Roteiro Propriedades e Termogravimetria

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QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL - 2021 
 
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Roteiro 
Propriedades e Transformações de Compostos 
Inorgânicos / Termogravimetria 
 
Professor: Turma: 
Estudante: Data: 
 
1. TODOS os reagentes utilizados devem ser imediatamente fechados após o uso. Esta precaução é 
especialmente importante para certos reagentes, como os listados abaixo a título de exemplo. Para cada 
grupo de reagentes, responda: 
Reagentes O que acontece se o reagente fica em frasco aberto? 
Ácido sulfúrico intensa absorção de água 
Ácido Clorídrico, 
"Hidróxido de Amônio" 
perda do soluto por volatilidade e contaminação do ambiente 
Hidróxido de Sódio, 
Hidróxido de Potássio 
intensa absorção de água, absorção de dióxido de carbono 
Cloreto de Cálcio intensa absorção de água 
2. Qual é a diferença entre um fenômeno físico e um fenômeno químico? Dê exemplos de cada caso. 
 
 
 
 
 
 
3. Por que é difícil sublimar um sal inorgânico? 
 
 
 
 
Pré-Laboratório 
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4. Que diferença há entre substâncias deliquescentes e substâncias higroscópicas? Considerando suas 
propriedades, que aplicações poderiam ter tais substâncias? 
 
 
 
 
5. Observando a curva TG para o oxalato de cálcio mono-hidratado (CaC2O4H2O, Figura 6), responda: 
a) Quantos eventos ocorrem quando a amostra é aquecida até 600 oC? 
 
b) A que processo químico corresponde o evento que se inicia próximo a 450 oC e termina próximo a 
550 oC? Escreva a equação química correspondente. 
 
6. Observando a curva TG do carbonato de sódio (questão 9 do Cad-Lab), até que temperatura o carbonato 
de sódio anidro é estável? Seria possível decompor essa substância aquecendo-a em um tubo de ensaio à 
chama de um bico de gás? 
 
 
 
7. Considerando a curva TG do sulfato de cobre penta-hidratado (Figura 7), responda aos itens a seguir. 
a) Por que as moléculas de água são perdidas em três temperaturas diferentes? 
 
 
 
 
b) Indique na figura a curva DTG e explique a sua utilidade. 
 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL - 2021 
 
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Objetivos 
✓ Observar fenômenos relacionados à exposição de alguns compostos inorgânicos à atmosfera. 
✓ Observar fenômenos relacionados ao aquecimento de alguns compostos inorgânicos. 
✓ Introduzir a técnica de Termogravimetria com experimentos quantitativos de transformação de 
sais sob aquecimento. 
✓ Aprender a interpretar as curvas TG/DTG. 
Introdução 
Exposição de compostos inorgânicos à atmosfera 
Alguns compostos inorgânicos, durante armazenamento à temperatura ambiente, em contato 
com o ar atmosférico ou expostos à luz natural, podem sofrer uma série de transformações 
indesejadas. É natural que um reagente armazenado em um laboratório, sem maiores cuidados, tenha 
o mesmo teor de umidade que o do ar. Existem, no entanto, substâncias, denominadas 
“higroscópicas”, que “retiram” umidade da atmosfera. Em alguns contextos essa propriedade pode 
ser útil. Por exemplo, pacotes de sílica-gel são embalados junto com equipamentos eletrônicos para 
evitar o excesso de umidade. Substâncias higroscópicas também podem ser usadas em laboratório 
para secar outras substâncias em um equipamento chamado dessecador. Na maioria dos casos, 
entretanto, essa propriedade faz com que um reagente deixado aberto seja inutilizado. As substâncias 
denominadas deliquescentes absorvem tanta umidade que chegam a formar uma solução. Cristais de 
cloreto de cálcio anidro expostos ao ar na bancada do laboratório “desaparecem” em pouco tempo 
(na verdade formam uma solução). Obviamente, todos os compostos deliquescentes são 
higroscópicos, mas existem muitas substâncias que são apenas higroscópicas (exemplo: sílica-gel). 
Existem ainda substâncias que reagem com outros componentes do ar atmosférico. Por 
exemplo, hidróxidos alcalinos, além de serem deliquescentes, absorvem rapidamente o dióxido de 
carbono (CO2) do ar formando carbonatos. Muitas substâncias orgânicas, tais como como olefinas, 
aldeídos e éteres, reagem com o oxigênio do ar. Certos sais ou complexos de metais em baixo estado 
de oxidação também podem ser oxidados pelo oxigênio do ar. Por exemplo, os sais de ferro(II) são 
oxidados a compostos de ferro(III) com relativa rapidez em soluções aquosas, o que é caracterizado 
pela mudança de cor da solução de verde para castanha. Mesmo no estado sólido esse fenômeno pode 
ocorrer, se bem que de maneira mais lenta. 
Exposição de compostos inorgânicos ao aquecimento 
Sais inorgânicos têm elevada temperatura de fusão devido às forças de coesão do sólido que 
são ligações iônicas. Tipicamente os sais inorgânicos se fundem em temperaturas elevadas. A 
temperatura de fusão do NaCl é de 801 oC, próximo à temperatura de fusão do vidro de borossilicato. 
Pela mesma razão os sais inorgânicos são muito difíceis de sublimar (passagem direta do estado sólido 
para o gasoso). 
Alguns sais inorgânicos fundem em temperatura menor, por exemplo o KNO3 (334 
oC) e o 
KClO3 (356 oC), mas ambos se decompõem parcialmente em temperaturas próximas a de fusão. 
Outros se decompõem totalmente antes da temperatura de fusão, sendo em alguns casos a 
decomposição explosiva. O nitrato de amônio é utilizado como fertilizante e sua manipulação é segura 
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à temperatura ambiente, entretanto quando aquecido torna-se um violento explosivo. Foi a substância 
utilizada no atentado de Oklahoma nos EUA em 1995. 
Alguns sais inorgânicos apresentam moléculas de água integrando a sua estrutura cristalina 
(veja abaixo água de hidratação e de cristalização), que podem ser perdidas sob aquecimento mais 
intenso. 
Água de cristalização ou de hidratação 
Quando cristalizados a partir de uma solução aquosa, muitos compostos incorporam moléculas 
de água em suas redes cristalinas. A água de cristalização diz respeito a moléculas de água presentes 
no retículo cristalino, interagindo por meio de interações intermoleculares como ligações de 
hidrogênio com o ânion ou por meio de fracas interações iônicas com o metal, ou por ambas. Muitas 
vezes, a hidratação do cátion ou do ânion, ou de ambos, é necessária para compatibilizar o tamanho 
das unidades que compõem o retículo cristalino. 
Água de coordenação 
São moléculas de água ligadas ao metal por meio de ligações covalentes. Em geral, está presente 
em complexos catiônicos com metais nos estados de oxidação +2 ou +3. Para o NiCl26H2O, a análise 
de sua estrutura por difratometria de raios X revela que o cristal consiste de sub-unidades trans-
[NiCl2(H2O)4] que são ligadas umas às outras por meio de duas moléculas isoladas de água (Figura 
1). Então, 1/3 das moléculas de água no cristal não estão diretamente ligadas ao Ni2+, e essas podem 
ser denominadas "água de cristalização", enquanto que 2/3 das moléculas de água estão coordenadas 
ao íon Ni2+ (ligadas ao íon por ligação covalente) e são, portanto, águas de coordenação. A estrutura 
do cloreto de níquel(II) anidro pode ser observada na Figura 2, que consiste de um polímero de 
fórmula (NiCl2)n de cor amarela. 
 
Figura 1. Estrutura do NiCl26H2O. 
Fonte: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=55917556 
Figura 2. Estrutura do NiCl2 anidro. 
Fonte: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=5729819 
 
Em alguns casos pode haver interação por meio de ligação de hidrogênio entre o cátion 
hidratado e o ânion, como ocorre em alumens e sais de Cr3+ e Fe3+, por exemplo. A água pode ainda 
estar ligada por meio de ligação de hidrogênio ao oxoânion. Esse modo não é tão comum, mas ocorre 
no CuSO45H2O e, provavelmente, no ZnSO47H2O. 
http://pt.wikipedia.org/wiki/Cristaliza%C3%A7%C3%A3o
http://pt.wikipedia.org/wiki/Composto_qu%C3%ADmico
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A análise de cristais de sulfato de cobre penta-hidratado (CuSO45H2O) por difratometria de 
raios X mostra que, uma das moléculas de água está“presa” muito mais fortemente do que as outras 
quatro. A estrutura cristalina mostra que cada íon cobre está coordenado a quatro moléculas de água 
e dois sulfatos em posição trans em um octaedro. A quinta molécula de água não está ligada ao cobre, 
mas forma ligação de hidrogênio com dois íons sulfato e com dois hidrogênios pertencentes a duas 
moléculas de água ligadas ao cobre em posição cis (Figura 3). 
 
 
 
Tipos de ligação: 
➢ Ligação covalente: associada 
estequiometricamente ao cátion 
➢ Ligação de hidrogênio: associada 
estequiometricamente ao ânion 
 
 Figura 3. Estrutura do CuSO45H2O. 
Análise Termogravimétrica 
O aquecimento controlado de um composto inorgânico pode simplesmente secá-lo, se estiver 
úmido. Pode também provocar a perda de água de cristalização ou provocar outras transformações 
que podem ser acompanhadas por uma metodologia analítica chamada Análise Termogravimétrica. 
A Análise Termogravimétrica ou Termogravimetria (TG) consiste na medida da massa de uma 
substância enquanto ela é submetida a um aumento controlado de temperatura. O equipamento usado 
consiste em uma balança de alta precisão, um forno com o aquecimento controlado por um 
programador de temperatura e de um registrador (Figura 4). Durante uma análise, a amostra é 
colocada em um porta-amostra que é depositado no prato da balança existente no interior do forno. 
A massa da amostra é continuadamente medida pela balança e registrada em função da temperatura 
(ou do tempo, em algumas aplicações). Quando ocorre a produção ou o desprendimento de um 
componente volátil a uma dada temperatura, a variação de massa é registrada. É possível também 
haver ganho de massa pela incorporação de gases da atmosfera por meio de reações químicas 
(exemplo: oxidação). Uma curva termogravimétrica (curva TG) esquemática está ilustrada na Figura 
5. 
 
Figura 4. Esquema de uma termobalança. Figura 5. Esquema de uma curva TG. 
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Na curva TG esquemática (Figura 5) um único evento térmico é mostrado: a substância A se 
decompõe nas substâncias B (sólida) e C (gasosa). A eliminação da substância C implica em perda 
de massa, que será registrada por meio da variação de massa na balança. O processo de perda de 
massa se inicia na temperatura ti e termina na temperatura tf e M é a diferença de massa. Se a 
diferença for expressa em %, esta porcentagem sempre é relativa à massa inicial da substância. 
A curva TG é característica para cada substância e fornece informações sobre sua estabilidade 
térmica, bem como informações qualitativas e quantitativas a respeito de sua composição. Entretanto, 
as curvas TG são influenciadas por: a) velocidade de aquecimento do forno, b) natureza e fluxo do 
gás de purga (gás que passa no forno), c) tipo e geometria do porta-amostras e d) quantidade de 
amostra, portanto, estes parâmetros devem ser especificados. 
As termobalanças atuais registram tanto a curva TG quanto a curva DTG. A curva DTG 
corresponde à 1ª derivada da curva TG e é de grande utilidade para a observação de detalhes do perfil 
de variação de massa que seriam difíceis de perceber apenas com a curva TG. Um exemplo de curva 
DTG está mostrado na Figura 6 (linha pontilhada), juntamente com a curva TG (linha cheia). 
Interpretação das Curvas TG e DTG 
A Figura 6 mostra as curvas TG e DTG correspondentes à decomposição térmica do oxalato de 
cálcio mono-hidratado (CaC2O4.H2O), que é frequentemente utilizado como padrão para essa técnica. 
 
Figura 6. Curvas TG/DTG de CaC2O4.H2O em atmosfera dinâmica de N2 (razão de aquecimento de 
20 °C min-1). 
 
As curvas TG e DTG da Figura 6 mostram três eventos: 
1. Perda da molécula de H2O (18,015 g mol-1), que inicia próximo a 150 oC e termina próximo a 
200 oC. A equação correspondente ao processo é: CaC2O4H2O(s) → CaC2O4(s) + H2O(g). Como 
a água evapora, a balança registra uma perda de massa. Pela estequiometria da equação, esta perda 
deve corresponder a: 
% H2O = (18,015/146,112) × 100 = 12,330% (calculado, comparável ao valor experimental de 
12,549%) 
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2. Perda da molécula de CO (28,010 g mol-1), que inicia próximo a 450 oC e termina próximo a 550 
oC. A equação química correspondente ao processo é: CaC2O4(s) → CaCO3(s) + CO(g). Como o 
CO é gasoso, a sua perda será registrada na balança. Pela estequiometria da reação, essa perda deve 
corresponder a: 
% CO = (28,010/146,112) × 100 = 19,170% (calculado, comparável ao valor experimental de 
18,901%). 
ATENÇÃO: note que a porcentagem da variação de massa é calculada em função do composto 
inicial, o CaC2O4.H2O, cuja massa molar é 146,112 g mol
-1. 
 
3. Perda da molécula de CO2 (44,010 g mol-1) que inicia próximo a 650 oC e termina próximo a 775 
oC. A equação química correspondente ao processo é: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g). Como o CO2 
é gasoso, a sua perda será registrada na balança. Pela estequiometria da reação, essa perda deve 
corresponder a: 
% CO2 = (44,010/146,112) × 100 = 30,121% (calculado, comparável ao valor experimental de 29,262%). 
ATENÇÃO: note que a porcentagem da variação de massa é calculada em função do composto 
inicial, o CaC2O4. H2O, cuja massa molar é 146,112 g mol
-1. 
 
4. Resíduo da decomposição é o CaO (56,077 g mol-1) que é estável termicamente no intervalo medido. 
A porcentagem de massa residual deve ser coerente com o mecanismo proposto: 
% CaO =
 
(56,077/146,112) × 100 = 38,379 % (calculado, comparável ao valor experimental de 39,288%, 
calculado por diferença). 
ATENÇÃO: note que a porcentagem da variação de massa é calculada em função do composto 
inicial, o CaC2O4. H2O, cuja massa molar é 146,112 g mol
-1. 
Note também que no mecanismo proposto sempre são eliminadas moléculas estáveis e voláteis na 
temperatura de decomposição. Nunca serão eliminados átomos ou radicais. A primeira corroboração de 
que o mecanismo de decomposição proposto está correto é que as porcentagens de perdas de massa 
observadas experimentalmente estão próximas às calculadas. Em casos mais complexos, podem ser feitas 
caracterizações adicionais do resíduo e dos gases. 
A Figura 7 mostra as curvas TG/DTG do CuSO45H2O em atmosfera dinâmica de nitrogênio. 
Note que há três eventos ocorrendo entre a temperatura ambiente e 300oC e a distinção dos dois 
primeiros pode ser feita mais claramente a partir da curva DTG. Esses três eventos correspondem à 
perda das cinco moléculas de água do composto. 
A interpretação da curva TG deste composto é feita do seguinte modo: 
1. Perda da molécula de H2O (18,015 g mol-1) a partir do CuSO45H2O (249,686 g mol
-1), representada 
pela seguinte equação: CuSO45H2O(s) → CuSO44H2O(s) + H2O(g). 
% H2O = (18,015/249,686) × 100 = 7,215% (calculado), este valor corresponde à perda de 1 mol de água, 
portanto, as perdas de 13,734%; 15,268% e 7,220% podem ser atribuídas a 2, 2 e 1 moléculas de água. 
 
2. Perda da molécula de SO3 (80,064 g mol-1), representada por: CuSO4(s) → CuO(s) + SO3(g). 
% SO3 = (80,064/249,686) × 100 = 32,066% (calculado, muito próximo do valor experimental que 
é de 31,172%). 
 
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Figura 7. Curvas TG/ DTG de sulfato de cobre(II) penta-hidratado sob atmosfera dinâmica de 
nitrogênio, razão de aquecimento de 10,0 ºC min-1. 
3. Perda da molécula de O2 (31,999 g mol
-1), representada por: 4 CuO(s) → 2 Cu2O(s) + O2(g). 
% O2 = [31,999/(4 × 249,686) × 100] = 3,204% (calculado, comparável ao experimental de 2,982%). 
 
4. Resíduo final de Cu2O (143,091 g mol-1) 
% Cu2O = [(2 × 143,091) / (4 × 249,686) × 100] = 28,654% (calculado, o valor experimental calculado 
por diferença, é 29,624%). 
Novamente, é importante observar que, embora as perdas de massa depois da completa 
desidratação do sal estejam ocorrendo a partir do sal anidro (perda de SO3), ou de CuO (perda de O2), 
os cálculos devemser feitos sempre considerando a massa molar da amostra original, ou seja, do 
CuSO45H2O. 
Parte Experimental 
Materiais 
Conjunto básico, algodão, capa de encadernação preta, vidros de relógio extras. 
Reagentes 
Conjunto de soluções teste, cloreto de níquel(II) hexa-hidratado, sulfato de cobre penta-hidratado, sulfato 
de zinco hepta-hidratado, hidrogenocarbonato de sódio, cloreto de cálcio anidro, hidróxido de sódio, nitrato 
de potássio, cloreto de amônio, ácido clorídrico, amônia (hidróxido de amônio 28%). 
 
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Procedimentos 
Os ensaios de 1 a 3 serão realizados coletivamente (um ensaio para toda tu rma em vez de 
um por equipe). TODOS DEVEM LER OS PROCEDIMENTOS, OBSERVAR E ANOTAR 
OS RESULTADOS. 
1. Exposição do cloreto de cálcio à atmosfera 
1. Em um vidro de relógio seco deposite uma pequena porção (ponta de espátula) de cloreto de 
cálcio. Observe suas características e anote. Deixe-o exposto à atmosfera por pelo menos uma 
hora. Observe as mudanças e anote. 
Características ao ser retirado do frasco: 
Características após uma hora de exposição à atmosfera: 
2. Exposição do hidróxido de sódio à atmosfera 
1. Em um vidro de relógio seco deposite uma pequena porção de hidróxido de sódio. Observe 
suas características e anote. Deixe o material exposto à atmosfera por pelo menos uma hora. 
Observe as mudanças e anote. 
Características ao ser retirado do frasco: 
Características após uma hora de exposição à atmosfera: 
3. Contato entre vapor de ácido clorídrico e vapor de amônia 
1. Em um vidro de relógio sobre um fundo escuro ponha, em extremidades opostas, dois 
chumaços de algodão do tamanho de uma ervilha. No chumaço da direita ponha 4 gotas de 
amônia 28% e no da esquerda, 4 gotas de ácido clorídrico 36%. Tampe com outro vidro de 
relógio e observe por alguns minutos. Anote os resultados. 
 
 
 
 
 
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PARA OS PROCEDIMENTOS A SEGUIR, USE UM BÉQUER PARA APOIAR OS TUBOS DE 
ENSAIO QUENTES (NÃO OS COLOQUE NA ESTANTE PARA TUBOS). 
4. Aquecimento do nitrato de potássio à chama de um bico de gás 
1. Em um tubo de ensaio bem seco (se não estiver seco, seque-o à chama do bico de gás) deposite 
uma pequena quantidade (o suficiente para preencher a parte côncava do tubo) de nitrato de 
potássio e aqueça suavemente no bico de gás, até que ocorra uma fusão completa do sal. Retire 
o tubo de ensaio da chama e observe as mudanças no aspecto do seu conteúdo. Anote suas 
observações. 
2. Deixe esfriar e acrescente cerca de 1 mL de água destilada ao tubo de ensaio para a dissolução 
do resíduo (se necessário aqueça ligeiramente para facilitar a dissolução). Acidule a solução 
contida no tubo de ensaio com 5 gotas de solução de H2SO4 6,00 mol L
-1. Adicione, gota a 
gota, e agitando após cada adição, cinco gotas de solução de KMnO4 0,02 mol L
-1 (esse é um 
teste para nitrito, NO2−). Observe e anote o resultado. 
3. Em um tubo de ensaio bem seco (se não estiver seco, seque-o à chama do bico de gás) deposite 
uma pequena quantidade (o suficiente para preencher a parte côncava do tubo) de nitrato de 
potássio e aqueça no bico de gás até que ocorra a fusão completa do sal. MANTENHA O 
AQUECIMENTO ATÉ OBTER UMA SOLUÇÃO AMARELA/CASTANHA. Retire o tubo 
de ensaio da chama e observe as mudanças no aspecto do seu conteúdo. Anote suas 
observações. 
4. Deixe esfriar e acrescente cerca de 1 mL de água destilada ao tubo de ensaio para a dissolução 
do resíduo (se necessário aqueça ligeiramente para facilitar a dissolução). Acidule a solução 
contida no tubo de ensaio com 5 gotas de solução de H2SO4 6,0 mol L
-1. Adicione, gota a gota, 
e agitando após cada adição, cinco gotas de solução de KMnO4 0,02 mol L
-1 (esse é um teste 
para nitrito, NO2−). Observe e anote o resultado. 
 
 
 
 
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5. Aquecimento do cloreto de amônio 
1. Coloque em um tubo de ensaio limpo e seco, uma pequena quantidade (o suficiente para 
preencher a parte côncava do tubo) de cloreto de amônio. Aqueça à chama de um bico de gás. 
Observe e anote o ocorrido. 
 
Para realizar os procedimentos a seguir, os tubos de ensaio devem estar limpos e secos. Se não 
estiverem, seque-os à chama do bico de gás. É normal que a pinça de madeira fique chamuscada nos 
procedimentos a seguir, entretanto serão descontados pontos de comportamento daqueles que, 
negligentemente, deixarem a pinça queimar. 
 
Preencha o Quadro 1, seguindo as instruções: 
1. Numerar e medir a massa de quatro tubos de ensaio secos. 
2. Anotar com precisão a massa de cada tubo na coluna B do Quadro 1. 
3. Adicionar cerca de 1,00 g dos compostos descritos na coluna A nos respectivos tubos. 
4. Anotar com precisão o valor medido na coluna C do Quadro 1. 
5. Aquecer cada tubo de ensaio na chama do bico de gás por 3 a 5 minutos, procurando evaporar 
o líquido que eventualmente se condense na parte superior do tubo. 
6. Deixar esfriar e medir a massa do conjunto novamente. 
7. Anotar com precisão a massa do conjunto na coluna D do Quadro 1. 
 
Quadro 1 - Dados (massas expressas em gramas) 
 A B C D 
Tubo Composto Tubo vazio Tubo + composto 
Tubo + composto depois 
de aquecido 
1 CuSO45H2O 
 
2 ZnSO47H2O 
 
3 NaHCO3 
4 NiCl2.6H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Quadro 2 – Cálculos a partir dos dados do Quadro 1 
 E F G H 
Composto 
Massa (g) da 
amostra antes do 
aquecimento (C - B) 
Massa (g) da amostra 
depois do 
aquecimento (D - B) 
Perda de massa (g) 
(E - F) 
Porcentagem da 
perda de massa 
(G x 100) / E 
CuSO45H2O 
 (36,07) 
ZnSO47 H2O 
 (43,86) 
NaHCO3 (36,91) 
NiCl2.6H2O (45,48) 
 
Faça os seguintes testes com os resíduos do aquecimento: 
1. Em todos os tubos adicione cerca de 10 gotas de água, observe e anote mudanças de cor ou 
aquecimento 
Tubo Observações 
1 
2 
3 
4 
2. Apenas ao tubo 3 (resíduo do aquecimento do hidrogenocarbonato de sódio), adicione 3 mL 
de água e tente dissolver ao máximo o resíduo. Com papel indicador universal, medir o pH da 
solução. Informações: pH NaHCO3(sat) = 8,5; pH Na2CO3(sat) = 12. 
3. Ao tubo 3, adicionar com cuidado algumas gotas de HCl 6 mol L-1 (teste para carbonato, veja 
no livro do Vogel). Anote suas observações. 
 
pH da solução no tubo 3 = 
 
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Considerando as evidências macroscópicas que acompanharam as transformações observadas 
durante os experimentos realizados e, sempre que possível utilizando as equações químicas 
apropriadas, responda: 
1. O que aconteceu quando o CaCl2 anidro foi exposto ao ar? O que isto caracteriza? 
 
 
 
2. O que aconteceu quando o NaOH foi exposto ao ar? O que isto caracteriza? 
O 
 
 
3. O que aconteceu quando vapores de amônia entram em contato com vapores de ácido 
clorídrico? Escreva a equação química que representa a reação química ocorrida. 
 
 
 
 
 
4. O KNO3 reage com permanganato de potássio? Por quê? 
 
 
 
 
5. Qual reação química deve ter provocado o descoramento da solução de KMnO4 após o 
aquecimento exaustivo do KNO3? 
Quando o 
 
 
 
 
Cad-Lab 
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6. Como dito na introdução, sais inorgânicos costumam ter alta temperatura de fusão e não 
sublimam facilmente. O que ocorreu de fato quando o cloreto de amônio foi aquecido? 
Correlacione a resposta com os experimentos 3 e 5 e a questão 3. 
O que ocorre é um 
 
 
 
 
7. O que ocorre ao se aquecer o cloreto de níquel hexa-hidratado? E após a adição de 5 gotas de 
água? 
 
 
 
 
 
 
8. O que ocorre ao se aquecer o sulfato de cobre penta-hidratado? E após a adição de 5 gotas de 
água? Compare o ocorrido com o cloreto de níquel após a adição de 5 gotas de água. 
 
 
 
 
 
 
 
Para cada uma das curvas termogravimétricas a seguir (9 a 11), faça o quese pede. 
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9. Curvas TG/DTG do carbonato de sódio úmido sob atmosfera de ar razão de aquecimento 10 oC 
min-1. 
 
Interpretação da curva TG: 
 
 
 
 
 
Qual é o teor de umidade do composto? 
 
 
 
Qual a quantidade de substância (em mol) de água que o carbonato de sódio absorveu? 
 
 
 
 
 de sódio absorveu 0,6 mol de H2O. 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL - 2021 
 
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10. Curvas TG/DTG do sulfato de zinco hepta-hidratado sob atmosfera de ar razão de aquecimento 
10 oC min+. 
 
Interpretação da curva (apenas até 500oC): 
 
 
 
 
 
 
A fórmula ZnSO47H2O está correta para o composto? 
 
 
SO46H2O). 
Com o objetivo de se obter o sal mono-hidratado (ZnSO4H2O), a que temperatura se deveria 
aquecer o composto? 
a 180oC. 
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11. Curvas TG/DTG do hidrogenocarbonato de sódio sob atmosfera dinâmica de ar e razão de 
aquecimento 10 oC min-1. 
 
Interpretação: 
2 NaHCO3(s) → Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
% m = (18,015 + 44,001) x100/ (2 x 84,007) = 36,91% (calculado) 
 
Observado: 37,88% 
12. Correlacione as perdas de massa registradas no Quadro 2 com as curvas TG/DTG dos 
respectivos compostos. Segundo as curvas TG/DTG, a que se deve a variação de massa 
observada? 
12.1 – CuSO45H2O 
 
 
 
12.2 – ZnSO47H2O 
A 
 
 
 
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12.3 – NaHCO3 
 
 
 
 
12.4 – NiCl2.6H2O 
 
 
 
 
12.5 – Relate se há coerência entre a interpretação do item 12.3 e o teste de pH e o teste para 
carbonato. 
 
 
 
 
 
 
 
Bibliografia 
1. ALEXEYEV, V. Qualitative Analysis. Moscou, Mir, 1970. 
2. GIESBRECHT, E.(coord.) Experiências de química: técnicas e conceitos básicos: PEQ-
Projetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, USP, 1979. 
3. VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. Trad. A. Gimero. São Paulo, Mestre Jou, 1981. 
4. VOGEL, A. I. Química Orgânica: Análise Orgânica Qualitativa. Rio de Janeiro, Ao Livro 
Técnico S.A., vol. 1, 1ª ed., 1977. 
5. WEAST, R. C. (ed) Handbook of Chemistry and Physics, 1st Student Edition, Florida, CRC 
Press, 1988.