APOSTILA - QUI0275 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA, 2021, 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SERGIPE 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
DISCIPLINA 
 
 
QUI0275 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
ROTEIRO DE AULAS PRÁTICAS 
 
 
 
SÃO CRISTOVÃO – SE 
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AULA PRÁTICA 01 
 
INTRODUÇÃO AO TRABALHO DE LABORATÓRIO, TRATAMENTO DOS 
RESULTADOS OBTIDOS/LIMPEZA DE VIDRARIAS E DESCARTE DE 
RESÍDUOS 
 
1. NOÇÕES ELEMENTARES DE SEGURANÇA 
 
1.1. Normas de Segurança 
 
A ocorrência de acidentes em laboratório, infelizmente, não é tão rara 
como possa parecer. Com a finalidade de diminuir a frequência e a 
gravidade desses eventos, torna-se absolutamente imprescindível que 
durante os trabalhos realizados em laboratório se observe uma série de 
normas de segurança: 
 
 Siga rigorosamente as instruções específicas do professor. 
 Localize os extintores de incêndio e familiarize-se com o seu uso. 
 Certifique-se do bom funcionamento dos chuveiros de emergência. 
 Não fume no laboratório. 
 Use um avental apropriado. 
 Nunca deixe frascos contendo solventes inflamáveis próximos à chama. 
 Evite contato de qualquer substância com a pele. Seja particularmente 
cuidadoso quando manusear substâncias corrosivas como ácidos e bases 
concentrados. 
 Todas as experiências que envolvem a liberação de gases e/ou vapores 
tóxicos devem ser realizadas na câmara de exaustão (capela). 
 Sempre que proceder à diluição de um ácido concentrado, adicione-o 
lentamente, sob agitação sobre a água, e não o contrário. 
 Ao aquecer um tubo de ensaio contendo qualquer substância, não volte à 
extremidade aberta do mesmo para si ou para uma pessoa próxima. 
 Não jogue nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 Sempre que possível, trabalhe com óculos de proteção. 
 Ao introduzir tubos de vidro em rolhas, umedeça-os convenientemente e 
enrole a peça de vidro numa toalha para proteger as mãos. 
 Quando for testar um produto químico pelo odor, não coloque o frasco sob o 
nariz. Desloque com a mão, para a sua direção, os vapores os vapores que 
se desprendem do frasco. 
 Dedique especial atenção a qualquer operação que necessite aquecimento 
prolongado ou que desenvolva grande quantidade de energia. 
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 Ao se retirar do laboratório, verifique se as torneiras (água ou gás) estão 
fechadas. Desligue todos os aparelhos e deixe todo o equipamento limpo. 
 
 
1.2. Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros: 
 
 Queimaduras: 
 
a) Queimaduras causadas por calor seco (chamas e objetos aquecidos): 
 No caso de queimaduras graves, elas devem ser cobertas com gaze 
esterilizada umedecida com solução aquosa de bicarbonato de sódio a 5%. 
No caso de queimaduras leves, aplicar pomada de picrato de butesina. 
 
b) Queimaduras causadas por ácidos: 
 Lavar imediatamente o local com água em abundância, durante cerca de 
cinco minutos. Em seguida, lavar com solução de bicarbonato de sódio e 
novamente com água. Secar, aplicando então mertiolate. 
 
c) Queimaduras causadas por álcalis: 
 Lavar a região atingida imediatamente com bastante água, durante cinco 
minutos. Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com 
água. Secar a pele e aplicar mertiolate. 
 
 Ácidos nos olhos: Nos laboratórios, existem lavadores de olhos acoplados 
aos chuveiros de emergência. A lavagem deve ser feita por quinze minutos, 
após o que se aplica solução de bicarbonato de sódio 1%. 
 
 Álcalis nos olhos: Proceder como no item anterior, apenas substituindo a 
solução básica de bicarbonato por solução de ácido bórico a 1%. 
 
 Intoxicações por gases: Remover a vítima para um ambiente arejado, 
deixando-a descansar. 
 
 Ingestão de substâncias tóxicas: Administrar uma colher de sopa de 
“antídoto universal”, que é constituído de: duas partes de carvão ativo, uma 
de óxido de magnésio e uma de ácido tânico. 
 
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1.3. Unidades e medidas 
As experiências de laboratório em química, assim como em outras 
ciências quantitativas, envolvem muito frequentemente medidas de massa e 
volume, que são posteriormente utilizadas em cálculos. Sempre que uma 
medida é efetuada, deve-se levar em consideração uma incerteza a ela 
inerente. A incerteza de uma medida é muitas vezes limitada pelo 
equipamento que é utilizado na sua obtenção. Por exemplo: a massa de um 
objeto medida em uma balança auxiliar é 2,31 g (a incerteza encontra-se na 
segunda casa decimal) e a massa deste objeto medida em uma balança 
analítica é 2,3145 g (a incerteza encontra-se na quarta casa decimal). 
A exatidão de uma medida descreve a proximidade de um valor 
medido experimentalmente (xi) com do valor verdadeiro ou aceito como 
verdadeiro (xv) e é dada pelo erro absoluto (E): 
E = xi – xv 
 
A precisão de uma medida se refere à concordância entre várias 
medidas de uma mesma grandeza. A precisão pode ser estimada pelo desvio 
padrão (s), calculado como indicado: 
 
n
2
i
i=1
x - x
s =
n -1
 
 
onde n é o número de medidas feitas, xi é o valor de cada medida, é o 
valor médio das medidas dado: 

n
i
1 2 n i=1
x
x + x + + x
x = =
n n
 
 
As medidas podem ser exatas e precisas (ideal), podem ser exatas 
sem serem precisas, podem ser precisas sem serem exatas e podem nem 
ser exatas e nem precisas. Nos três últimos casos, isto ocorre devido a erros 
experimentais. 
A precisão de uma medida pode ser melhorada aumentando-se o 
número de determinações de uma medida. 
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Figura 1. Ilustração da exatidão e precisão utilizando a distribuição de 
dardos como modelo. 
 
1.3.1. Unidades de Medidas 
Os cientistas de todos os campos de conhecimento adotam um sistema 
padronizado de medidas, conhecido como Sistema Internacional de 
Unidades (SI). Esse sistema está baseado nas sete unidades 
fundamentais apresentadas na Tabela 1.2. Para expressar quantidades 
pequenas e grandes, em termos de poucos dígitos, são utilizados prefixos 
juntamente com as unidades básicas (Tabela 1.3). 
Tabela 1.2. Unidades básicas do sistema internacional. 
Quantidade física Nome da unidade Abreviação 
Massa Quilograma kg 
Comprimento Metro m 
Tempo Segundo s 
Temperatura kelvin K 
Quantidade de substância Mol mol 
Corrente elétrica Ampère A 
Intensidade luminosa candela cd 
 
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Tabela 1.3. Principais prefixos utilizados nas unidades quantitativas de 
análise. 
Prefixo Fator Decimal 
equivalente 
Abreviação 
kilo 103 1000 k 
hecto 102 100 h 
deca 101 10 da 
deci 10-1 0,1 d 
centi 10-2 0,01 c 
mili 10-3 0,001 m 
micro 10-6 0,000001 µ 
nano 10-9 0,000000001 n 
pico 10-12 0,000000000001 p 
 
 
1.3.2. Medidas de Massa – Balanças 
 
As balanças são instrumentos adequados para medir massas. As 
balanças de laboratório mais utilizadas são as balanças analíticas: (i) as 
macrobalanças tem capacidade máxima que varia entre 160 a 200 g e 
precisão de  0,1 mg, (ii) as semimicroanalíticas têm capacidade máxima 
que varia entre 10 a 30 g e precisão de  0,01 mg, e as (iii) as 
microanalíticas tem capacidade máxima que varia entre 1 a 3 g e precisão 
de  0,001 mg. Existem ainda balanças com menor precisão que as 
analíticas, são as balanças auxiliares (precisão de cerca de 1 mg). Estas 
balanças auxiliares devem ser usadas sempre que não for necessária uma 
elevada sensibilidade. 
O manuseio de uma balança requer muito cuidado, pois são 
instrumentos delicados e caros. Quando de sua utilização, devem ser 
observados os seguintes cuidados gerais: 
 
 Não colocar os reagentes diretamente sobre o prato da balança; 
 Os objetos a serem pesados devem estar limpos, secos e à 
temperatura ambiente; 
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 A balança deve ser mantida travada caso não estiver sendo 
utilizada; 
 Nas balanças analíticas, os objetos devem ser colocados e retirados 
com a pinça e não com as mãos; 
 O operador não deve se apoiar na mesa em que a balança está 
colocada, 
 Conserve a balança sempre limpa, retirandoqualquer respingo, 
partículas ou poeira de seus pratos com uma escova especial; 
 Execute todas as operações com movimentos suaves e cuidadosos; 
 Ao terminar seu trabalho, remova todos os objetos da balança. 
Mantenha-a coberta ou fechada. No caso de balanças eletrônicas, 
tenha a certeza de que ela esteja desligada. 
 
1.4. Limpeza de vidrarias 
 
Toda a vidraria utilizada em uma análise química deve estar 
perfeitamente limpa antes do uso, pois a presença de substâncias 
contaminantes pode induzir erros no resultado final da análise. 
Existem vários métodos para o procedimento de limpeza de vidrarias, 
mas geralmente é lavada com o auxílio de escovas e solução de detergente 
neutro, enxaguados com água corrente (torneira) e posteriormente três 
vezes com água pura (destilada ou deionizada) secando em um local 
protegido da poeira ou em estufas de secagem (exceto vidrarias 
volumétricas). 
 
Água para uso laboratorial 
 
O trabalho de análise química envolve o consumo de quantidades 
consideráveis de água na lavagem de utensílios, preparo de soluções, 
extrações, lavagem de precipitados, etc. Porém, a água da “torneira” possui 
quantidades apreciáveis de Na+, K+, Ca2+, Mg2+, Fe2+, Cl-, SO42- e CO32-, que 
contaminam ou podem interferir na correta quantificação de diversos 
procedimentos químicos. O grau de purificação das águas depende da 
análise a ser realizada, se os elementos de interesse tiverem grande 
concentração, é provável que somente a purificação por destilação seja 
suficiente. Para amostras com baixos teores dos elementos de interesse, 
exige-se a utilização de águas de ultra pureza. 
 
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Água destilada 
 
É um processo pelo qual se evapora a água, em seguida resfria-se o 
vapor, obtendo novamente água líquida e pura. Para realizar a destilação, 
usa-se um destilador. O aquecimento provoca a vaporização da água, 
enquanto as outras substâncias ou impurezas permanecem no recipiente. Ao 
passar por um tubo de vidro resfriado com água corrente, o vapor d'água se 
condensa, transformando-se novamente em líquido. A destilação da água 
mediante a destilação remove as espécies contaminantes não-voláteis, 
inorgânicas ou orgânicas; os gases dissolvidos na água original são liberados 
durante a destilação junto com o vapor d’água, e em parte, eliminada por 
ventilação. O dióxido de carbono e a amônia são os principais gases 
dissolvidos na água, sendo oriundos da água original ou formados por 
pirólise da matéria orgânica na destilação. 
 
Água deionizada 
 
Consiste no processo de remoção de grande parte dos íons presentes 
em água, através do uso de resinas com características catiônicas e 
aniônicas. Como a desmineralização da água consiste na remoção dos íons 
nela presente, o processo é também chamado de deionização. 
O processo de desmineralização consiste em percolar a água original 
em colunas de resinas catiônicas na forma H+ e aniônicas na forma OH-, 
separadamente, ou então em uma só coluna que contenha estes dois tipos 
de resinas (leito misto). No Primeiro caso deve-se passar a água 
primeiramente pelas resinas catiônicas, pois estas são mais resistentes que 
a aniônica tanto química quanto fisicamente. Deste modo às resinas 
catiônicas podem proteger as aniônicas, funcionando como um filtro 
aparando certos constituintes danosos às resinas aniônicas. 
 
1.5. DESCARTE DE RESÍDUOS 
 
Assim como na produção industrial, o laboratório gera resíduos 
provenientes dos restos de amostras e produtos líquidos (aquosos e 
orgânicos) ou sólidos provenientes dos processos químicos, além de gases e 
vapores das reações e digestões, etc. 
Em princípio, deve-se procurar reduzir ao mínimo a geração de 
resíduo, requisitando apenas o suficiente de amostras a serem utilizadas, e 
sempre que possível adotar métodos que utilizem o mínimo de reagentes. 
Neste aspecto, os métodos de análises mais modernos avançam nesta 
direção, utilizando instrumentos cada vez mais sensíveis requerendo 
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quantidades mínimas de amostras. Em linhas gerais, segue-se o que fazer 
com alguns resíduos gerados em laboratório. 
 
Descarte de gases ou vapores 
 
Trabalhando corretamente, os gases gerados, vapores e névoa devem 
ser gerados dentro da capela ou sob coifa de captação. Captados pelo 
sistema, os gases e vapores são conduzidos pelos dutos até a atmosfera 
externa do laboratório. 
Dentro de limites que a legislação permite, lançam-se os gases na 
atmosfera, porém empresas e instituições mais preocupadas com o 
ambiente instalam lavadores para gases ácidos ou básicos, ou filtros de leito 
de absorção para reter vapores orgânicos. 
 
Descartes de líquidos 
 
Ácidos e bases: Neutralizar com NaOH ou H2SO4, respectivamente, utilizar 
papel indicador ou gotas de fenolftaleína, para garantir que o pH da solução 
resultante situe-se entre 6 e 8. Após a neutralização, descartar lentamente 
na pia sob água corrente. 
Metais: Tratar com soda cáustica (NaOH + Na2CO3) em excesso. Descartar 
a mistura em recipientes apropriados para este fim que se encontram 
laboratório. 
Metais pesados: Requerem tratamento especial pela toxidez e rigidez na 
legislação vigente. Em princípio, deve-se removê-lo da solução precipitando, 
com acerto de pH conveniente ou fazendo adsorção com carvão ativo. 
O mercúrio, de uso em praticamente todos os laboratórios, e presente 
nos termômetros, merece comentário à parte: É prática usual utilizar 
termômetro de mercúrio para indicar a temperatura em reações, estufas e 
incubadoras. Ocorre que, com grande facilidade, pode-se quebrar o bulbo 
gerando vapores de mercúrio. Neste caso deve-se providenciar ventilação 
exaustiva na sala, usar EPI, para remover o mercúrio fazendo amálgama 
com limalha de cobre, procedendo no recolhimento do mesmo num frasco 
com água para evitar evaporação. 
 
 
 
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Descartes de sólidos 
 
Os resíduos sólidos são provenientes de vidrarias quebradas, frascos 
de reagentes, restos de amostras ou análises, materiais biológicos e material 
perfurocortante. Seguem alguns procedimentos: 
- Deve-se ter um recipiente forrado com saco plástico para armazenagem de 
vidros destinados a reciclagem 
- Os frascos de reagentes ou produtos tóxicos devem ser lavados, antes de 
sua armazenagem. 
- Os metais perfurocortantes como agulhas, seringas devem ser descartados 
em recipiente especial (Descartex). 
- Borra de metais pesados (sólido aderido ao papel de filtro), deverá ser 
armazenada e destinada a empresas ou laboratórios de tratamento de 
resíduos. 
É importante notar que alguns catálogos de reagentes já indicam 
procedimentos de como descartar resíduos dos produtos, ou através do 
código que constam no rótulo do frasco dos reagentes. 
 
Bibliografia: 
 
1- BROWN, T. L.; LEMEY Jr, H. E.; BURTEN, B.E.; BURDGE, J. R., Química: 
A Ciência Central, São Paulo: Editora Pearson Prentice Hall, 9ª. Edição, 
2005. 
2- ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química: Questionando a Vida 
Moderna e o Meio Ambiente, Porto Alegre: Editora Bookman, 5ª. 
Edição, 2003. 
3- SKOOG, D. A.; WEST, D. M.; HOLLER, F. J.; CROUCH, S. R., 
Fundamentos de Química Analítica, São Paulo: Editora Cengage 
Learning, 9ª. Edição, 2015. 
4- VOGEL, I. A., Química Analítica Qualitativa, São Paulo: Editora Mestre 
Jou, 1981. 
5- BACCAN, N.; ANDRADE, J. C. de; GODINHO, O. E. S., Química Analítica 
Quantitativa Elementar, São Paulo: Editora Edgard Blücher, 2ª. Edição, 1998. 
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AULA PRÁTICA 02 
REATIVIDADE DOS METAIS DO BLOCO S 
 
1- OBJETIVOS 
 
 Trabalhar o conceito de reatividade química; 
 Estabelecer a ordem de reatividade entre alguns metais por suas forças 
relativas como agentes redutores. 
 Verificar reações químicas de metais do bloco s 
 
2- FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, logo 
quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os 
metais mais reativossão aqueles que possuem grande tendência de perder 
elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade. 
Por exemplo: colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de 
sulfato de cobre (II) (coloração azul), verifica-se que a lâmina de ferro fica 
recoberta por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a 
solução fica amarela [solução de sulfato de ferro(II)]. 
Ocorre, pois, uma reação química que pode ser representada pela 
seguinte equação: 
 
Fe(s) + CuSO4(aq)  FeSO4(aq) + Cu(s) 
 
Conclui-se que o ferro é mais reativo do que o cobre, pois o desloca de 
seu composto. 
Por meio de reações deste tipo, colocam-se os metais em ordem 
crescente de reatividade química. 
 
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Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Ag, Pd, Pt, Au 
 
 
Maior reatividade, Menor nobreza 
 
Reações químicas de metais do bloco s que envolvem precipitação. 
Pode-se estudar as reações dos metais do bloco s em função da 
natureza dos produtos obtidos nas reações. Uma reação de precipitação 
ocorrerá se o Kps do produto de uma dada reação for pequeno. 
Nos sais pouco solúveis (solubilidade menor que 0,01mol/L), o produto 
da concentração de íons é uma constante a uma determinada 
temperatura. Esse produto é chamado produto de solubilidade (Kps). 
Seja a equação genérica: 
AB(s) → A+(aq) + B-(aq) 
Kps(AB) → [A+] . [B-] 
Kps(AB) = Produto das concentrações de A+ e B- 
De uma maneira geral: 
ApBq → pAq+ . qBp- 
APBq = [Aq+]p . [Bp-]q 
 
Quanto menor for o valor do Kps, menor será a solubilidade do composto. De 
um modo geral, quando o Kps for da ordem de 10-6 ocorrerá precipitação. 
Ao se analisar o quadro a seguir, percebe-se que os ânions hidróxido (OH-), 
carbonato (CO32-), oxalato (C2O42-), sulfato (SO42-) e cromato (CrO42-) podem 
ser utilizados para precipitar os íons, podendo-se realizar distinções desses 
íons em solução. 
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3- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a- Em um béquer de 100 mL, colocar 30 mL de água destilada + 2 gotas de 
fenolftaleína e agitar suavemente. Colocar ~2 mm de sódio metálico seco. 
Observar o desprendimento de bolhas e a mudança de cor do meio. 
CUIDADO!! 
b- Em um tubo de ensaio, adicionar 5 mL de água destilada e uma ponta de 
espátula de Mg em pó + 2 gotas de fenolftaleína. Observar o 
desprendimento de bolhas e a mudança de cor do meio. 
c- Em 4 tubos de ensaio colocar separadamente 5 gotas de MgCl2, CaCl2, 
BaCl2 e SrCl2, todos 0,1 mol/L, + 5 gotas de H2SO4 0,1 mol/L em cada tubo. 
Agitar, deixar os tubos descansando por 5 minutos e avaliar as 
características dos precipitados formados. Faça uma tabela 
descritiva/comparativa das características dos precipitados formados, como 
no exemplo a seguir. Verifique em quais casos houve formação de 
precipitados. 
Metal Coloração Observações 
Ba Branco cristalino Cristais pequenos, 
Formação de corpo de 
Fundo 
 
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d- Em um tubo de ensaio adicionar 5 gotas de MgCl2 0,1 mol/L e 5 gotas de 
solução de hidróxido de sódio 1 mol/L. Agitar e verificar o tipo de precipitado 
formado e anotar. Adicionar 5 gotas da solução de NH4Cl 2 mol/L nesse 
precipitado e agitar. Se necessário, adicionar mais NH4Cl 2 mol/L até o 
desaparecimento total do precipitado. 
e- Em 4 tubos colocar separadamente 5 gotas de MgCl2, CaCl2, BaCl2 e 
SrCl2, todos 0,1 mol/L + 5 gotas de oxalato de amônio 0,1 mol/L. Agitar, 
esperar 5 minutos e verifique em quais tubos houve formação de 
precipitado. Nos casos onde houve formação de precipitado adicionar 
10 gotas de solução de ácido acético 0,5 mol/L, agitar vigorosamente e 
verificar se o precipitado se dissolve ou não. 
f- Em 4 tubos colocar separadamente 5 gotas de solução de dicromato de 
potássio 0,1 mol/L e 10 gotas de solução de acetato de sódio 0,5 mol/L e 
agitar. Adicionar, separadamente, 5 gotas de solução de MgCl2, CaCl2, 
BaCl2 e SrCl2, todos 0,1 mol/L. Agitar os tubos, esperar 5 minutos e faça 
uma comparação visual sobre os tipos de precipitados formados e em quais 
casos não se se formou precipitado. 
OBSERVAÇÕES: 
-Lavar os tubos de ensaio com a escova delicadamente para não causar 
acidentes. 
-Os experimentos podem ser feitos alternados e com os tubos molhados. 
 
Bibliografia: 
1- ATKINS, P. W.; SHRIVER, D.F. Química Inorgânica. 3ª Edição. Porto 
Alegre: Bookman, 2003. 2. LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 
1ª Edição. São Paulo: Edgard Blucher, 1999. 
2- CANHAM, G. R.; OVERTON, T. Química Inorgânica Descritiva. 5ª Edição. 
Rio de Janeiro: LTC, 2015. 2. COTTON, F. A.; WILKNSON, G. Química 
Inorgânica. 1ª Edição. Rio de Janeiro: LTC, 1978. 
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AULA PRÁTICA 03 
REAÇÕES DE COMPOSTOS DE Al E C 
 
1- OBJETIVOS 
 Observar o comportamento do alumínio frente à água e em soluções 
ácidas e básicas. 
 Reconhecer que soluções aquosas de sais de alumínio são ácidas. 
 Identificar o caráter ácido – base do hidróxido de alumínio. 
 
2-FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
O alumínio é o elemento mais importante do grupo 13 da Tabela 
Periódica. Depois do ferro, é o metal mais utilizado no mundo atualmente 
e o terceiro elemento mais abundante, em peso, na crosta terrestre. A 
importância deste elemento está relacionada não somente com a sua 
abundância, mas, também, com a sua versatilidade. 
O principal minério de alumínio é a bauxita, que é constituída pelos 
óxidos: Aℓ2O3, Fe2O3, SiO2 e TiO2. O conteúdo de óxido de alumínio é de 
aproximadamente 50%. A obtenção do metal puro requer um tratamento 
inicial do minério com solução de hidróxido de sódio, visando a separação 
do óxido de alumínio dos demais compostos. 
O alumínio tem propriedades características dos metais. A sua 
superfície limpa é branco-prateada, mas, quando exposto ao ar, torna-se 
menos brilhante, pois se recobre de uma camada fina e aderente de 
óxido. Esta camada é apassivadora, ou seja, o protege da corrosão 
posterior. O alumínio é um bom condutor de calor bem como um 
excelente condutor de corrente elétrica; além disso, é um metal de baixa 
densidade. 
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Quando sais de alumínio são misturados com a água, os íons Aℓ3+ 
são imediatamente atraídos pelos pólos negativos das moléculas de água 
formando íons aquosos, [Aℓ(OH2)6]3+, que podem ser escritos, de modo 
simplificado, como Aℓ3+(aq). 
O campo elétrico associado ao íon Aℓ3+, pequeno e altamente 
carregado, tem intensidade suficiente para atrair elétrons do oxigênio das 
moléculas de água ligadas a este cátion, deixando-as mais polarizadas do 
que a H2O livre. Estas moléculas de água tornam-se doadoras de prótons. 
As moléculas livres de água atuam como bases de Brönsted-Lowry, 
segundo a equação abaixo: 
[Aℓ (H2O)6]3+ + H2O → [Aℓ (H2O)5OH]2+ + H3O+(aq) Ka = 1,12 x 105 
 
Carbono - Identificação e importância do CO2, CO32 e HCO3·. 
 
Carbono é um elemento essencial de toda a matéria viva. Apesar de 
grande parte dos seus compostos serem objeto de estudo da Química 
Orgânica, este elemento forma também muitos compostos classificados 
como inorgânicos, os quais são de grande importância para a vida. 
O carbono forma vários óxidos, mas os mais comuns e estáveis são o 
monóxido (CO) e o dióxido (CO2). O dióxido de carbono é um gás incolor, 
inodoro, e considerado um produto de grande interesse industrial. A 
atmosfera atua como reservatório de CO2 e, do ponto de vista biológico, 
este gás é importante no processo da fotossíntese, através do qual muitas 
plantas sintetizam a glicose e/ou outras espécies mais complexas, além do 
gás oxigênio, O2. 
6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ) → C6H12O6(s) + 6 O2(g) G = +2.862 kJ mol-1 
de glicose 
O CO2 juntamente com a água é o principal produto da combustão 
completa de compostos orgânicos. A sua existência na atmosfera é 
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importante, não só devido a sua participação no processo de fotossíntese 
como também no efeito estufa, isto é, na manutenção da temperatura 
média da Terra em torno de 15C. Entretanto, em excesso,contribui para o 
aumento da temperatura terrestre acima do desejado. As moléculas CO2 
absorvem radiação na região do infravermelho e a sua presença na 
atmosfera, juntamente com outros gases, contribui para diminuir a perda 
de calor da Terra por radiação e, desse modo, para aumentar a 
temperatura média do planeta. 
O dióxido de carbono desempenha papel importante ao contribuir 
para a manutenção do pH do plasma do sangue, que é mantido em cerca 
de 7,4, por vários sistemas tampão. Um desses sistemas é o formado por 
HCO3 / H2CO3. O dióxido de carbono também pode ser detectado através 
de sua reação com uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, 
(água de cal ou cal hidratada). Em meio aquoso, parte do dióxido de 
carbono encontra-se hidratado, na forma de CO2.H2O(aq), o qual reage 
com os íons OH formando íons carbonato, CO32. Nesse caso, forma-se o 
carbonato de cálcio, que é muito pouco solúvel em água e precipita como 
um sólido branco, CaCO3. Passando uma quantidade maior deste gás pela 
mistura, a turvação desaparece, pois o carbonato, CO32, formado também 
reage com o CO2 produzindo hidrogenocarbonato, HCO3, que é solúvel. 
O hidrogenocarbonato de sódio apresenta várias aplicações 
industriais, dentre as quais pode-se citar: fabricação de antiácidos, 
fermentos minerais e pasta dental. É também usado em extintores de 
incêndio. Nos fermentos minerais e nos extintores ele reage com ácidos 
(H+) liberando o gás CO2. 
O hidrogenocarbonato de sódio se mistura com água para produzir 
uma solução fracamente básica. Neste processo ocorrem dois equilíbrios 
competitivos, mas um predomina em relação ao outro (Kb > Ka). Veja as 
equações a seguir: 
HCO3(aq) + H2O(ℓ) H2CO3(aq) + OH(aq) Kb = 2,4 x 108 
18 
 
HCO3(aq) + H2O(ℓ) CO32(aq) + H3O+(aq) Ka = 5,6 x 1011 
 
3-PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1-Em um tubo de ensaio grande adicionar 5 gotas de solução de sulfato de 
alumínio 0,1 mol/L. Gotejar solução de NaOH 0,1 mol/L, agitar 
vigorosamente o tubo e verificar a formação de um precipitado branco de 
Al. Continuar gotejando a solução de NaOH 0,1 mol/L e verificar o 
desaparecimento progressivo do precipitado. Verificar o que ocorre durante 
toda a reação e anotar. Após cada gota agite vigorosamente o tubo. 
 
2-Repetir o procedimento descrito no item 1), utilizando solução de NH4OH 
0,1 mol/L no lugar da solução de NaOH 0,1 mol/L. Verificar o que ocorre 
durante toda a reação e anotar. COMPARAR COM O QUE OCORREU NO 
ÍTEM 1. 
 
3-Em um tubo de ensaio adicionar 5 gotas de solução de sulfato de alumínio 
0,1 mol/L. Gotejar solução de NaOH 0,1 mol/L, agitar e verificar a formação 
de um precipitado branco de Al, como foi feito na primeira parte das reações 
do item 1). Gotejar solução de HCl 0,1 mol/L e verificar o desaparecimento 
progressivo do precipitado. Verificar o que ocorre durante toda a reação e 
anotar. 
 
4-Em um tubo de ensaio colocar 5 gotas de uma solução de sulfato de 
alumínio 0,1 mol/L e 5 gotas de solução de carbonato de sódio 0,1 mol/L. 
Agitar e verificar o que ocorre durante toda a reação e anotar. 
 
5- Em um tubo de ensaio adicionar 5 gotas de carbonato de sódio 0,1 mol/L 
e 5 gotas de nitrato de prata 0,1 mol/L. Agitar e verificar o tipo de 
precipitado formado e anotar. Adicionar 5 gotas da solução de NH4OH 2 
mol/L, agitar e verificar o desaparecimento do precipitado. 
 
19 
 
6- Transfira uma ponta de espátula de CaCO3 para um tubo de ensaio e 
adicione cerca de 1 ml de HCl 1 mol/L. Agitar e observar a formação de 
bolhas de CO2. A formação de CO2 é evidência da presença de íons CO3-2 no 
sólido. Verificar o que ocorre durante toda a reação e anotar. Agite 
vigorosamente o tubo, para dissolver todo o sólido. 
 
7- Despeje a solução formada da reação do item 6 em um tubo de 
ensaio. Adicione com um conta-gotas, 30 gotas de solução de NH4OH 2 
mol/L. A seguir, adicione 3 gotas de uma solução de carbonato de amônio 
0,5 mol/L e agite. De acordo com a reação entre estas duas espécies, deve-
se ter íons Ca+2 nesta solução, evidenciado pela formação de um 
precipitado branco de CaCO3. Verificar o que ocorre durante toda a 
sequência de reações e anotar. 
 
8- Proceda à mesma sequência de reações dos itens 6) e 7), utilizando-se pó 
de cascas de ovos no lugar do CaCO3. TALVEZ AS CASCAS DEMOREM 
APROX. 15 MINUTOS PARA SE DISSOLVER TOTALMENTE NA 
SOLUÇÃO DE HCl 1 mol/L. USE O PÓ MAIS FINO POSSÍVEL DAS 
CASCAS. Verificar o que ocorre durante toda a reação e anotar. 
 
Bibliografia: 
1- VIVEIROS, A. M. V. e ROCHA, Z. N. Aula Prática – Alumínio: o 
elemento mais importante do grupo IIIA. UFBA, Instituto de Química. 
Salvador – BA, 1997. 
2- SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. 
Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
3- LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4ta ed, São Paulo: 
Edgard Blücher Ltda. 1999, p. 139-151. 
 
 
20 
 
AULA PRÁTICA 04 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS E ÂNIONS DOS BLOCOS S 
E P – PARTE 1 
 
1- OBJETIVOS 
 
 Identificar íons do bloco s através de reações químicas de precipitação e 
solubilização. 
 Avaliar a presença desses íons em amostras em soluções aquosas. 
 
 
2- FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
As reações estudadas na prática anterior podem ser usadas para identificar 
os íons do bloco s que foram estudados. 
Na figura a seguir é mostrada uma sequência, na forma de um fluxograma, 
para identificar os íons do bloco s estudados. Note que o íon Sr deve ser 
identificado por exclusão, uma vez que não há uma sequência de reações de 
precipitação e solubilização para esse íon. 
 
 
21 
 
3- PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Foram preparadas soluções desconhecidas que podem conter os cátions 
divalentes de Mg, Ba, Sr, Ca e o ânion CO32-. Os cátions e o ânion podem 
estar isolados, misturados ou nenhum deles. Faça testes qualitativos, 
como os feitos durante as práticas anteriores para mostrar quais desses íons 
estão presentes em qual amostra. 
a. Em um tubo de ensaio adicionar (5 gotas) de uma dada amostra e 10 
gotas de solução de H2SO4 0,1 mol/L, agitar e verificar o tipo de precipitado 
formado, ou se não formou precipitado. Fazer esse teste para cada uma das 
soluções desconhecidas. 
b. Em um tubo de ensaio adicionar (5 gotas) de uma dada amostra e 10 
gotas de oxalato de amônio 0,1 mol/L, agitar e verificar as características do 
precipitado formado, ou se não formou precipitado. Nos casos onde houve 
formação de precipitado adicionar 10 gotas de solução de ácido acético 
0,5 mol/L, agitar e verificar se o precipitado se dissolve. Fazer esse teste 
para cada uma das soluções desconhecidas. 
c. Em um tubo de ensaio, adicionar (5 gotas) da amostra e 5 gotas de 
hidróxido de sódio 1 mol/L. Agitar e verificar o tipo de precipitado formado e 
anotar. Se houve formação de precipitado, adicionar 5 gotas de solução 
de NH4Cl 2 mol/L, agitar e verificar se houve desaparecimento do 
precipitado. Fazer esse teste para cada uma das soluções desconhecidas. 
d. Em um tubo de ensaio adicionar 5 gotas de solução de dicromato de 
potássio 0,1 mol/L e 5 gotas de solução de acetato de sódio 0,5 mol/L. 
Agitar e adicionar 5 gotas da amostra, agitar e aguardar 5 minutos. Verificar 
se houve formação de precipitado. Fazer esse teste para cada uma das 
soluções desconhecidas. 
e. Em um tubo de ensaio adicionar 5 gotas de uma dada amostra e 5 gotas 
de oxalato de amônio 0,1 mol/L, agitar e verificar se houve formação de 
22 
 
precipitado. Se houver formação de precipitado, adicionar 10 gotas de HAc 
0,5 mol/L, agitar o tubo vigorosamente e verificar se o precipitado se 
dissolve, indicando a presença de Ca2+. Fazer esse teste para cada uma 
das soluções desconhecidas. 
f. Em um tubo de ensaio adicionar 5 gotas da amostra a ser analisada e 5 
gotas de nitrato de prata 0,1 mol/L. Agitar e verificar se houve a formaçãode um precipitado branco e anotar. Se houver a formação de 
precipitado, adicionar 5 gotas da solução de NH4OH 2 mol/L, agitar e 
verificar se houve o desaparecimento do precipitado, indicando a presença 
de CO32-. 
 
Bibliografia: 
1- SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. 
Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
2- LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4ta ed, São Paulo: 
Edgard Blücher Ltda. 1999, p. 139-151. 
 
 
23 
 
AULA PRÁTICA 05 
REAÇÕES DE COMPOSTOS NITROGENADOS 
 
1- Objetivos 
 Obter o gás nitrogênio e verificar seu comportamento quanto à 
combustão. 
 Obter e identificar o gás amônia. 
 Estudar o comportamento de oxoânions do nitrogênio em água. 
 
2- FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
Nitrogênio: obtenção e reatividade 
O elemento nitrogênio é um dos componentes dos aminoácidos e 
das proteínas presentes em todos os animais. Além disso, é um 
importante nutriente necessário ao desenvolvimento das folhas. Embora a 
atmosfera terrestre seja muito rica no gás nitrogênio (N2) – 78%, a 
utilização do elemento (N) pelos seres vivos não é um processo simples, 
devido à baixa reatividade do nitrogênio molecular (N2). Para que as 
plantas possam usar o nitrogênio do ar atmosférico é preciso que, antes, 
ele seja transformado em algum composto, como por exemplo, amônia ou 
nitratos. A transformação do nitrogênio em compostos úteis é um 
processo conhecido como fixação de nitrogênio. 
O nitrogênio é obtido, em escala industrial, condensando o ar e, em 
seguida, realizando uma destilação fracionada deste ar liquefeito. No 
laboratório, o gás nitrogênio pode ser obtido por decomposição térmica de 
sais, tais como, nitrito de amônio (NH4)NO2 ou azida de sódio (NaN3). 
Amônia é obtida industrialmente pelo processo Haber-Bosch, que é 
um dos principais meios artificiais de fixação do nitrogênio. Este processo 
consiste na reação catalítica entre os gases nitrogênio e hidrogênio, sob 
24 
 
condições de temperatura e pressão elevadas. Mais de 80% da amônia 
produzida é usada na indústria de fertilizantes. 
No laboratório, o gás amônia pode ser obtido a partir da reação 
entre um sal de amônio (por exemplo, NH4C) e uma base forte. Este gás, 
ao ser recolhido em água contendo um indicador de pH, pode ser 
identificado através da evidência de seu caráter básico. A amônia é um 
gás incolor, de odor pungente, que, em água, reage com a mesma, 
aceitando prótons, formando íons hidróxido (OH) e amônio (NH4+). Atua, 
portanto, como uma base de Brönsted-Lowry (pKb = 4,75). 
NH3(g) + H2O()→ NH4+(aq) + OH(aq) Kb = 1,8 x105 
Nitritos (NO2) e nitratos (NO3), dois oxoânions comuns do nitrogênio, 
são usados como aditivos em alimentos. São adicionados a carnes 
industrializadas e molhos, mas o uso destas substâncias deve ser cauteloso, 
pois o nível de nitrito não deve exceder 200 mg kg-1, e o de nitrato 500 mg 
kg-1. Estes compostos podem agir sobre a hemoglobina oxidando o ferro e 
diminuindo a sua capacidade de transportar o oxigênio. Além disso, reagem 
com aminas secundárias produzindo nitrosaminas, que são reconhecidas 
como substâncias cancerígenas. 
 
3-PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1-Colocar em um tubo de ensaio pequeno 5 gotas de uma solução de nitrato 
de sódio 0,2 mol/L e 5 gotas de uma solução de sulfato ferroso 0,1 mol/L 
acidificado. Inclinar o tubo em mais ou menos 45° e deixar escorrer pela 
parede do tubo 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado, tomando o 
cuidado para não agitar o tubo. Observar o anel marrom que se forma na 
interface água/ácido, indicando a presença de nitrato na solução. 
2-Em tubo de ensaio adicionar 5 gotas de solução de nitrito de sódio 0,2 
mol/L e 5 gotas de H2SO4 2 mol/L. Agitar e adicione 3 gotas de solução de 
25 
 
sulfato ferroso 0,1 mol/L acidificado. Verificar a formação de solução de 
coloração marrom-esverdeada, indicando a presença de nitrito na solução. 
3-Em um tubo de ensaio colocar 5 gotas de NH4Cl 0,1 mol/L e 5 gotas de 
NaNO2 0,2 mol/L. Aquecer suavemente e observar a formação de gases da 
reação. CAPELA! 
4-Repetir a reação 3 utilizando-se NaNO3 0,2 mol/L no lugar do NaNO2 0,2 
mol/L. Verificar o que ocorre visualmente a formação de gases da reação. 
CAPELA! 
5-Em um tubo grande colocar 5 gotas de H2SO4 concentrado e 5 gotas de 
NaNO2 0,2 mol/L. Aquecer suavemente e verificar a saída de um gás 
marrom do tubo de ensaio. CAPELA! 
 
NÃO RETIRE O TUBO DA CAPELA SE AINDA HOUVER LIBERAÇÃO DE 
GASES DO TUBO. COLOQUE 2 ML DE ÁGUA NO TUBO, AGITE E 
VERIFIQUE SE NÃO HÁ MAIS LIBERAÇÃO DE GASES DO TUBO. 
 
Bibliografia: 
1- LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4th ed, São Paulo: 
Edgard Blucher Ltda.,1996, p. 200-225. 
2- SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. 
Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
 
26 
 
AULA PRÁTICA 06 
REAÇÕES DE COMPOSTOS OXIGENADOS E HALOGENADOS 
 
1-OBJETIVOS 
 
 Obter e identificar o gás oxigênio. 
 Estudar o comportamento de óxidos em água. 
 Obter enxofre e estudar algumas de suas propriedades. 
 Estudar o comportamento de oxoânions do enxofre em água. 
 Avaliar reações químicas envolvendo o ácido sulfúrico. 
 
2-FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
O gás oxigênio, O2, é obtido industrialmente através da destilação 
fracionada do ar liquefeito. As fontes de oxigênio usadas pela indústria 
são: o ar, que contém cerca de 20% deste gás em volume, e a água, da 
qual se pode obtê-lo por eletrólise. No laboratório o oxigênio é obtido por 
decomposição térmica de certos oxossais tais como KCℓO3, KCℓO4, KBrO3, 
KMnO4, e, também, por decomposição da água oxigenada. 
Os compostos de oxigênio mais comuns são os óxidos. Esses são 
compostos binários de oxigênio e um outro elemento menos 
eletronegativo. As propriedades dos óxidos variam de acordo com o outro 
elemento ao qual o oxigênio está ligado, ou melhor, de acordo com o tipo 
de ligação EO, onde E representa qualquer elemento menos 
eletronegativo que o oxigênio. 
O enxofre, na sua forma elementar, é um sólido amarelo que ocorre 
em duas formas cristalinas: ortorrômbica (mais estável) e monoclínica, 
ambas formadas de moléculas S8. Essas moléculas consistem de um anel 
em ziguezague, de oito átomos de enxofre. O enxofre ocorre naturalmente 
tanto na forma elementar quanto na de alguns compostos, principalmente 
sulfetos e sulfatos. São vários os oxoânions do enxofre e alguns dos mais 
27 
 
comuns são: sulfito (SO32), hidrogenossulfito (HSO3), sulfato (SO42) e 
hidrogenossulfato (HSO4). Um modo de obter enxofre é a partir da 
decomposição, em meio ácido, do íon tiossulfato e os produtos formados 
são enxofre e solução de ácido sulfuroso, H2SO3(aq). 
O ácido sulfúrico é o ácido mais importante e consumido pelas 
indústrias químicas, devido à grande variedade de aplicações, 
principalmente ao largo uso na produção de fertilizantes, tais como os 
superfosfatos. Por outro lado, no meio ambiente este ácido é um dos 
responsáveis pela chuva ácida, podendo ser formado na atmosfera com 
teores acima do normal de óxidos de enxofre. 
Os halogênios são muito reativos e não existem, na natureza, na 
forma elementar. O alto potencial de redução indica que eles são bons 
agentes oxidantes, o que os leva a formar muitos compostos, 
principalmente haletos, largamente distribuídos na crosta terrestre. 
Todos os halogênios, na forma elementar, existem como moléculas 
diatômicas, X2. As forças existentes entre essas moléculas tornam-se mais 
intensas, com o aumento do número atômico do halogênio, o que justifica 
o crescimento dos pontos de fusão e ebulição dessas substâncias, indo do 
flúor para o iodo, à temperatura ambiente, o flúor e cloro são gases, o 
bromo é líquido e o iodo é um sólido. 
O cloro é um gás perigoso, de cor verde-amarelada, 
aproximadamente 2,5 vezes mais pesado que o ar. Tem cheiro 
característico extremamente forte,irritante e sufocante. É principalmente 
agressivo em relação às mucosas nasais, da garganta e das vias 
respiratorias provocando ainda graves irritações da vista. Não é inflamável, 
nem explosivo, podendo, no entanto, suportar combustão de outras 
substâncias. 
O bromo é um líquido denso, vermelho-escuro, que emite fortes 
vapores com coloração marrom-avermelhada. É uma substância de 
acentuado caráter tóxico, tanto sob a forma de vapor, quanto sob a forma 
líquida. Como é fortemente oxidante produz queimaduras gravíssimas. 
28 
 
Mantenha, próximo ao local da experiência, um frasco de NH4OH 
concentrado. Em caso de desprendimento de vapores de Br2, abra o frasco 
de hidróxido de amônio, a fim de que os vapores de NH3 reajam com os 
vapores de Br2, produzindo fumaças esbranquiçadas. Em caso de contato 
com a pele, lave longamente com água e aplique uma solução diluída de 
tiossulfato de sódio. 
O iodo é um sólido cinza que sublima facilmente. Seus vapores 
apresentam coloração víioleta intensa, têm odor irritante, sendo também 
corrosivo. 
O gás cloro pode ser obtido em laboratório quando este gás entra em 
contato com a água, ocorrendo reação de desproporção, que leva à 
formação dos ácidos clorídrico e hipocloroso (equação a); esta mistura é 
chamada de água clorada ou água de cloro. 
Cl2 + 3H2O ClO
- + 2H3O
+ + Cl
-
(aq) (aq)
 Ka = 4,2 x10
-4 (eq. a)
 
 
3-PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
1- Colocar uma ponta de espátula de NaCl sólido em um tubo de ensaio. 
Adicionar 5 gotas de H2SO4 concentrado. Aquecer o tubo e verificar o 
desprendimento de HCl colocando um papel umedecido com 3 gotas de 
NH4OH 2 mol/L. Notar as características da névoa branca formada. CAPELA! 
 
2- Em um tubo colocar uma ponta de espátula de NaBr sólido. Adicionar 5 
gotas de H2SO4 concentrado, aquecer o tubo e verificar o que ocorre. 
CAPELA! 
 
3- Em um tubo adicionar uma ponta de espátula de KI sólido e 5 gotas de 
H2SO4 concentrado. Aquecer o tubo e verificar as características visuais do 
gás formado na reação. CAPELA! 
29 
 
 
4- Em um tubo adicionar 5 gotas de NaCl 0,1 mol/L e 5 gotas de AgNO3 0,1 
mol/L. Agitar e observar a formação de um precipitado. Gotejar NH4OH 
2 mol/L até o precipitado desaparecer. Anotar o número de gotas para que o 
precipitado desapareça totalmente. CAPELA! 
 
5- Em um tubo adicionar 10 gotas de NaBr 0,1 mol/L e 5 gotas de AgNO3 0,1 
mol/L. Agitar e verificar a formação de um precipitado amarelo pálido. 
Gotejar NH4OH 2 mol/L até o precipitado desaparecer. Anotar o número de 
gotas para que o precipitado desapareça totalmente. VERIFICAR SE VOCÊ 
CONSEGUE DISSOLVER O PRECIPITADO FORMADO NESSA REAÇÃO 
USANDO A MESMA QUANTIDADE DE SOLUÇÃO DE NH4OH 2 mol/L, 
GASTA PARA DISSOLVER TODO O PRECIPITADO FORMADO NA 
REAÇÃO DO ÍTEM 4. 
 
6- Em um tubo colocar uma ponta de espátula de acetato de sódio sólido e 5 
gotas de H2SO4 concentrado. Aquecer o tubo suavemente e notar o odor 
característico de vinagre que sai do tubo. CAPELA! 
 
7- Em um tubo adicionar 5 gotas de Na2SO4 0,1 mol/L e 3 gotas de BaCl2 0,1 
mol/L. Agitar o tubo e verificar o que ocorre e anotar. Adicionar 3 gotas de 
HCl 6 mol/L, agitar o tubo e verificar se ocorre solubilização do precipitado. 
 
8- Em um tubo adicionar 5 gotas de Na2HPO4 0,1 mol/L + 3 gotas de HNO3 6 
mol/L + 6 gotas de solução de molibdato de amônio 0,1 mol/L. Deixar o 
tubo em repouso por 5 minutos. Verificar o que ocorreu e anotar. 
 
9- Em um tubo adicionar 5 gotas de solução de Na2HPO4 0,1 mol/L e 10 
gotas de solução de nitrato de prata 0,1 mol/L. Agitar o tubo e verificar a 
formação de um precipitado amarelo pálido. Em seguida, adicionar NH4OH 2 
mol/L em gotas e agitar até o precipitado desaparecer totalmente. 
30 
 
Verifique e anote quantas gotas foram necessárias para solubilizar todo o 
precipitado. 
 
Bibliografia: 
1- LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4th ed, São Paulo: 
Edgard Blucher Ltda.,1996, p. 200-225. 
2- SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. 
Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
AULA PRÁTICA 07 
REAÇÕES DE IDENTIFICAÇÃO DE CÁTIONS E ÂNIONS DOS 
BLOCOS S E P – PARTE 2 
 
Nessa prática serão disponibilizadas 4 amostras para análise, sendo 2 
soluções aquosas e 2 amostras sólidas. As possibilidades que devem ser 
verificadas para as soluções são as presenças de Mg2+, NO3-, Cl- e PO43-. 
Esquema simplificado para as análises das amostras em soluções: 
Mg2+ em soluções aquosas: Em um tubo de ensaio, adicionar 5 gotas da 
amostra e 5 gotas de hidróxido de sódio 1 mol/L. Agitar o tubo. Se houve 
formação de precipitado, adicionar 10 gotas de solução de NH4Cl 2 mol/L, 
agitar e verificar se houve desaparecimento do precipitado. 
NO3- em soluções aquosas: Colocar 10 gotas da amostra e 5 gotas de 
solução de sulfato ferroso acidificado 0,1 mol/L. Agitar o tubo. Inclinar o 
tubo em 45º e adicionar 7 gotas de ácido sulfúrico concentrado e não agite 
o tubo. A presença de um anel marrom indica a presença de íons NO3- na 
amostra em solução. 
Cl- em soluções aquosas: Colocar 5 gotas da amostra e 5 gotas de nitrato 
de prata 0,1 mol/L. Observar se houve a formação de um precipitado branco 
translúcido. Em caso positivo, adicionar 10 gotas de solução de NH4OH 2 
mol/L, agitar vigorosamente e observar o possível desaparecimento do 
precipitado. Se isso acontecer (formação do precipitado branco e seu 
desaparecimento), isso indica a presença de íons Cl- na amostra em solução. 
CUIDADO: ÍONS Cl- DA ÁGUA PODE DAR UM TESTE FALSO POSITIVO. 
 
PO43- em soluções aquosas: Em um tubo adicionar 5 gotas da amostra, 3 
gotas de HNO3 6 mol/L + 6 gotas de solução de molibdato de amônio 0,1 
mol/L. Agitar e deixar o tubo em repouso por 5 minutos. Se houver a 
32 
 
formação de um precipitado amarelo, isso indica a presença de íons PO43- na 
amostra. 
As possibilidades que devem ser verificadas para as amostras sólidas são 
as presenças de Ca2+, NH4+, Br- e Cl-. Você deve levar para a aula 
prática também seus materiais (procedimentos práticos e suas 
anotações), para as reações de identificação desses íons, que estão 
nas práticas 5, 6 e 7. 
 
Esquema simplificado para as análises das amostras sólidas: 
Ca2+ nas amostras sólidas: Em um tubo de ensaio adicionar uma ponta de 
espátula da amostra sólida. Adicionar solução de HCl 1 mol/L em gotas, até 
a dissolução completa da amostra. Adicionar 35 gotas de solução de NH4OH 
2 mol/L e agitar o tubo. Adicionar 5 gotas de solução de carbonato de 
amônio 0,5 mol/L e agitar. A formação de um precipitado branco indica a 
presença de Ca2+. 
NH4+ nas amostras sólidas: Colocar uma ponta de espátula da amostra 
sólida em um tubo e adicionar 10 gotas de solução de KOH 0,1 mol/L. 
Aquecer o tubo e colocar um papel com 2 gotas de HCl 6 mol/L na boca do 
tubo. A formação de uma névoa branca na boca do tubo indica a presença 
de íons NH4+ na amostra sólida. CAPELA! 
Br- nas amostras sólidas: Colocar uma ponta de espátula da amostra 
sólida em um tubo e adicionar 5 gotas de ácido sulfúrico concentrado. 
Aquecer suavemente o tubo. A formação de um gás marrom indica a 
presença de íons Br- na amostra sólida. CAPELA! 
 
Cl- nas amostras sólidas: Colocar uma ponta de espátula da amostra 
sólida em um tubo de ensaio. Adicionar 5 gotas de H2SO4 concentrado. 
Aquecer o tubo e verificar o possível desprendimento de HCl colocando um 
33 
 
papel umedecido com 3 gotas de NH4OH 2 mol/L na boca do tubo. Se houver 
Cl-, haverá a formação de uma névoa branca na boca do tubo. CAPELA! 
 
Bibliografia: 
1- LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4th ed, São Paulo: 
Edgard Blucher Ltda.,1996, p. 200-225. 
2- SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. 
Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.