem-se em excesso de solução de amônio, devido à 
formação de íons complexos. Pelo seu aspecto, os sais de amônio são substâncias cristalinas muito 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
33 
 
 
semelhantes aos respectivos sais dos metais alcalinos, principalmente os sais de potássio, uma vez que 
o raio do íon NH4
+
 é quase igual ao do íon K+. À semelhança dos sais dos metais alcalinos, todos os 
sais de amônio são solúveis na água e são eletrólitos fortes, uma vez que em solução aquosa se 
encontram completamente dissociados em íons. Os sais de amônio se preparam de dois modos: pela 
ação direta do amoníaco gasoso com os ácidos e pela reação destes com o NH4OH. Os diferentes sais 
de amônio quando hidrolisados apresentam pH que depende do ácido e da base de origem. Por 
exemplo: um sal de um ácido forte e uma base fraca, quando hidrolisado apresenta pH menor que seis. 
Já um sal de um ácido fraco, quando hidrolisado, apresenta pH em torno de sete e oito. Todos os sais 
de amônio são voláteis e, muitos, quando aquecidos se decompõem em ácido e NH3. No entanto, os 
sais de amônio de ácidos oxidantes, tais como o nitrito de amônio e o dicromato de amônio, não dão 
amoníaco ao aquecê-los, mas sim, N2, e, às vezes, óxidos de nitrogênio, por oxidação da NH3. 
 
Material e Reagente 
Erlenmeyer 
Béquer 
Papel medidor de pH 
Bico de bunsen 
Tela de amianto 
Tripé de ferro 
 
Solução Saturada de NH4Cl 
Solução Saturada de NaNO2 
Solução de Ba(OH)2 0,1M 
Solução de KOH 1M 
Solução de NaOH 1M 
Procedimento 
 
Parte I (Amônia: preparação e propriedades); 
1. Em 01 tubo de ensaio adicionar 0,5g de NH4Cl e 1 mL de solução de KOH 1M. Aquecer e sentir o 
odor do gás que se desprende, umedecendo um pedaço de papel de filtro com água destilada e 
aproximando-o do tubo de ensaio! Cheirar o papel de filtro cuidadosamente! 
2. Colocar um pedaço de papel indicador sobre um vidro de relógio e sobrepô-lo ao tubo que está 
sendo aquecido. 
3. Repita o procedimento 1 e 2 utilizando NaOH 1M, ao invés de KOH. 
 
Parte II (Sais de amônio: hidrólise e decomposição); 
Tubo de ensaio 01 - Colocar 0,5g de NH4Cl e 5 mL de água destilada; 
Tubo de ensaio 02 - Colocar 0,5g de NH4CH3COO e 5 mL de água destilada; 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
34 
 
 
Agitar cada tubo até dissolver os sais. Verificar o pH de cada solução. 
Tubo de ensaio 03 - Colocar 0,5g de NH4Cl; (Aquecer) 
 
Pós-Laboratório 
1) Escrever a equação da reação de preparação de NH3 e descrever as propriedades desse gás. 
2) Explicar os valores de pH obtidos das soluções de NH4Cl e NH4CH3COO. 
 
ASSUNTO: Ácido Nítrico e Nitratos 
Introdução 
 
O ácido nítrico quimicamente puro é um líquido incolor, fumegante ao ar, de odor especial e 
fortemente ácido, cuja densidade é 1,52g.mL-1 a 15°C. Pela ação da luz e do calor se decompõe em 
água, oxigênio e peróxido de nitrogênio, Se dissolve em água. É extremamente corrosivo capaz de 
causar graves queimaduras nos olhos e na pele e os seus vapores, especialmente os gases de 
decomposição (óxidos de nitrogênio), são capazes de provocar lesões nos pulmões. Vapores do ácido 
nítrico podem ser facilmente identificados pelo cheiro ácido. Vapores de óxidos de nitrogênio tem 
cheiro levemente doce e, quando a emanação for muito intensa, a névoa resultante apresenta cor 
marrom - avermelhada. O ácido nítrico diluído pode ter qualquer concentração abaixo de 68%, porém 
o termo é normalmente empregado para designar uma solução de aproximadamente 10% de ácido 
nítrico, preparado por diluição de uma parte de ácido nítrico concentrado normal com 5 partes de água. 
Ácido nítrico diluído tem um efeito muito corrosivo sobre metais, especialmente alumínio. Além disso, 
o ácido nítrico, em várias concentrações, é utilizado para fabricação de corantes, explosivos, ésteres 
orgânicos, fibras sintéticas, nitrificação de compostos alifáticos e aromáticos, galvanoplastia, seda 
artificial, nitroglicerina, nitrocelulose, ácido pícrico, ácido benzóico, nylon, etc. É um ácido forte, 
usado como agente oxidante e de nitração. Quimicamente, o ácido nítrico reage de três maneiras: a) 
como ácido forte; b) como agente oxidante; c) como agente de nitração. Como ácido forte, o ácido 
nítrico reage com produtos alcalinos, os óxidos e as substâncias básicas, formando sais. Um destes, o 
nitrato de amônio, junto com outras soluções de nitrogênio feitas a partir do ácido nítrico é usado em 
larga escala na indústria de fertilizantes. A reação de oxidação do ácido nítrico faz possível sua 
aplicação mais espetacular. É um oxidante eficaz tanto em soluções concentradas como diluídas. Em 
condições adequadas o ácido nítrico ataca todos os metais, exceto Au, Pt, Rh, Os, Ru e Ir. Entretanto 
alguns metais como Al e Fe, tornam-se passivos sob a ação do HNO3 a certa concentração. Fazendo-se 
agir HNO3 sobre os metais, não há desprendimento de H2. Forma-se um ou outro dos muitos produtos 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
35 
 
 
possíveis da redução do ácido, cuja natureza depende do metal e das condições da experiência. As 
reações de nitração incluem a nitração comum e a esterificação. As indústrias do couro, tintas e 
vernizes, corantes e de plásticos dependem do ácido nítrico devido a nitração. Tem ainda aplicação na 
indústria farmacêutica, de borracha, entre outras. 
 
Material e Reagente 
Tubo de ensaio 
Pipeta 
Cobre 
HNO3 - 6M 
HNO3 Conc. 
Procedimento 
1. Em um tubo de ensaio, coloque 1mL de ácido nítrico 6M. Leve o material para a capela e adicione 
um pedaço de cobre metálico. 
2. Repita o procedimento anterior utilizando ácido nítrico concentrado. 
Verifique as reações e anote os resultados. 
 
Pós-Laboratório 
1) Equacionar a reação do ácido nítrico com o cobre. 
2) Um dos produtos da reação acima é oxido nítrico (NO). É um gás paramagnético que reage 
instantaneamente com oxigênio formando NO2. Explique o paramagnetismo do NO através da teoria 
dos orbitais moleculares (TOM). 
3) Comente a importância industrial do HNO3. 
 
ASSUNTO: Propriedades Oxidantes e Redutoras do NO3 e do NO2 
Introdução 
 
 O nitrogênio (N2) constitui cerca de 78% do volume da atmosfera. Além disso, é uma fonte 
conveniente de matéria prima para a preparação de compostos de nitrogênio. O solo, especialmente em 
regiões férteis, contém nitrogênio na forma de nitratos, nitritos e outros compostos. O íon nitrito (NO2
-
) é angular com ângulo de ligação de 125°. É relativamente estávelem soluções básicas e neutras, além 
de possuir o estado de oxidação +3. Já o íon nitrato (NO3
-
) tem uma estrutura trigonal planar e em 
presença de íons H+ pode atuar como um oxidante, mas não como um redutor. O efeito da 
concentração do íon H+ sobre a capacidade de oxidação do íon nitrato torna-se nitidamente evidente 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
36 
 
 
quando se compara o com o mesmo efeito sobre o íon nitrito. O íon nitrito pode ser oxidado a nitrato 
por muitos pares oxidantes relativamente fracos. Considerando-se conjuntamente os diagramas de 
oxidação, estando os compostos de nitrogênio em soluções ácidas ou básicas, percebe-se que qualquer 
composto formado por nitrogênio e que tenha um número de oxidação +3 e +5 pode em condições 
adequadas de pH atuar como um oxidante ou como redutor. 
 
Material e Reagente 
Balança 
Bico de bunsen 
Espátulas 
Papel de filtro 
Pinça de madeira 
Tubos de ensaio 
Pipetas 
Tela de amianto 
Tripé de ferro Vidro de relógio 
 
Ácido nítrico 
Ácido sulfúrico concentrado 
Solução de FeSO4 
Solução de H2SO4 2,0 M 
Solução de KOH 30% 
Solução de Na2Cr2O7 1,0 M 
Solução de NaI 1,0 M 
Zinco Metálico 
Solução de KNO3 1,0 M 
NaNO2 3,0 M 
Procedimento 
Parte 1 
1.1. Colocar 1mL de solução de sulfato ferroso e 3mL de ácido sulfúrico concentrado, em um tubo de 
ensaio. Misturar e deixar arrefecer. 
1.2. Adicionar cuidadosamente a mistura, deixando escorrer pelas paredes do tubo de ensaio, 1mL de 
ácido nítrico 1:1. Observar. 
1.3. A um outro tubo de ensaio adicionar 2mL de solução de KNO3 e 3mL de solução de hidróxido de 
potássio 30%. 
1.4. Adicionar à solução pequena quantidade de zinco metálico e aquecer. 
1.5. Identificar pelo cheiro o gás formado. 
 
Parte 2 
2.1. Em um tubo de ensaio colocar 1mL de solução de NaNO2 3,0 M. 
2.2. Adicionar ao tubo de ensaio 0,5mL de H2SO4 2,0 M. Observar a coloração da solução. 
2.3. Reservar o tubo de ensaio para posterior observação. 
2.4. Em um outro tubo de ensaio juntar 3mL de NaNO2 e 3mL de H2SO4. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
37 
 
 
2.5. Adicionar a mistura 1mL da solução de Na2Cr2O7 1,0 M e aquecer. Observar. 
2.6. Em um terceiro tubo de ensaio adicionar 2mL de NaNO2 3,0 M e NaI 1,0 M. 
2.7. Adicionar à solução 0,5mL de H2SO4 2,0 M. Observar. 
 
Pós-Laboratório 
1) Comente as propriedades oxidantes e redutores do íon NO3-. 
2) Comente o resultado dos procedimentos da parte 1 demonstrando suas reações. 
3) Comente o resultado dos procedimentos da parte 2 demonstrando suas reações. 
4) Represente as estruturas geométricas dos íons nitrato e nitrito. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
38 
 
 
PRÁTICA 08 – OXIGÊNIO E ENXOFRE 
 
Objetivos 
✓ Preparar e identificar oxigênio através de propriedades; 
✓ Observar a reatividade do oxigênio; 
✓ Analisar o comportamento do peróxido de hidrogênio. 
✓ Preparar enxofre plástico; 
✓ Preparar e verificar propriedades de compostos de enxofre. 
 
ASSUNTO: Oxigênio 
Introdução 
 O oxigênio possui dois alótropos (O2 e O3). O O2 é uma molécula diatômica estável, o que 
explica sua existência na forma de gás (S, Se, Te e Po tem estruturas mais complicadas, por exemplo 
S8, sendo sólidos à temperatura ambiente. A ligação da molécula de O2 não é tão simples como se pode 
parecer. Se a molécula tivesse duas ligações covalentes, então todos os elétrons estariam emparelhados 
e a molécula seria diamagnética. Mas o O2 é uma molécula paramagnética (Fig. 1) e, portanto, deve 
conter elétrons desemparelhados. A explicação desse fenômeno foi um dos primeiros êxitos da teoria 
de orbitais moleculares. O oxigênio líquido é azul pálida, assim como o sólido. A cor decorre das 
transições eletrônicas que levam a molécula do estado fundamental (um estado triplete) para um estado 
excitado (singlete). O oxigênio é obtido industrialmente pela destilação fracionada do ar líquido. Em 
escala de laboratório, o elemento pode ser produzido a partir da decomposição de sais ou através de 
reações de oxirredução. 
 
Figura 1 - Configuração eletrônica, orbitais atômicos e moleculares para o oxigênio 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
39 
 
 
Material e Reagente 
Pêra 
Tubo de ensaio 
Pipeta graduada 
Kitassato 
Funil de separação 
Béquer 
Palito de fósforo 
NaOH 1,0 M 
MnCl2 1,0 M 
H2O2 3% 
Fe(NO3)3(aq) 
KI 0,1 M 
AgNO3 0,1M 
CuCl2 0,1M 
H2SO4 conc 
Procedimento 
1- Obtenção de Oxigênio; 
1.1. A um tubo de ensaio, junte 2 mL de solução 1 M de cloreto de manganês (II) (MnCl2), e 2 mL de 
solução 1M de hidróxido de sódio (NaOH). Agite levemente observando a cor do precipitado e deixe 
em repouso para posterior teste. 
2.2. Em um sistema gerador de gás (semelhante fig. 2), gire parcialmente a torneira do funil e deixe 
gotejar lentamente aproximadamente 10mL de Fe(NO3)3(aq) a 100 mL de H2O2 3%. Observar o 
desprendimento de oxigênio e aproximar um palito de fósforo em brasa, próxima a saída do gás 
verificando sua propriedade comburente. 
2.3. Introduzir o mesmo gás que está sendo desprendido do sistema dentro do tubo de ensaio do 
procedimento 1.1. Agite levemente e observe a cor do precipitado. 
 
 
Figura 2 – Sistema gerador de gás 
 
2- Decomposição de Peróxido de Hidrogênio; 
2.1. Em um tubo de ensaio colocar 2mL de solução de KI 0,1M e 1mL de H2O2 10%; 
2.2. Em um tubo de ensaio colocar 1mL de solução de AgNO3 e 1mL de solução de NaOH 1M; 
Observar a formação de precipitado. Adicionar 1mL de H2O2, gota a gota; 
2.3. Em um tubo de ensaio colocar 2mL de CuCl2 e e 1mL de H2O2 10%; 
2.4. Em um béquer contendo uma rodela de batata, adicionar 2 mL de H2O2 10%. 
H2O2 
KMnO4(s) 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
40 
 
 
 
Pós-Laboratório 
1) Equacionar a reação do procedimento 1 (Obtenção de Oxigênio). 
2) Explique os resultados do procedimento 3. (Obtenção de Oxigênio). 
3) Explique os resultados dos procedimentos 1,2 e 3. (Decomposição de Peróxido de Hidrogênio) 
4) Que tipo de reação foi observada no procedimento 4. Fale sobre a substância presente na batata 
responsável pelo desprendimento do gás. 
 
ASSUNTO: Enxofre 
Introdução 
 Enxofre é o elemento que possui o maior número de alótropos. As duas formas alotrópicas mais 
comuns são o enxofre-α ou rômbico (estável à temperatura ambiente) e o enxofre-β ou monoclínico, 
que é estável acima de 95,5 °C. Essas duas formas se interconvertem quando aquecidos ou esfriados 
lentamente. O enxofre rômbico ocorre naturalmente na forma de cristais amarelos em áreas vulcânicas. 
As duas formas alotrópicas contém aneis S8 não-planos, com uma conformação de coroa (Fig. 3), 
diferindo no modo de empacotamento dos anéis no cristal, o que afeta suas densidades. O enxofre 
funde formando um líquido móvel, que escurece a medida que a temperatura aumenta. A 160°C, os 
anéis S8 se rompem, e o dirradical assim formado se polimeriza, formando longas cadeias com até um 
milhão de átomos. A viscosidade aumenta até 200 °C (o vapor existente nessa temperatura é 
constituído essencialmente por moléculas de S8), onde a partir dessa temperatura as cadeias serompem, formando cadeias mais curtas e espécies cíclicas e diminuindo assim a viscosidade até 444°C 
(ponto de ebulição). A 600 °C o gás é formado quase exclusivamente por moléculas de S2. Essas 
moléculas de S2 permanecem estáveis até 2.200 °C. O S2 é um gás paramagnético e de cor azul, assim 
como o O2; e provavelmente tem ligações tem ligações similares. 
 
 
Figura 3 – Estrutura da molécula S8 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
41 
 
 
 
Material e Reagente 
Tubo de ensaio 
Kitassato 
Béquer 
Pêra 
Pipeta graduada 
Cápsulas de porcelana 
Papel medidor de pH 
Na2S2O3 (s) 
HCl conc. e 1,0 M 
KMnO4 0,1 M 
K2Cr2O7 0,1 M 
NH4S 0,1 M 
H2SO4 conc. 
NaCl (s) 
Açúcar 
Amido 
Papel 
Madeira 
Procedimento 
1- Dióxido de Enxofre; 
1.1. Em um kitassato, colocar uma pequena quantidade de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) sólido e 
adicionar cerca de 2 a 3 mL de HCl concentrado. Desprender o gás em um béquer contendo água 
destilada e depois medir o pH. PREPARAÇÃO FEITA PARA TODA A TURMA! Obs: Caso 
necessário aqueça o sistema para liberar o gás. 
1.2. Em um tudo de ensaio adicione 2 mL da solução preparada do procedimento 1 e em seguida 2 mL 
de uma solução de KMnO4 0,1M. 
1.3. Em um tudo de ensaio adicione 2 mL da solução preparada do procedimento 1 e em seguida 2 mL 
de uma solução de K2Cr2O7 0,1M. 
 
2- Ácido Sulfúrico como agente desidratante; 
2.1. Utilizar 4 cápsulas de porcelana. Colocar em cada uma, separadamente, uma pequena quantidade 
de açúcar, amido, papel e madeira. Em seguida, adicionar a cada cápsula 3 mL de solução concentrada 
de H2SO4. Aguardar alguns minutos, observar o que ocorreu e anotar. 
 
3- Formação de um ácido volátil; 
3.1. Em um tubo de ensaio colocar uma pequena quantidade de NaCl(s) e 2 mL de solução de H2SO4 
concentrado. Verificar o que ocorre e anotar. 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
42 
 
 
Pós-Laboratório 
1) Equacione a reação do procedimento 1. (Dióxido de Enxofre) 
2) Explique os resultados dos procedimentos 2 e 3 (Dióxido de Enxofre) 
3) Por que o ácido sulfúrico enegrece o açúcar? (Ácido Sulfúrico como agente desidratante) 
4) Que gás volátil foi produzido no procedimento 1? Equacione a reação. (Formação de um ácido 
volátil) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
43 
 
 
PRÁTICA 09 – HALOGÊNIOS 
 
Objetivos 
✓Preparar Cloro e água de cloro; 
✓ Observar propriedades físicas e químicas; 
✓ Estudar os ácidos halogenídricos. 
✓ Preparar e analisar sais de ácidos halogenídricos. 
 
Introdução 
Os halogênios são elementos com prioridades não-metálicas mais marcantes. Possuem número 
de oxidação variável e apresentam propriedades semelhantes, decrescendo o seu poder reacional do 
flúor para o iodo. Habitualmente prepara-se cloro, no laboratório, por oxidação do ácido clorídrico, 
sendo o MnO2 ou KMnO4, os agentes oxidantes mais comumente empregados. É um gás amarelo 
esverdeado, odor irritante e sufocante, muito tóxico. Ataca as mucosas nasais e vias respiratórias. 
Solúvel na água, forma uma solução “água de cloro”, possuindo cor, odor e sabor de cloro. O bromo é 
um líquido avermelhado, denso, volátil, desprendendo a temperaturas ordinárias, vapores 
avermelhados, tóxicos, de odor irritante e repugnante. Ataca as mucosas nasais, a garganta, sobretudo 
a pele, produzindo queimaduras sérias. É solúvel na água, clorofórmio, sulfeto de carbono, éter e ácido 
acético. O iodo é sólido, pardo escuro, brilhante (com “brilho metálico”), volatiliza-se lentamente 
dando vapores violáceos, odor fraco, semelhante ao cloro. Solúvel em álcool, acetona, sulfeto de 
carbono, muito pouco solúvel na água, mas solúvel em solução aquosa ou alcoólica de KI, pois forma 
com este, KI3 solúvel (Tintura de iodo). É oxidante como os outros halogênios, porém menos enérgico. 
Com relação aos sais de ácidos halogenídricos, os cloretos em sua maioria são compostos bem 
cristalinos facilmente solúveis em água. Os brometos são sais semelhantes aos cloretos. Os sais 
correspondentes cristalizam sob a mesma forma e assemelham-se em seu comportamento químico, 
consistindo a diferença no fato de que os brometos são mais facilmente oxidáveis. Os iodetos 
assemelham-se aos cloretos e brometos e podem ser preparados por processos análogos. Entretanto, 
deve-se notar que muitos dos denominados iodetos insolúveis precipitados por adição de solução de KI 
à solução de um sal metálico são solúveis em excesso de solução de KI. Muitos iodetos têm colorações 
características. 
 
Material e Reagente 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
44 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Procedimento 
Cuidado: Os halogênios são gases extremamente corrosivos. Trabalhe sempre na capela e em 
ambientes bem ventilados. Evite inalá-los. 
1- Obtenção e propriedades do cloro e água de cloro; 
1.1. Colocar KMnO4 em um tubo de ensaio grande. 
1.2. Adicionar HCl concentrado em quantidade suficiente para cobrí-lo. 
1.3. Borbulhar o gás produzido em um béquer de 100mL contendo água destilada. Reservar. 
1.4. Em um tubo de ensaio, colocar 2mL de KI 0,1M. Adicionar 2mL de água de cloro. 
e) 1.5. Adicione agora, 1mL de Hexano no tubo de ensaio. Observe com atenção o ocorrido. 
 
2- Propriedades dos Haletos e dos Halogênios; 
➢ Propriedades dos Haletos 
2.1. Reação de cloreto de sódio com ácido sulfúrico concentrado; 
a) Transfira uma ponta de espátula de cloreto de sódio para um tubo de ensaio. 
b) Segure o tubo com uma pinça e, na capela, adicione lentamente ácido sulfúrico concentrado com 
uma pipeta até cobrir o sólido. Se necessário aqueça cuidadosamente na chama do bico de Bünsen. 
Cuidado: Ácido sulfúrico concentrado é altamente corrosivo. 
c) Identifique o gás liberado colocando na boca do tubo de ensaio a ponta de um bastão de vidro 
previamente mergulhada em uma solução de nitrato de prata. 
Após o teste, deixe os materiais na capela. 
 
2.2. Reação de iodeto de potássio com ácido sulfúrico concentrado; 
Bastão de vidro AgNO3 KBr 
Béquer Amido KI 
Bico de Bunsen Clorofórmio KIO3 
Cápsula de porcelana. Cobre KMnO4 
Espátula Etanol NaBr 
Papel indicador H2SO4 NaCl 
Pêra HCl NaHSO3 
Pinça de madeira Hexano Pb(NO3)2 
Pipeta Iodo PVC 
Tubo de ensaio KBr Zinco 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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a) Repita o procedimento acima utilizando um pequeno cristal de iodeto de potássio e algumas gotas 
de ácido sulfúrico concentrado. 
b) Em seguida aqueça um pouco na chama do bico de Bünsen e observe. Identifique o gás liberado 
pela cor. 
 
➢ Propriedades do Iodo (I2) 
2.3. Solubilidade; 
a) Transfira para três tubos de ensaio cerca de 2 mL de água, etanol e clorofórmio. 
b) Adicione a cada tubo um cristal muito pequeno de iodo. Agite bem e observe. 
c) Adicione, ao tubo contendo água e iodo, um pouco de solução de iodeto de potássio. Agite e 
observe. 
 
2.4. Reação do Iodo com o zinco; 
a) Em uma cápsula de porcelana seca, misture um pouco de zinco em pó com uma quantidade 
equivalente de iodo em pó, previamente triturado. 
b) Coloque a cápsula na capela e abaixe parcialmente o vidro da mesma. Adicione algumas gotas de 
água para iniciar a reação e observe. 
c) Adicione mais água, agite,filtre e acrescente, ao filtrado, gotas de solução de nitrato de chumbo. 
 
3- Reação Relógio; 
a) Prepare duas soluções, A e B. (solução A: dissolva 2,0 g de KIO3 em 1000 mL de água e solução B: 
dissolva 2,0 g de amido solúvel em 200 mL de água fervente). Observe que as duas soluções, A e B, 
são incolores. 
b) Deixe a solução B esfriar e depois adicione: 0,40 g de NaHSO3 e 2,0 mL H2SO4 conc. 
c) Dilua a solução B adicionando água até completar 1 litro. 
d) Misture 10 mL da solução A com 10 mL da solução B. Ocorrerá uma reação química evidenciada 
pela mudança de cor do conjunto. 
 
4- Identificando Polímeros Halogenados; 
a) Limpe um pedaço de fio de cobre com uma esponja de aço. Segure o fio de cobre com uma pinça de 
madeira e aqueça a ponta do fio na chama do bico de Bünsen até não observar coloração na chama 
acima do fio. 
Manual de Práticas de Química Inorgânica Experimental I 
 
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b) Encoste o metal aquecido no material a ser identificado, de modo que um pouco do polímero fique 
aderido no fio. Retorne o fio à chama e observe. 
Uma coloração verde na chama indica que o polímero contém átomos de halogênio (cloro ou 
bromo). 
 
Pós-Laboratório 
1) Equacionar a reação de preparação do cloro em laboratório. 
2) Discutir sobre a reatividade do cloro com metais, não metais e compostos. 
3) Ao final da reação do ácido sulfúrico com o cloreto de sódio, foi colocado na saída do tubo de 
ensaio um bastão previamente mergulhado em solução de nitrato de prata. Explique os resultados 
equacionando as reações. 
4) Explique os resultados para os testes de solubilidade do Iodo. 
5) O que são reações relógio? Explique a utilização de amido no experimento. 
6) Todos os halogênios reagem com o hidrogênio formando hidretos. Explique porque a reatividade 
decresce de cima pra baixo dentro do grupo.