CADERNO DE INORGÂNICA EXPERIMENTAL (1)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
Quìmica Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
1 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Hidrogênio 
2 – INTRODUÇÃO 
O hidrogênio é o elemento químico cujos átomos apresentam a estrutura mais simples. Existem três isótopos deste 
elemento, com números de massa 1, 2 e 3, denominados, respectivamente, de hidrogênio (ocasionalmente, prótio, H), 
deutério (D) e trítio (T). O hidrogênio é um gás incolor, inodoro e insípido, 14,38 vezes mais leve que o ar. O hidrogênio 
é pouco solúvel em água, mas dissolve-se consideravelmente bem em certos metais como o paládio (Pd) e a platina (Pt). 
Um volume de paládio é capaz de dissolver cerca de 900 volumes de hidrogênio. 
O átomo de hidrogênio possui apenas um próton em seu núcleo e um único elétron. Na forma elementar, o hidrogênio se 
apresenta como moléculas diatômicas apolares (H2). A estrutura eletrônica da molécula de hidrogênio é semelhante àquela 
do átomo de hélio, razão pela qual o hidrogênio molecular é relativamente inerte a temperaturas ordinárias. Em altas 
temperaturas, entretanto, a ligação entre os átomos é rompida e o hidrogênio torna-se ativo. A união de dois átomos de 
hidrogênio para formar uma molécula desprende uma considerável quantidade de energia: 
2𝐻  ⇌  𝐻2 H = −103 kcal / mol 
A energia dos átomos de hidrogênio é maior que a de uma molécula deste elemento e por isso o hidrogênio atômico é 
muito mais reativo que o hidrogênio molecular. Na prática, o hidrogênio atômico é usado em reações de redução 
(hidrogênio nascente). O hidrogênio molecular só toma parte em reações que ocorrem a temperaturas elevadas. 
As propriedades químicas do hidrogênio estão ligadas à habilidade dos seus átomos em perderem seu elétron, tornando-
se íons positivamente carregados. Entretanto, esta perda de elétron nunca é completa e o hidrogênio liga-se 
covalentemente mesmo aos elementos mais eletronegativos como flúor, oxigênio e cloro. Estas ligações covalentes são, 
entretanto, polares, sendo o hidrogênio o pólo positivo (δ+). Em alguns casos, o átomo de hidrogênio recebe um elétron 
formando o ânion hidreto, H-. Isto ocorre quando o hidrogênio se liga aos metais mais eletropositivos – sódio (Na), 
potássio (K), césio (Cs), etc. – formando os chamados hidretos iônicos ou salinos, sólidos iônicos cristalinos. 
O hidrogênio reage com o oxigênio formando água. A reação libera grande quantidade de energia: 
 
𝐻2(𝑔)  +  𝑂2(𝑔)  ⟶  𝐻2𝑂(𝑙) H = −136,8 kcal / mol 
 
Devido à liberação desta grande quantidade de calor durante a combustão do hidrogênio, sua chama apresenta alta 
temperatura – aproximadamente 1000 °C. Porém, a temperatura pode ser aumentada ainda mais – 2500 a 3000 °C – por 
introdução de um excesso de oxigênio na chama de hidrogênio. 
A altas temperaturas, o hidrogênio pode retirar oxigênio de muitos compostos, inclusive de grande parte dos óxidos 
metálicos. Por exemplo, se hidrogênio é passado sobre óxido de cobre aquecido, ocorre a seguinte reação: 
 
 𝐶𝑢𝑂(𝑠)  +  𝐻2(𝑔)  ⟶  𝐶𝑢(𝑠)  +  𝐻2𝑂(𝑙) 
 
Em laboratório, o hidrogênio é obtido (a) pela ação de água sobre metais, (b) pela ação de soluções ácidas diluídas sobre 
metais e (c) pela ação de soluções alcalinas sobre metais. 
 
Obviamente, estes são processos de oxirredução e, por isso, é necessário que o metal utilizado tenha potencial padrão de 
redução menor que o hidrogênio. Exemplos das reações citadas para a produção de hidrogênio são: 
 
a) 𝑁𝑎(𝑠)  +  𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)  +  
1
2
𝐻2(𝑔) 
 
b) 𝑍𝑛(𝑠)  +  𝐻𝐶𝑙(𝑙)  →  𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞)  +  𝐻2(𝑔) 
 
c) 𝐴𝑙(𝑠)  +  𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) +  𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2(𝑎𝑞)  +  
3
2
𝐻2(𝑔) 
 
Quando se dispõe de energia elétrica barata, a decomposição eletrolítica da água pode ser empregada na produção de 
hidrogênio: 
 2𝐻2𝑂(𝑙)  →  2𝐻2(𝑔)  +  𝑂2(𝑔) 
 
O hidrogênio eletrolítico é muito puro e é utilizado na hidrogenação de óleos vegetais e processos semelhantes. Vários 
outros métodos podem ser usados para a produção industrial de hidrogênio. 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Obtenção de hidrogênio mediante reação de metais com ácidos e bases 
✓ Identificação da formação de hidrogênio por meio da sua combustão 
✓ Comparação da reatividade de alguns metais diante de ácidos 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Materiais 
Tubo de ensaio normal 
Pinça de madeira 
Tubo de ensaio pequeno 
Caixa de fósforos 
Estante para tubos de ensaio 
Reagentes 
Zn (s) 
H2SO4 (6M) 
CuSO4 (1M) 
Mg (s) 
Fe(s) 
NaOH (6M) 
Al (s) 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Obtenção de Hidrogênio e comparação entre as reatividades de metais aos ácidos 
- Coloque, em um tubo de ensaio (1), 3 grânulos de zinco. 
- Adicione em seguida 2 mL de solução 6M de H2SO4 (se a evolução do gás for lenta, adicione gotas de CuSO4 1M). 
- Quando se iniciar o desprendimento de gás, coloque sobre a boca do tubo (1), o tubo de ensaio pequeno (2), limpo e 
seco, fixo por uma pinça de madeira (3). 
- Depois de 3 minutos de recolhimento de gás, afaste o tubo 2 do tubo 1 (mantendo o tubo 2 com a boca para baixo!) e 
aproxime uma chama (4) sob a boca do tubo 2, onde ocorrerá uma pequena explosão. 
 
 
 
 
- Coloque em três tubos de ensaio 1 mL de solução 6N de H2SO4, 2 mL de água destilada e agite. 
- A um dos tubos adicione uma pequena quantidade de Mg, ao outro tubo adicione uma pequena quantidade de Fe e ao 
outro uma pequena quantidade de Al. 
- Observe a evolução de H2 nos dois tubos e a diferença de reatividade entre os quatro metais (Zn, Mg, Fe, Al). 
- Equacione todas as reações que ocorrem. 
 
b) Obtenção de Hidrogênio através da reação entre metais e bases 
- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução 6N de NaOH e 2 mL de água destilada e agite. 
- Acrescente um pequeno pedaço de alumínio em fio. 
- Observe a evolução de H2. 
- Equacione a reação. 
. 
6 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos. 
2) Menciones três forma de obtenção de hidrogênio industrialmente 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível 
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado 
( ) Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DEQUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
Quìmica Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
2 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 1: Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio 
2 – INTRODUÇÃO 
2.1. Introdução 
O Grupo 1 contém os elementos lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr), chamados de 
metais alcalinos. As configurações eletrônicas dos metais alcalinos proporcionam uma maneira sistemática de 
compreender as propriedades químicas destes elementos, assim como as tendências observadas nos compostos deste 
grupo. A configuração eletrônica dos átomos de metais alcalinos, no estado fundamental, consiste de uma estrutura interna 
de gás nobre (“caroço” de gás nobre) com apenas um elétron de valência em um orbital s. Os primeiros potenciais de 
ionização destes elementos são os mais baixos da tabela periódica, indicando uma relativa facilidade para a remoção do 
elétron de valência. Porém, o segundo potencial de ionização de cada átomo – envolvido na retirada de um elétron do 
caroço de gás nobre – é sempre muito maior que o respectivo primeiro potencial de ionização, como esperado. Assim, os 
metais alcalinos facilmente formam cátions monovalentes segundo a semi- reação de oxidação: 
 
𝑀  →  𝑀+  +  𝑒− 
 
Por este motivo, os metais alcalinos são fortes agentes redutores. 
Com o aumento do número atômico, que envolve a entrada de elétrons em níveis de energia cada vez mais elevados, 
verifica-se um regular e notável aumento dos raios atômicos, e neste mesmo sentido diminui o potencial de ionização e, 
assim aumenta a capacidade redutora. 
Os metais alcalinos são guardados em querosene, uma vez que ao ar oxidam-se rapidamente. Reagem, também, 
rapidamente com água e ácidos, segundo as equações: 
 
𝑀(𝑠)  +  𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝑀𝑂𝐻(𝑎𝑞)  +  
1
2
𝐻2(𝑔) 
 
𝑀(𝑠)  +  𝐻+(𝑎𝑞)  →  𝑀+(𝑎𝑞)  +  
1
2
𝐻2(𝑔) 
 
2.2. Propriedades dos Metais Alcalinos 
Os metais alcalinos, quando recentemente cortados, apresentam brilho metálico. Todos esses metais são extremamente 
moles, e sua dureza diminui com o aumento do número atômico do metal. São bons condutores de calor e de eletricidade 
e possuem retículo cristalino cúbico de corpo centrado. Propriedades como baixa dureza, condutividade elétrica e 
térmica,ru e brilho podem ser explicadas pela grande mobilidade eletrônica que apresentam esses metais. 
Os metais alcalinos são os mais reativos dentre todos os metais conhecidos. Praticamente qualquer agente oxidante – por 
mais fraco que seja – pode ser reduzido pelos metais alcalinos. Quantitativamente, a capacidade redutora deles pode ser 
medida pelo potencial de oxidação, pelo menos em solução aquosa (o potencial de oxidação de uma substância mede a 
sua tendência a perder elétrons, ou seja, a sua tendência a se comportar como agente redutor). O potencial padrão de 
oxidação dos metais alcalinos é característico da reação: 
 
𝑀(𝑠)  →  𝑀+(𝑎𝑞)  +  𝑒− 
 
2.3. Ocorrência e Preparação 
Os metais alcalinos são encontrados na natureza somente na forma de cátions monovalentes. Os mais abundantes são o 
sódio e o potássio. Como todos os seus isótopos são radiativos, o frâncio existe apenas em quantidades muitíssimo 
pequenas e, por isso, não pôde ser devidamente estudado. 
 
A obtenção dos metais alcalinos é feita a partir dos íons positivos por redução. Métodos puramente químicos são 
dificilmente utilizados, visto que requerem um agente redutor mais forte que os metais alcalinos. 
 
2.4. Compostos 
Os óxidos simples M2O não são facilmente formados. Na reação direta com o oxigênio somente o lítio forma óxido 
(Li2O), mas com um pequeno teor de peróxido (Li2O2). O sódio forma o peróxido (Na2O2) com algo de superóxido 
(NaO2) e o potássio, o rubídio e o césio formam os superóxidos KO2, RbO2 e CsO2. Estas diferenças na estabilidade de 
óxidos, peróxidos e superóxidos estão relacionadas aos tamanhos relativos de cátions e ânions. 
Os peróxidos dos metais alcalinos, assim como os demais peróxidos metálicos, reagem com água formando os 
respectivos hidróxidos e peróxido de hidrogênio. Por exemplo, a reação entre peróxido de sódio e água é a seguinte: 
𝑁𝑎2𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) 
Entretanto, o peróxido de hidrogênio (H2O2) é desestabilizado e sofre desproporcionamento (auto-oxirredução) em H2O 
e O2: 
𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) → 𝐻2𝑂(𝑙) +
1
2
𝑂2(𝑔) 
Para se obter óxidos simples dos metais alcalinos, realiza-se uma redução de seus peróxidos pela ação de um excesso de 
metal, segundo a equação: 
2𝑁𝑎(𝑠) + 𝑁𝑎2𝑂2(𝑠) → 2𝑁𝑎2𝑂(𝑠) 
Os óxidos de metais alcalinos são substâncias sólidas muito higroscópicas capazes de se combinar facilmente com a água 
formando hidróxidos. Os hidróxidos são, também, substâncias sólidas, muito solúveis em água. As soluções aquosas dos 
hidróxidos são pronunciadamente básicas devido à dissociação: 
𝑀𝑂𝐻(𝑠) → 𝑀+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
Os sais dos metais alcalinos são, com raras exceções, solúveis e pertencem ao grupo dos eletrólitos fortes. Os íons 
alcalinos não participam de reações de hidrólise nem formam íons complexos em grau apreciável; porém, os ânions a eles 
associados, se forem derivados de ácidos fracos, sofrem hidrólise em solução aquosa e por isso as suas soluções 
apresentam pH básico (pH > 7 a 25°C). Por exemplo, o acetato de sódio dissolve-se em água segundo a equação: 
𝑁𝑎𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂(𝑠) → 𝑁𝑎
+(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−(𝑎𝑞) 
Como o íon acetato deriva de um ácido fraco (o ácido acético), ele é uma base (no sentido de Brönsted-Lowry) e reage 
com á água capturando um próton: 
𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂
−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻
−(𝑎𝑞) 
2.5. Espectros 
A absorção de energia pelos elétrons nos átomos leva à promoção dos mesmos para níveis de maior energia. O retorno 
desses elétrons para níveis energéticos mais baixos é seguido da liberação do excesso de energia para o ambiente. Sendo 
a energia emitida na forma de radiação eletromagnética (luz), esta será composta de vários comprimentos de onda. A 
energia emitida E relaciona-se ao comprimento de onda da radiação λ pela fórmula 
𝐸 =
ℎ𝑐
𝜆
 
em que c é a velocidade da luz ( c = 3 x108 m / s ) e h é a constante de Planck ( h = 6,626 x10-34 J·s ). Cada comprimento 
de onda emitido corresponde a um salto energético do elétron no átomo. A distribuição dos comprimentos de onda 
emitidos é o espectro de emissão do átomo em questão, espectro o qual é característico de cada tipo de átomo. Por este 
motivo, os sais voláteis dos metais alcalinos dão à chama do bico de Bünsen colorações características, de acordo com a 
tabela abaixo. 
 
 
Metal alcalino Coloração da chama 
Li Carmin 
Na Amarela 
K Violeta 
Rb Violeta-avermelhado 
Cs Azul 
 
 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Estudar e comparar a reatividade dos metais alcalinos com água 
✓ Verififcar a hidrólise de diferentes sais de metais alcalinos 
✓ Observar o fenômeno da emissão através do teste da chama 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Materiais 
Béquer (100 mL) 
Espátula 
Tubo de ensaio 
Proveta 5 mL 
Alça de Pt 
Bico de Bunsen 
Piesseta Água destilada 
 Estante para tubos de ensaio 
Reagentes 
Na (s) 
Fenolftaleína 
NaNO3 (s) 
Na2S (s) 
KCl (s) 
K2CO3 (s) 
HCl (aq) 
LiCl 
NaCl 
 KCl 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Reatividade 
- Coloque, em um béquer, 50 mL de água destilada. 
- Em seguida, adicione cuidadosamente um pequeno pedaço de sódio. 
- Adicione, após o encerramento da reação, gotas de solução de fenolftaleína e observe. 
- Equacione as reações ocorridas. 
 
b) Hidrólise dos sais dos metais alcalinos 
- Coloque,em quatro tubos de ensaio, cristais dos seguintes sais: 
Tubo 1: nitrato de sódio (NaNO3) 
Tubo 2: sulfeto de sódio (Na2S) 
Tubo 3: cloreto de potássio (KCl) 
Tubo 4: carbonato de potássio (K2CO3) 
- Adicione 3 mL de água deionizada a cada um dos tubos e agite. 
- Teste o caráter ácido-base das soluções com o indicador fenolftaleína. 
- Equacione todos os processos que ocorrem (dissolução e hidrólise). Em quais tubos ocorre hidrólise? Por quê? 
 
c) Teste de Chama 
- Introduza uma alça de Platina, previamente limpa com HCl, em uma solução saturada de LiCl. 
- Leve a alça de platina à chama não luminosa do bico de Bünsen. 
- Observe e anote a cor da chama. 
- Repita o procedimento usando soluções saturadas de NaCl e KCl. 
- Limpe a alça após cada experiência, introduzindo-a em ácido clorídrico e levando-a, em seguida, à chama. 
. 
6 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos. 
2) Como você espera que seja a reatividade dos metais alcalinos K e Rb frente à reação com água, em comparação 
com a do Na. Serão mais reativos ou menos reativos? 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível 
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado 
( ) Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
Quìmica Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
3 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 2: Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio 
2 – INTRODUÇÃO 
3.1. Introdução 
 O Grupo 2 da tabela periódica compreende o berílio (Be), o magnésio (Mg), o cálcio (Ca), o estrôncio (Sr), o bário (Ba) 
e o rádio (Ra). A configuração eletrônica dos chamados metais alcalino-terrosos em seu estado fundamental consiste em 
uma estrutura de gás nobre com dois elétrons no orbital s seguinte. Os metais alcalino-terrosos se assemelham aos metais 
alcalinos em muitas de suas propriedades. Não obstante, existem muitas diferenças entre os dois grupos devido ao distinto 
número de elétrons de valência de cada um. 
Os átomos dos elementos do Grupo 2 são menores que os átomos do metais alcalinos vizinhos em virtude do incremento 
da carga nuclear. Em conseqüência disso, os elementos do Grupo 2 são mais densos, possuem potenciais de ionização 
maiores, apresentam pontos de fusão e de ebulição mais elevados e são mais duros. 
Os dois elétrons de valência dos átomos dos elementos do Grupo 2 são facilmente perdidos por ação de agentes oxidantes. 
O processo desenvolve-se de acordo com a equação química geral: 
𝑀  →  𝑀2+  + 2 𝑒− 
A atividade redutora aumenta à medida que cresce o número atômico. Como conseqüência, o estrôncio e o bário devem 
ser conservados em querozene, ou, como o rádio, em tubos de vidro soldados, enquanto que os outros metais deste grupo 
(Be, Mg e Ca), por serem redutores mais fracos, podem ser guardados simplesmente em frascos fechados. 
3.2. Propriedades dos Metais Alcalino-Terrosos 
As propriedades metálicas dos metais alcalino-terrosos como, por exemplo, as condutividades térmica e elétrica, são 
menos acentuadas que as dos respectivos metais alcalinos vizinhos. Este fato deve-se a uma maior interação entre os 
elétrons de valência e o núcleo atômico dos átomos dos elementos do Grupo 2. Logo, a mobilidade eletrônica é menor. 
O berílio e o magnésio possuem retículo cristalino do tipo hexagonal compacto; o cálcio e o estrôncio, cúbico de face 
centrada; e o bário, cúbico de corpo centrado. 
A capacidade redutora é menos pronunciada em comparação à dos elementos do Grupo 1. Isto se deve ao fato de os 
metais alcalino-terrosos apresentarem maior carga nuclear e conseqüentemente menor raio que os metais alcalinos. Na 
série eletroquímica, todos estes metais estão acima do hidrogênio. 
 
3.3. Compostos e Espectros 
Os metais alcalino-terrosos, quando aquecidos ao ar ou em atmosfera de oxigênio, queimam com chama brilhante 
formando os seus respectivos óxidos: 
𝑀(𝑠) +
1
2
𝑂2(𝑔) → 𝑀𝑂(𝑠) 
Na prática, os óxidos destes metais são obtidos por decomposição térmica do carbonatos (Mg e Ca) ou nitratos (Sr e Ba) 
de acordo com as seguintes reações: 
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠)
∆
→𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) 
2𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2(𝑠)
∆
→ 2𝐵𝑎𝑂(𝑠) + 4𝑁𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) 
Os metais alcalino-terrosos são facilmente oxidados em soluções ácidas, por exemplo: 
 
𝑀(𝑠) + 2𝐻+(𝑎𝑞) → 𝑀2+(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
Com a água, o cálcio, o estrôncio e o bário reagem a frio, enquanto que o berílio e o magnésio reagem a quente. Como 
produtos das reações, formam-se os respectivos hidróxidos, segundo a equação: 
𝑀(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑀(𝑂𝐻)2(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
(Devido à sua natureza anfótera, o berílio dissolve-se também em soluções alcalinas, formando o íon hidroxiberilato: 
[Be(OH)4]2-). Os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos também são obtidos pela reação de seus óxidos com água; os 
hidróxidos de berílio e magnésio são obtidos por reação dos sais com os álcalis, uma vez que os óxidos e hidróxidos são 
pouco solúveis em água. 
Em laboratório emprega-se com freqüência a solução de hidróxido de cálcio (água de cal) ou a suspensão de hidróxido 
de cálcio sólido em solução saturada (leite de cal) assim como a solução de hidróxido de bário (água de barita). 
Entre os sais insolúveis distinguem-se os carbonatos e ortofosfatos. A solubilidade dos sulfatos diminui do berílio ao 
rádio: os sulfatos de berílio e magnésio são muito solúveis; o CaSO4 é parcialmente solúvel, e os sulfatos de estrôncio, 
de bário e de rádio são praticamente insolúveis. Os carbonatos dissolvem-se pela ação do CO2 em solução aquosa, 
formando bicarbonatos de acordo com a seguinte reação: 
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂3)2(𝑎𝑞) 
A água natural que contém alto teor de sais de cálcio e magnésio dissolvidos denomina-se água dura. A dureza da água, 
segundo normas russas, é expressa em miliequivalentes-grama (meq-g) de íons Ca2+ e Mg2+ por litro de água. A água cuja 
dureza é inferior a 4 meq-g/litro denomina-se mole; de 4 a 8, média; de 8 a 12, dura; e superior a 12, muito dura. 
A presença, na água, de Ca(HCO3)2 e Mg(HCO3)2 dá origem à dureza temporária (ou removível). Estes compostos podem 
ser removidos com a fervura da água dura (segundo a reação abaixo) seguida da filtração para se remover o precipitadode carbonato de cálcio. 
𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂3)2(𝑎𝑞)
∆
→𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
Os cloretos e sulfatos de cálcio e de magnésio causam a dureza permanente e podem se removidos quimicamente através 
de uma reação de dupla troca com um carbonato solúvel (por exemplo, Na2CO3) formando um precipitado de carbonato 
de cálcio e carbonato de magnésio, ambos insolúveis. 
Com ralação aos espectros, observa-se que sais voláteis de cálcio, estrôncio e bário dão à chama não luminosa do bico de 
Bünsen uma colração vermelho-tijolo, carmim e amarelo- esverdeado, respectivamente. 
 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Estudar as propriedades e formação de compostos de elementos do Grupo 2 
✓ Observar a formação de óxidos e hidróxidos de elementos do Grupo 2 através de diferentes reações 
✓ Utilizar as propriedades físico-químicas dos óxidos hidróxidos e sais de metais do Grupo 2 para sua 
identificação 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Materiais 
Bico de Bunsen 
Tubo de ensaio 
Pinça de madeira 
Papel de filtro 
Cadinho 
Placa de aquecimento 
Pinça metálica para cadinho 
Placa de amianto 
Tubo de ensaio 
Funil de separação 
Kitasato 
Becker (100 ml) 
Rolha Furada (para funil) 
Proveta 25 mL 
Papel de filtro 
Mangueira + pipeta pasteur 
Erlenmeyer (250 mL) 
Funil 
Bastão de vidro 
Proveta 50 mL 
Papel de filtro 
Suporte universal 
Garra 
Reagentes 
Fita de Mg 
Fenolftaleína 
Mármore (CaCO3) 
Ca(OH)2 (aq) 
HCl (6N) 
CaCO3 (s) 
Sabão 
CaCl2 (s) 
Na2CO3 (0,2M) 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Formação de Óxido e de Hidróxido de Magnésio 
- Aqueça, com o auxílio de uma pinça metálica, um pedaço pequeno de magnésio metálico em fita (Importante: a luz 
emitida na combustão do magnésio é rica em radiação fotoquimicamente ativa. Por isso, não fixe o olhar na luz que se 
desprende). O que se forma nesta reação? 
- Coloque o resíduo da reação em um tubo de ensaio contendo 3 mL de água destilada. Agite e goteje o indicador 
fenolftaleína. 
- Explique as suas observações e escreva as reações envolvidas. 
 
b) Formação de Óxido e de Hidróxido de Cálcio 
- Aqueça em um cadinho uma porção de mármore (contém CaCO3) em pó. 
- Após 5 minutos de aquecimento direto deixe o cadinho esfriar e teste a formação de óxido de cálcio – cal virgem – 
pela adição de água ao cadinho e posterior gotejamento de indicador fenolftaleína. 
- Anote as observações feitas e escreva as equações das reações envolvidas. 
 
c) Geração de CO2 e Formação de CaHCO3 
- O dióxido de carbono (CO2) pode ser preparado pela reação de um ácido forte com um carbonato. O carbonato de cálcio, 
que ocorre abundantemente na natureza, é comumente usado. 
- Prepare um tubo de ensaio com 4 mL de água de cal, Ca(OH)2(aq). 
- Use a aprelhagem (gerador de CO2) segundo o esquema a seguir: 
 
- Coloque 25 g de mármore e 10 mL de água no Kitasato (1). Adicione 25 mL de HCl 6N no funil de separação (2). Abra 
a torneira até conseguir o fluxo desejado de CO2 (você deverá observar as bolhas de CO2 sobre o mármore). 
- Borbulhe o CO2 formado no tubo de ensaio preparado previamente. Forma-se um precipitado que se dissolve em excesso 
de CO2. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
d) Dureza da Água 
d-1) - Dureza temporária. 
Coloque 1 g de carbonato de cálcio em um erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada. Soprando com um canudo, 
borbulhe CO2 no erlenmeyer durante 5 minutos. Filtre. 
- Escreva a equação química da reação que ocorre. 
- Retire 40 mL do filtrado para um erlenmeyer (I) e 40 mL para outro erlenmeyer (II) (Numere os erlenmeyers). 
- Aqueça o conteúdo do erlenmeyer I até a fervura e filtre. Escreva o que se observa e a reação que ocorre. 
- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II e agite vigorosamente. Explique 
o que se observa e escreva a reação química que o corre entre bicarbonato de cálcio e sabão (pesquise!). 
 
d-2) - Dureza permanente. Coloque 1 g de cloreto de cálcio em 100 mL de água destilada. 
Agite até a completa dissolução. 
- Retire 20 mL desta solução para um erlenmeyer (I) e 20 mL para outro (II). Acrescente 10 mL de carbonato de sódio 
0,2M ao erlenmeyer I sob agitação. 
- O que se observa? Equacione a reação química que ocorre. 
- Filtre o conteúdo do erlenmeyer I. 
- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II e agite vigorosamente. Explique 
o que se observa e escreva a reação química que o corre entre cloreto de cálcio e sabão (pesquise!). 
 
7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos. 
2) De que maneira se pode separar o precipitado de carbonato de cálcio (CaCO3) do bicarbonato (Ca(HCO3)2) 
formado na solução do experimento c? 
3) Quais os equilíbrios que ocorrem ao se dissolver CO2 em água? Equacione 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível 
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado 
( ) Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
Quìmica Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
4 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 13: Boro, Alumínio, Gálio, Índio e Tálio 
2 – INTRODUÇÃO 
O grupo 13 é composto pelos seguintes elementos: boro (B), alumínio (Al), gálio (Ga), índio (In) e tálio (Tl). Estes 
elementos apresentam configuração eletrônica externa ns2np1 e podem assumir o estado trivalente. Para atingir a 
trivalência, é necessário que um elétrons s seja promovido para um orbital p vazio e subseqüente formação de orbitais 
híbridos sp2. Átomos mais pesados do grupo, em especial o tálio, podem assumir estado de oxidação I e III. 
Reações e Compostos dos Elementos do Grupo 13 
O boro, pelo seu pequeno volume e elevada densidade de carga, apresenta forte caráter covalente. A maioria das ligações 
que realiza são do tipo covalente e, por este motivo, o boro é considerado um semi-metal. Os demais elementos do grupo 
apresentam propriedades metálicas acentuadas. Os dois primeiros elementos do grupo 13, boro e alumínio, queimam em 
oxigênio produzindo os óxidos B2O3 e Al2O3. 
O caráter ácido-base dos hidróxidos dos elementos do grupo 13 varia de acordo com o caráter iônico/covalente de cada 
hidróxido: hidróxidos iônicos comportam-se como bases e hidróxidos covalentes comportam-secomo ácidos. 
 
Hidróxido H3BO3 Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3 
Caráter Ácido Anfótero Anfótero Básico Básico 
 
O anidrido bórico (óxido de boro) forma uma série de ácidos bóricos: o ortobórico (H3BO3), comumente chamado de ácido 
bórico), o metabórico (HBO2) e os polibóricos de fórmula geral (B2O3)∙(H2O)y. Todos os ácidos bóricos são eletrólitos 
fracos, sendo o ortobórico o mais estável em solução aquosa; todos os demais ácidos bóricos combinam-se com a água 
formando o ácido ortobórico: 
 
O sal mais estável do boro é o tretraborato de sódio (bórax), de fórmula Na2B4O7, encontrado na forma decahidratada: 
 
 
 
Tetraborato de sódio decahidratado 
 
O bórax fundido dissolve óxidos metálicos formando metaboratos os quais são sais que apresentam, em geral, grande 
estabilidade térmica. Por exemplo, o óxido de cobalto(II) reage com bórax formando o metaborato de sódio e o metaborato 
de cobalto: 
 
Muitos metaboratos são coloridos. Esta propriedade é usada na obtenção de vidros coloridos, ou as chamadas “pérolas de 
bórax”, que são aplicadas em química analítica qualitativa. Uma vez que o bórax é um sal de ácido fraco, ele sofre 
hidrólise: 
 
Por este motivo, o bórax é empregado como álcali para titular ácidos. 
 
A semi-reação Al → Al3+ + 3e− apresenta um potencial padrão de 1,67 V. O alumínio se oxida na presença dos íons 
H+ da água, mas a reação cessa rapidamente devido à formação de uma fina camada de óxido sobre o metal, impedindo 
a continuidade da reação. A reação entre alumínio e ácido é a seguinte: 
 
 
e a sua reação com água é: 
 
Uma vez que o alumínio apresenta anfoterismo, reage também com soluções alcalinas formando o ânion aluminato e 
desprendendo hidrogênio: 
 
Em soluções alcalinas o hidróxido de alumínio converte-se em hidroxialuminato, um íon complexo de fórmula [Al(OH)4]-
Por exemplo, a adição de NaOH sobre um precipitado de Al(OH)3 causa a dissolução do hidróxido de alumínio na forma 
de hidroxialuminato de sódio, Na[Al(OH)4]: 
 
Entre os sais solúveis de alumínio, encontram aplicação o sulfato, o cloreto, o nitrato e o sulfato duplo de alumínio e 
potássio (alúmem de potássio, KAl(SO4)2∙12H2O). Já que o Al3+ provém de base fraca, esses sais hidrolizam-se em 
soluções aquosas (hidrólise de cátion) produzindo H+: 
 
 
 
Alguns dos sais de alumínio hidrolisam-se completamente (hidrólise de cátion e de ânion) em soluções aquosas. Por 
exemplo, o sulfeto de alumínio: 
 
Portanto, esses sais não podem ser obtidos em soluções aquosas. 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Observar a reatividade dos compostos formados por elementos desse grupo 
✓ Verificar as propriedades anfóteras do alumínio 
✓ Observar as reações de hídrolise do tetraborato de sódio e de sais de alumínio 
✓ Avaliar as reações do alumínio em meio ácido e básico 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Materiais 
Béquer 
Bastão de vidro 
Papel tornassol 
Papel Alumínio 
Tubos de ensaio 
Papel de filtro 
Espátula 
Reagentes 
Bórax anidro (tetraborato de sódio) 
Solução 1 N de Nitrato de mercúrio (Hg(NO3)2) 
Solução 6N de HCl 
Solução 6N de NaOH 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Hidrólise do Tetraborato de Sódio 
Coloque em um béquer 2 g de bórax anidro (tetraborato de sódio) e 20 mL de água destilada. Com um bastão de vidro, 
agite a solução até a completa dissolução do bórax (se necessário, aqueça o béquer suavemente). 
Teste o caráter ácido-base da solução com papel tornassol e explique o resultado obtido através de reações químicas. 
 
b) Reatividade do Alumínio à Água e ao Ar 
b-1) Remova a camada oxidada de um fio ou um pedaço de alumínio com o auxílio de uma lixa. Dobre o alumínio e 
introduza o pedaço em um béquer com água. Ocorre desprendimento de hidrogênio? 
b-2) Mergulhe, durante dois minutos, o pedaço de alumínio usado anteriormente e novamente lixado em uma solução 1N 
3 4 
Al(OH) (s) + NaOH( aq) → Na Al(OH) (aq) . 
 
de Hg(NO3)2 (nitrato de mercúrio). Em seguida, limpe o alumínio com um pedaço de papel de filtro e introduza-o 
novamente no béquer com água. Observe o desprendimento de hidrogênio e, em seguida, exponha o alumínio ao ar. 
Verifique a oxidação da superfície do metal. Escreva os equações das reações envolvidas e explique qual é a finalidade 
de se mergulhar o alumínio na solução de nitrato de mercúrio. 
 
c) Reação do Alumínio com Ácidos e com Bases 
c-1) Em dois tubos de ensaio coloque 2 mL de solução 6N de HCl. Em seguida e ao mesmo tempo adicione a um dos 
tubos um pedaço de alumínio previamente lixado (bem lixado!) e ao outro tubo um pedaço de alumínio com a superfície 
apassivada (não lixe!). O que você observa? 
c-2) Ponha um pedaço de alumínio previamente lixado em um béquer contendo solução de NaOH 6N. Verifique o que 
ocorre e escreva a equação da reação. 
 
d) Caráter Anfótero do Hidróxido de Alumínio 
Em dois tubos de ensaio distintos, obtenha o hidróxido de alumínio através da reação entre 1 mL das soluções 1N de 
AlCl3 (cloreto de alumínio) e 1N de NH4OH (hidróxido de amônio). 
- A um dos tubos adicione, aos poucos, solução de HCl e, ao outro, solução de NaOH. 
- O precipitado reage com o ácido? E com a base? Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
e) Hidrólise de Sais de Alumínio 
Coloque sobre uma placa de amianto 0,5 g de alumínio metálico em pó misturados com 1 g de enxofre. Forme um 
montinho com a mistura e introduza na mesma uma fita de magnésio. Em seguida, leve o conjunto para a capela. Na 
capela, acenda a fita de magnésio com um fósforo. Após a reação deixe e esfriar o produto e, em seguida, transfira-o para 
um béquer pequeno ao qual são adicionados 3 mL de água deionizada. Sinta o odor do gás que se desprende do béquer. 
O odor é carcterístico de qual composto? Escreva a equação da reação de formação do sulfeto de alumínio e de sua 
hidrólise. 
6 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
4) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos a, b, c, d e e. 
5) O que é uma substância anfótera? 
6) Qual o princípio fundamental de uma reação de hidrólise? 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível 
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado 
( ) Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
 
Química Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
5 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EMQUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 14: Carbono, Silício, Germânio, Estanho e Chumbo 
2 – INTRODUÇÃO 
Pertencem ao grupo periódico 14 o carbono (C), o silício (Si), o germânio (Ge), o estanho (Sn) e o chumbo (Pb). O carbono 
e o silício são elementos tipicamente não-metálicos; o membro seguinte da família, o germânio, apresenta comportamento 
mais metálico do que não-metálico; finalmente o estanho e o chumbo são tipicamente metálicos em suas propriedades 
físicas. Os átomos dos elementos do grupo 14 têm quatro elétrons em sua camada de valência. Apresentam propriedades 
redutoras nas reações com oxidantes e propriedades oxidantes nas reações com agentes redutores. À temperatura normal, 
o oxigênio não reage com carbono ou com o silício. Porém, à temperaturas elevadas, ocorre uma oxidação relativamente 
energética dos elementos, com formação de óxidos de fórmula EO2 e EO (E = C ou Si). Submetido ao aquecimento com 
ácido nítrico ou com ácido sulfúrico concentrado, o carbono se oxida formando dióxido de carbono (CO2, gás carbônico). 
Os ácidos, exceto o fluorídrico (HF), não têm qualquer efeito sobre o silício. Em presença de bases o silício desloca o 
hidrogênio da água formando silicato: 
 
Os compostos de carbono com metais denominam-se carbetos (por exemplo, o carbeto de cálcio, CaC2) e os de silício, 
silicetos (por exemplo, o siliceto de magnésio, Mg2Si). Alguns destes compostos são obtidos por síntese direta: 
 
Os carbetos e silicetos dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alumínio são decompostos facilmente pela água 
(hidrólise) e pelos ácidos, formando compostos hidrogenados gasosos: 
 
 
 
Os compostos hidrogenados mais simples, nos quais o número de átomos de hidrogênio corresponde à valência máxima 
dos elementos do grupo 14, têm a fórmula geral EH4. Estes compostos têm seus átomos unidos por fortes ligações 
covalentes e se apresentam na forma gasosa. São compostos apolares e não apresentam propriedade redutora. A combustão 
do metano se processa segundo a equação química: 
 
Os compostos hidrogenados de silício – os silanos SiH4, Si2H6 e outros – são auto- inflamáveis ao ar. O dióxido de carbono 
(CO2) é obtido por combustão do carbono ou de matéria orgânica, ou pela decomposição de carbonatos por aquecimento 
ou pelo ataque de ácidos. Em condições normais, 1,7 volumes de CO2 se dissolvem em 1 volume de água. O ácido 
carbônico (H2CO3) que se forma é um ácido fraco e solução resultante é um sistema em equlíbrio: 
 
Ao aquecimento da solução, o equilíbrio se desloca no sentido do desprendimento do CO2. Entre os ácidos silícicos convém 
destacar os seguintes: o metasilícico (H2SiO3) e o ortosilícico (H4SiO4), os quais são obtidos, em forma gelatinosa, nas 
reações de dupla-troca dos sais de ácido silícicos com ácidos minerais. O ácido carbônico forma duas séries de sais: os 
carbonatos (contendo o ânion CO32-) e os hidrogenocarbonatos (contendo o ânion HCO3-, mais conhecidos como 
bicarbonatos). Os carbonatos dos metais alcalinos (exceto do lítio) e de amônio são solúveis em água. Os sais dos ácidos 
silícicos são denominados silicatos e somente os silicatos de metais alcalinos e de amônio são solúveis em água. Os sais 
solúveis do ácido carbônico e dos ácidos silícicos – todos ácidos fracos – se hidrolisam conferindo pH alcalino às suas 
soluções. Exemplos: NaHCO3(aq), K2CO3(aq) e Na2SiO3(aq). Os elementos germânio, estanho e chumbo apresentam caráter 
químico análogo ao carbono e ao silício e número de oxidação +2 e +4 em seus compostos. A existência de números de 
oxidação que difere em duas unidades é devido ao efeito do par inerte. À temperatura ambiente, a água praticamente não 
ataca o estanho e o chumbo devido à formação, na superfície dos metais, de uma camada protetora de óxido que impede o 
desenvolvimento da reação. Este fenômeno é chamado de apassivação do metal e a camada protetora é chamada de camada 
de passivação. 
O ácido clorídrico age sobre o estanho e o chumbo convertendo-os em íons com carga +2: 
 
A reação com chumbo somente tem continuidade com aquecimento devido ao fato de que o cloreto de chumbo formado 
ser pouco solúvel em água fria. Os hidróxidos Sn(OH)2 e Pb(OH)2 são obtidos pala reação de dupla-troca entre um sal e 
uma base. São pouco solúveis em água, porém dissolvem-se em ácidos: o Pb(OH)2 reage com HNO3, H2SO4 e HCl 
formando, respectivamente, Pb(NO3)2, solúvel, PbSO4 e PbCl2, ambos insolúveis. Em meio básico, são formados estanatos 
([Sn(OH)]2-) e plumbatos ([Pb(OH)]2-), solúveis. Os hidróxidos de germânio, estanho e chumbo, quando tetravalentes, 
apresentam também propriedades anfóteras. Dois ácidos se formam quando o óxido de estanho(IV) reage com a água: o 
ácido metaestânico (H2SnO3) e o ácido ortoestânico (H4SnO4); reações análogas ocorrem com o óxido de chumbo (IV). 
O carvão ativado é um material que possui a capacidade de adsorver seletivamente gases, líquidos ou impurezas no interior 
dos seus poros, e dessa forma exibe poder de clarificação, desodorização e purificação. É utilizado amplamente em diversos 
setores das indústrias química, alimentícia e farmacêutica, da medicina e em sistemas de filtragem, bem como no 
tratamento de efluentes e gases tóxicos. Essa propriedade se dar dentre outros fatores a alta área superficial. 
 
 
Fonte: https://tratamentodeagua.com.br/artigo/ultrassom-residuo-biossorvente-paracetamol/ 
 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Verificar a Capacidade de Adsorção do Carvão Ativado. 
✓ Avaliar as Propriedades Redutoras do Carbono 
✓ Obter Silício Metálico 
✓ Realizar Reações De Hidrólise Do Silicato e do Carbonato de Sódio 
✓ Veriicar Algumas Reações Com os Hidróxidos de Estanho e de Chumbo 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Materiais 
Tubo de Ensaio 
Almofariz e pistilo 
Suporte Universal 
Pinças 
Bico de Bunsen 
Papel filtro 
Funil de vidro para filtração 
Espátula 
Proveta 
Papel indicador de pH 
Papel tornassol 
Reagentes 
Carvão Ativo 
Azul de Metileno 
Óxido de Cobre 
Fita de magnésio 
Carbonato de sódio 
Silicato de sódio 
cloreto de Estanho 
Nitrato de Chumbo 
Hidróxido de Amônio 
Ácido Nítrico 
Ácido Sulfúrico 
Ácído Clorídrico 
https://tratamentodeagua.com.br/artigo/ultrassom-residuo-biossorvente-paracetamol/
Hidrxido de Sódio 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Adsorção do Carvão Ativado 
- Em dois tubos de ensaio, adicionar 10 mL de uma solução do corante azul de metileno na concentração 10 mol/L. 
- A seguir, em um dos tubos de ensaio, adicionar uma pequena quantidade de carvão ativado (uma espátula) e agitar 
manualmente até todo carvão entrar em contato com a solução homogeneamente. 
- Aguardar dez minutos e posteriormente filtrar a solução. 
- Observar alguma alteração na solução filtrada e comparar com o tubo de ensaio que não teve contato com o carvão 
ativado. 
O que você observou após adição do carvão ativado à solução de azul de metileno? 
 
b) Propriedades Redutoras do Carbono 
 
- Em um almofariz adicionar uma espátula de carvão ativado e duas espátulas de oxido de cobre. 
- Com auxílio do pistilo homogenizar os pós 
- Transferir o pó para um tubo de ensaio e submeter ao aquecimento com o auxílio de um bico de bunsen e suporte 
universal como no esquema abaixo até observar a formação do cobre metálico. O que você observou no pó submetido ao 
aquecimneto que caracteriza a formação do cobre metálico? 
- Esperar esfriar e verter sobre papel filtro ou papel toalha e fazer observações do pó formado. 
 
 
Esquema de aquecimento da mistura carvão ativado e óxido de cobre 
 
c) Obtenção de silicio metálico 
 
- Pesar 0,75 g de silíca 
- Adicionar a um almofariz a sílica e magnésio (uma espátula) e com auxílio do pistilo homogenizar as substâncias 
- Transferir o pó para um tubo de ensaio e submeter ao aquecimento com o auxílio de um bico de bunsen e suporte 
universal como no esquemamencionado no item b até observar a formação do silício metálico. que você observou no pó 
submetido ao aquecimneto que caracteriza a formação do silício metálico? 
 
d) Hidrólise do Silicato e do Carbonato de Sódio 
- Teste as soluções de carbonato de sódio e de silicato de sódio com papel tornassol. Qual dos dois sais se hidrolisa mais 
facilmente? Comprove sua resposta utilizando papel indicador de pH. 
- Escreva as equações das equações envolvidas e justifique as suas observações com base no conceito ácido-base de 
Brönsted-Lowry. 
 
e) Anfoterismo dos Hidróxidos de Estanho e de Chumbo 
- Adicione gota a gota cerca de 3 mL de NH4OH 6M a 7 mL de soluções contendo os íons Sn2+ e Pb2+ (cloreto e nitrato, 
respectivamente), separadamente, a fim de obter os precipitados de hidróxido de estanho e de hidróxido de chumbo. 
- Divida cada uma das soluções (de hidróxido de estanho e de hidróxido de chumbo) em quatro tubos de ensaio. 
- Verifique o caráter anfótero destes hidróxidos utilizando as soluções 6M designadas na tabela abaixo. 
 
 Equação Química da Reação 
Reagente Sn(OH)2 Pb(OH)2 
HNO3 
H2SO4 
HCl 
NaOH 
 
- Por que o hidróxido de chumbo(II) “dissolve-se” em ácido nítrico e não de dissolve em ácido clorídrico e ácido sulfúrico? 
6 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos b, c, d e e. 
2) O que é adsorção? 
3) Consulte, na literatura, as propriedades do carvão ativado e algumas de suas aplicações. 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível 
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado 
( ) Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
 
Química Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
6 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 15: Nitrogênio, Fósforo, Arsênio, Antimônio e Bismuto 
2 – INTRODUÇÃO 
O grupo periódico 15 compreende o nitrogênio (N), o fósforo (P), o arsênio (As), o antimônio (Sb) e o bismuto (Bi). Os 
átomos desses elementos apresentam configuração eletrônica externa do tipo ns2np3. Entre os elementos do grupo 15 
observa-se uma gradação regular, que vai de um verdadeiro não-metal, o nitrogênio até um metal quase típico, o bismuto. 
Assim, os elementos mais leves, nitrogênio e fósforo, são não metais típicos, formando óxidos ácidos. Os elementos 
intermediários, arsênio e antimônio, são semi-metais, formando óxidos anfóteros. Já o bismuto apresenta características 
metálicas, formando óxidos básicos. 
O nitrogênio, com configuração 1s22s22p3, é apenas trivalente em seus compostos, pois o orbital vazio, 3s, é 
demasiadamente energético para que ocorra a promoção de um dos elétrons da camada L. Os demais elementos do grupo, 
entretanto, podem assumir estado pentavalente pela promoção de um dos seus elétrons de valência para um orbital d de 
relativamente baixa energia. 
O gás nitrogênio (N2) é incolor, inodoro e insípido, mais leve que o ar e pouquíssimo solúvel em água. Suas moléculas 
são diatômicas e a presença de três pares eletrônicos de ligação entre os átomos de nitrogênio faz com que o nitrogênio 
seja, até certo ponto, inerte à temperatura ambiente. A atividade química do nitrogênio aumenta, entretanto, com a 
elevação da temperatura, a ponto de se combinar com muitos metais formando nitretos (por exemplo, o nitreto de 
magnésio, Mg3N2). 
O gás nitrogênio pode ser obtido em laboratório pelo aquecimento de uma solução contendo cátion amônio ( NH3) e ânion 
nitrito ( NO2-): 
 
𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) + 𝑁𝑂2
−(𝑎𝑞) → 𝑁2(𝑔)+ 2𝐻2𝑂(𝑙) 
 
Os compostos hidrogenados mais simples da família do nitrogênio apresentam fórmula geral EH3 (por exemplo, a amônia, 
NH3) e possuem uma polaridade pequena, que diminui do NH3 até o BiH3. Eles são pouco solúveis em água com exceção 
da amônia: um volume de água dissolve 702 volumes do gás NH3 a 20°C. A amônia é obtida na indústria 
preferencialmente por síntese: 
 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) ΔH = -22,1 kcal / mol 
 
No laboratório, a amônia é obtida por decomposição dos seus sais quando aquecidos junto com bases, como por exemplo: 
 
𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝐻3(𝑔)+ 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) 
 
Durante a dissolução do NH3 em água, ele reage como base de Brønsted segundo a equação: 
 
𝑁𝐻3(𝑔)+ 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4
+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞) 
 
A solução aquosa de amônia comporta-se como uma solução de base fraca contendo, supostamente, NH4OH, que é 
conhecido por hidróxido de amônio. Quando neutralizada com ácidos, formam-se sais ditos de amônio. Estes sais são 
todos voláteis e, se submetidos ao aquecimento, sofrem decomposição térmica. Por exemplo: 
a) 𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑠) ⇌ 𝑁𝐻3(𝑔)+ 𝐻𝐶𝑙(𝑔) 
b) (𝑁𝐻4)2𝑆𝑂4(𝑠) → 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻𝐶𝑙(𝑔) 
c) 𝑁𝐻4𝑁𝑂2(𝑎𝑞) → 𝑁2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) 
A formação da amônia como produto de uma reação de decomposição de um sal está intimamente relacionada às 
características não oxidantes do ânion associado ao cátion amônio no sal. 
O fósforo existe na forma de moléculas P4, nas quais cada átomo de fósforo se encontra unido aos demais por meio de 
ligações covalentes simples. O fósforo apresenta variedades alotrópicas quanto ao arranjo cristalino: o fósforo branco, ao 
contrário das outras formas alotrópicas (vermelho, violeta e negro), é bastante reativo e dissolve-se em sulfeto de carbono 
(CS2). A queima do fósforo branco ou vermelho em atmosfera rica em oxigênio gera como produto o composto P4O10, 
usualmente chamado de pentóxido de fósforo, pois sua fórmula mínima é P2O5. A maioria dos oxidantes transforma o 
fósforo elementar em pentavalente (NOX 5+). A sua oxidação a fósforo(III) observa-se com menor freqüência. 
A fosfina (fosfano ou fosfeto de hidrogênio, PH3) é obtida hidrolisando-se os fosfetos metálicos ou fazendo-se reagir, a 
quente, fósforo branco com soluções alcalinas: 
 
𝐴𝑙𝑃(𝑠) + 3𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑃𝐻3(𝑔)+ 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3(𝑠) 
 
𝑃(𝑠) + 3𝐻2𝑂(𝑙) + 3𝑂𝐻
−(𝑎𝑞) → 𝑃𝐻3(𝑔) + 3𝐻2𝑃𝑂2
−(𝑎𝑞) 
 
Na última reação, além de PH3, produz-se íon hipofosfito (H2PO2-). Em laboratório, preparam-se 
oxiácidos do fósforo pela reação entre P4O10 com quantidades variáveis de água: 
𝑃4𝑂10 + 2𝐻2𝑂 → 4𝐻𝑃𝑂3 (ácido metafosfórico) 
𝑃4𝑂10 + 4𝐻2𝑂 → 2𝐻3𝑃2𝑂7 (ácido pirofosfórico)𝑃4𝑂10 + 6𝐻2𝑂 → 4𝐻3𝑃𝑂4 (ácido ortofosfórico) 
 
O ácido ortofosfórico (ou simplesmente ácido fosfórico), H3PO4, sendo um triácido, forma três espécies de ânions: 
dihidrogenofosfato ( H2PO4-), hidrogenofosfato ( HPO42-) e fosfato ( PO43-). 
 
Ao serem aquecidos, o arsênio, o antimônio e o bismuto são facilmente oxidados pelo oxigênio formando óxidos do tipo 
E2O3. As tendências à hidrólise dos cloretos de arsênio, antimônio e bismuto decrescem à medida que se passa do As ao 
Bi: a hidrólise do AsCl3 é quase completa, enquanto que SbCl3 e BiCl3 se hidrolisam apenas parcialmente. 
 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Obtenção de N2 por decomposição de dicromato de amônio. 
✓ Verificar a obtenção de amônia por diferentes reações 
✓ Estudar a decomposição do NI3 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Reagentes 
(NH4)2Cr2O7 (s) 
Acetona 
NaOH (s) 
NH4Cl (s) 
HCl (6N) 
NH4OH (concentrado) 
Iodo (s) 
Materiais 
Capsula de porcelana 
Pipeta conta-gotas 
Fósforos 
Erlenmeyer 
Papel tornassol 
Tubo de ensaio 
Pinça de madeira 
Bastão de vidro 
Becker (50mL) 
Funil 
Papel de filtro 
Suporte universal 
Anel para funil 
 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Obtenção de N2 em Laboratório: Decomposição Térmica de Dicromato de Amônio, (NH4)2Cr2O7 
 
- Esta reação química é conhecida como “vulcão químico” e é bastante usada em demonstrações de química. 
- Coloque cerca de 1 g de dicromato de amônio em uma cápsula de porcelana, formando um pequeno monte. 
- Coloque 2 gotas de acetona no pico do monte e atear fogo com um fósforo. 
- Descreva a reação que ocorre e escreva a equação química da reação. 
 
b) Obtenção de Amônia 
- Dissolva 2 g de NaOH em 15 mL de água destilada em um erlenmeyer e acrescente cerca de 2 g de cloreto de amônio. 
- Aqueça o erlenmeyer, cuidando para que o conteúdo não entre em ebulição. 
- Verifique o pH do vapor na saída do erlenmeyer com ajuda de um pedaço de papel tornassol umedecido com água. 
- Qual a coloração adquirida pelo papel de pH? Equaciones as reações que acontecem no erlenmeyer e no papel de pH. 
 
c) Obtenção e Decomposição de Cloreto de Amônio 
1- Molhe um bastão de vidro com HCl concentrado e aproxime-o da boca de um tubo de ensaio contendo hidróxido de 
amônio concentrado. 
- Explique o que acontece equacionando a reação. 
2 - Coloque aproximadamente 1 g de cloreto de amônio em um tubo de ensaio seco e aqueça. Observe o que acontece. 
- Explique as suas observações equacionando as reações que ocorrem 
 
d) Obtenção e Decomposição de NI3 
- Importante: Os trihaletos de nitrogênio (NX3) são compostos instáveis. O NBr3 e o NI3 são conhecidos apenas na 
forma de amoniatos instáveis. O NI3 amoniacal (NI3∙NH3) detona se não estiver em presença de excesso de amônia. 
- Misture 0,5 g de iodo finamente dividido com 5 mL de solução concentrada de hidróxido de amônio até obter um 
precipitado preto. 
- Filtre e lave o precipitado preto com água e deixe secar sobre o papel filtro. 
- Descreva o que ocorre após alguns minutos. 
- Equacione as reações químicas envolvidas nesta prática. 
 
7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
1) Represente as reações químicas ocorridas em todos os experimentos. 
2) Consulte, na literatura, as principais rotas de obtenção de N2 e NH3 a nível industrial. 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível 
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado 
( ) Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
 
Química Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
7 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 16: Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio e Polônio 
2 – INTRODUÇÃO 
O grupo periódico 16 compreende o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se), o telúrio (Te) e o polônio. Os átomos 
destes elementos possuem configuração eletrônica externa ns2np4, o que explica a divalência dos elementos deste grupo. 
Os elementos do grupo 16 apresentam potenciais de ionização caracteristicamente elevados, não apresentando 
propriedades metálicas (com exceção dos elementos mais pesados do grupo, os quais possuem maiores raios atômicos e, 
consequentemente, maiores potenciais de ionização). 
O oxigênio difere dos outros elementos do grupo por se tratar de um gás à temperatura ambiente, constituído de moléculas 
diatômicas, O2. Os demais elementos do grupo são sólidos, com unidades estruturais maiores do que moléculas 
diatômicas. Todos os elementos do grupo 16 apresentam alotropia; por exemplo, o oxigênio pode existir como O2 ou 
como O3 (ozônio). Os outros elementos do grupo podem também existir em duas ou mais formas, diferindo no número 
de átomos na molécula ou na disposição das moléculas no sólido. 
 
a. Propriedades e Compostos do Oxigênio 
O oxigênio elementar apresenta-se na forma de moléculas diatômicas, sendo em condições normais um gás incolor, 
inodoro, pouco solúvel em água (a molécula de O2 é apolar) e paramagnético (é atraído por um campo magnético). Seu 
paramagnetismo não pode ser explicado nem pela VSEPR nem pela TLV, pois nenhuma destas teorias explica ou prevê 
a presença de elétrons desemparelhados na molécula. A teoria dos orbitais moleculares (TOM), por outro lado, oferece 
uma descrição completa do paramagnetismo do oxigênio, prevendo a existência de dois elétrons desemparelhados na 
molécula de O2. 
O oxigênio é capaz de combinar-se com a maior pare dos elementos produzindo calor e luz em reações comumente 
chamadas de combustões. Em atmosfera de oxigênio puro as combustões são mais violentas do que ao ar. Embora o 
mesmo calor esteja envolvido em ambos os processos, a combustão em atmosfera de O2 puro ocorre mais rapidamente, 
já que nenhuma energia é gasta para o aquecimento do nitrogênio como ocorre nas combustões ao ar. 
No laboratório prepara-se o O2 por decomposição térmica do perclorato de potássio. Em escala industrial, prepara-se o 
O2 por liquefação e destilação fracionada do ar. 
Em seus compostos o oxigênio pode apresentar três diferentes números de oxidação. Nos óxidos, compostos muito 
comuns contendo oxigênio, este elemento apresenta número de oxidação -2. Nos peróxidos, o número de oxidação é -1 e 
nos superóxidos é -1/2. Os peróxidos são caracterizados por uma ligação simples oxigênio-oxigênio que usualmente se 
rompe coma absorção de energia relativamente alta. 
 
O2- O22- O2- 
Os ânions óxido, peróxido e superóxido, respectivamente 
 
Os elementos mais pesados do grupo 1 (K, Rb e Cs) reagem com o oxigênio formando principalmente superóxidos (KO2, 
RbO2 e CsO2), sólidos iônicos. Sódio, estrôncio e bário formam peróxidos (sólidos iônicos) os quais regem com ácidos 
produzindo peróxido de hidrogênio, H2O2. Por exemplo: 
 
𝐵𝑎𝑂2(𝑠) + 𝐻
+(𝑎𝑞) → 𝐵𝑎2+(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) 
 
O peróxido de hidrogênio se decompõe espontaneamente segundo a equação química 
 
2𝐻2𝑂2 → 2𝐻2𝑂 + 𝑂2 ΔH = - 46,9 kcal / mol 
 
 
Entretanto, o peróxido de hidrogênio e suas soluções aquosas, na ausência completa de catalisadores podem permanecer 
inalterados por longo tempo devido à velocidade virtualmente 
 
nula da reação de decomposição à temperatura ambiente. A decomposição do peróxido de hidrogênio é acelerada por 
enzimas presentes no sangue, chamadas catalases. Por outro lado, há certas substâncias que retardam a sua decomposição 
com, por exemplo, o ácido fosfórico e o ácido úrico. As soluções comerciais de peróxido de hidrogênio costumam conter 
substâncias estabilizadoras. 
A propriedade química mais característica do peróxido de hidrogênio é sua forte capacidade oxidante, como se observa 
na seguinte reação: 
 
2𝐾𝐼 + 𝐻2𝑂2 → 𝐼2 + 2𝐾𝑂𝐻 
 
Em menor escala, somente em reações com oxidantes muito fortes, o peróxido de hidrogênio pode manifestar 
propriedades redutoras, como na reação a seguir: 
 
𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂2 → 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑂2 
 
Todos os elementos – com exceção do flúor e dos gases nobres – formam óxidos. Os óxidos metálicos geralmente 
apresentam forte caráter iônico, principalmente quando o metal se localiza mais à esquerda da tabela periódica (Ex: CaO, 
K2O). Estes óxidos são todos sólidos à temperatura ambiente e geralmente são óxidos básicos. Os óxidos não-metálicos 
são covalentes (P2O5, SO2, etc), sendo geralmente gasosos à temperatura ambiente e apresentando caráter ácido. Os óxidos 
covalentes são, desta forma, comumente chamados de anidridos de ácidos. Por exemplo, o CO2 é o anidrido (produto da 
desidratação) do ácido carbônico, H2CO3. 
Não é possível classificar rigidamente todos os óxidos como ácidos ou básicos. Alguns óxidos, especialmente aqueles 
formados pelos elementos mais ao centro da tabela periódica, reagem tanto com ácidos como com bases e, por isso, são 
chamados de óxidos anfóteros. Por exemplo, observe as seguintes reações envolvendo o óxido de zinco, anfótero: 
 
𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 2𝐻+(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → [𝑍𝑛(𝑂𝐻)4]
2−(𝑎𝑞) 
 
b. Propriedades do Enxofre 
O enxofre apresenta-se comumente como um sólido amarelo com uma temperatura de fusão de 119°C e é notável pela 
variedade de formas alotrópicas. A variedade destas formas e o comportamento peculiar das fases líquida e gasosa devem-
se principalmente à existência de moléculas de enxofre com diferentes graus de complexidade. O enxofre estável à 
temperatura ambiente é constituído de cristais ortorrômbicos e por isso é conhecido como enxofre rômbico (ou 
ortorrômbico) e é solúvel em solventes apolares como CS2 e CCl4. Nessa variedade, a molécula é cíclica: um anel S8 
enrugado. Quando o enxofre rômbico é aquecido lentamente, os cristais tornam-se opacos em virtude de sua transformação 
em agregados de cristais monoclínicos, uma forma alotrópica chamada de enxofre monoclínico. O enxofre sofre outras 
variações interessantes quando é lentamente aquecido até o ponto de ebulição. A 119°C ele funde e transforma-se em um 
líquido amarelo e, continuando o aquecimento, passa por uma série de outras variedades alotrópicas, inclusive na forma 
vapor. Todas essas formas são instáveis e transformam-se, à temperatura ambiente, rapidamente em enxofre rômbico. Esta 
é a razão pela qual o enxofre ocorre na natureza somente na forma rômbica. 
 
3 – OBJETIVO(S) 
✓ Obtenção e estudo das propriedades do O2 
✓ Estudo das propriedades do peróxido de hidrogênio 
✓ Obtenção e estudo das propriedades do enxofre elementar 
4 – MATERIAIS E REAGENTES 
Reagentes 
 KMnO4 (s) 
Fita de Mg 
Fenolftaleína 
Enxofre (s) 
H2SO4 (6M) 
H2O2 (3%) 
KI (1N) 
KMnO4 (1N) 
MnO2 (s) 
Na2S2O3 (1N) 
Materiais 
Tubo de ensaio 
Pinça de madeira 
Cadinho 
Papel de pH 
Conta-gotas 
Becker (50mL) 
Becker (250mL) 
Bastão de vidro 
Gelo (aprox. 250mL) 
Funil 
Suporte universal 
Papel de filtro 
Anel para funil 
Fósforos 
 
5 – PROCEDIMENTOS 
a) Preparação de Oxigênio 
- Coloque uma espátula de KMnO4 em um tubo de ensaio seco. Segure o tubo com o auxílio de uma garra e aqueça na 
chama do bico de Bünsen. 
- Introduza um palito de fósforo em brasa na boca do tubo durante 1 minuto para verificar a produção de oxigênio. 
- Escreva a equação química da reação. 
 
b) Propriedades Oxidantes do Oxigênio: Formação de Óxidos, Hidróxidos e Ácidos 
1. Segure um pequeno pedaço de fita de magnésio com o auxilio de uma pinça e aqueça na chama do bico de Bünsen até 
a combustão completa. (Não olhe diretamente para o magnésio em combustão). 
- Coloque o resíduo da combustão em um tubo de ensaio e adicione um pouco de água destilada (aproximadamente 3 
mL) e duas gotas de fenolftaleína. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
2. Coloque uma pequena porção de enxofre em um cadinho de porcelana e aqueça ao rubro em um bico de Bünsen. Com 
o auxílio de uma pinça limpa, aproxime um pedaço de papel tornassol azul molhado dos vapores que se desprendem do 
enxofre sob aquecimento. O que você observa? 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
c) Propriedades Químicas do Peróxido de Hidrogênio 
- Em dois tubos de ensaio adicione 1 mL de água destilada, duas gotas de solução de H2SO4 6N e 4 gotas de H2O2 a 3%. 
Numere os tubos. 
1. Propriedade oxidante do peróxido de hidrogênio. Adicione 1 mL de solução de KI 1N ao tubo 1. Observe o 
aparecimento de uma coloração castanha, característica do iodo em solventes oxigenados. 
- Escreva a equação da reação envolvida e explique a ação oxidante da H2O2. 
2. Propriedade redutora do peróxido de hidrogênio. Adicione duas gotas de solução de KMnO4 1N ao tubo 2. Observe o 
descoramento da solução. 
- Escreva a equação da reação envolvida e explique a ação redutora da H2O2. 
 
d) Decomposição Catalítica do Peróxido de Hidrogênio 
- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução de H2O2 a 3% e, em seguida, adicione pequena quantidade de MnO2(s). 
- Observe o desprendimento de gás. Esta é uma reação de auto-oxirredução ou 
desproporcionamento. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
e) Obtenção de Enxofre Elementar 
- Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de solução 1N de tiossulfato de sódio (Na2S2O3), 2 mL de água deionizada e 1 mL 
de solução 6N de H2SO4. 
- Agite e aqueça levemente o tubo de enaio. 
- Observe a formação de enxofre livre e sinta o odor do gás que se desprende. 
- Escreva as equações das reações envolvidas e explique as suas observações. 
 
f) Solubilidade do Enxofre 
- O enxofre não é solúvel em água mas é bastante solúvel em etanol e, quando finamente dividido, forma com a água uma 
suspensão coloidal. 
- Coloque 0,1 g de enxofre em pó em um béquer. Adicione cerca de 15 mL de etanol e agite até que se forme uma solução. 
- Adicione, aos poucos, cerca de 8 mL de água destilada. 
- Observe e anote o que acontece. 
 
g) Comportamento do Enxofre Sob Aquecimento e Formação de Enxofre Plástico 
- Pode-se obter enxofre plástico provocando o resfriamento rápido do enxofre líquido por emersão em água gelada. 
- Coloque 3 g de enxofre em um tubo de ensaio e aqueça cuidadosamente até a formação de um líquido escuro e vapores 
amarelos. 
- Verta lentamente o enxofre líquido obtido para dentro de um béquer contendo cerca de 200 mL de água gelada. 
6 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional) 
1) Represente as reações químicas ocorridas em todos os experimentos. 
2)Mencione um composto de enxofre usado no dia a dia. 
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS 
 
 QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO 
 
 Experimento: 
 Data: Prof.(ª) responsável: 
 Identificação dos Resíduos 
 Espécies presentes: 
 Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico 
( ) Inorgânico 
 Tratamento dos Resíduos da aula 
 
É tratável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 
É reutilizável? 
( ) SIM ( ) NÃO 
Se SIM, como? 
 Condições para 
acondicionamento 
(recipiente e local) 
 
 
Classificação para 
disposição final 
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de 
purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)- 
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) 
Solvente orgânico não halogenado 
8 – REFERÊNCIAS 
• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006. 
• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008. 
• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012. 
• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014. 
• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002. 
• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc. 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C. 
SIMÕES 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA 
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-970, Brasil 
 
 
Área: 
 
Química Inorgânica 
Cursos: 
Química Licenciatura 
Química Bacharelado 
Química Tecnológica e Industrial 
Número: 
 
8 
Disciplinas (códigos): 
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA 
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 
1 – ASSUNTO 
 Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica 
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO 
Grupo 17: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato 
2 – INTRODUÇÃO 
O grupo periódico 17 compreende os halogênios: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I) e astato (At). Estes elementos 
possuem configuração eletrônica externa ns2np5. São monovalentes em seu estado fundamental, mas, com exceção do 
flúor, podem sofrer expansão de sua camada de valência. O flúor, com a configuração 1s22s22p5, forma apenas uma 
ligação covalente, pois a promoção de um dos elétrons de valência para a camada M requer muita energia. No entanto, 
os demais halogênios podem usar orbitais d em suas ligações com outros átomos e, assim, exibem também valência 3, 5 
e 7. Todos os halogênios formam moléculas diatômicas apolares. 
Embora a ligação entre os átomos de um mesmo halogênio seja forte, a atração entre as suas moléculas é bastante fraca e 
se deve apenas à forças de Van der Waals do tipo dipolo instantâneo-dipolo induzido (forças de London ou de dispersão). 
À medida que as dimensões dos átomos dos halogênios aumentam, as nuvens eletrônicas das moléculas se tornam maiores 
e mais polarizáveis, isto é, mais facilmente deformáveis, e, consequentemente aumentam as forças de dispersão. Portanto, 
é de se esperar que os pontos de fusão e de ebulição do halogênios cresçam do flúor para o astato. De fato, observa-se 
que, em condições normais de temperatura e pressão, o flúor é um gás de coloração amarelo-pálida; o cloro é um gás de 
coloração amarelo-esverdeada que se liquefaz facilmente sob pressão; o bromo é um líquido castanho-avermelhado 
volátil; e o iodo é um sólido de cor púrpura-escura. O flúor e o cloro existem como gases à temperatura ambiente porque 
as interações intermoleculares são fracas demais, sendo facilmente superadas pela agitação térmica (energia cinética) 
molecular. 
Os halogênios são, como um grupo, os mais eletronegativos de todos os elementos. É bastante difícil remover um elétron 
de um átomo de halogênio, o que está de acordo com os valores relativamente altos dos seus potenciais de ionização: 
quanto menor é o átomo de halogênio, maior será o seu potencial de ionização, pois mais fortemente atraídos pelo núcleo 
estão os elétrons externos. 
É notável o decréscimo do poder oxidante do halogênio livre com o aumento do número atômico. O resultado disso é o 
deslocamento do ânion de um halogênio (haleto ou halogeneto) mais pesado por um haleto mais leve, como por exemplo: 
 
2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝐶𝑙2 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐵𝑟2 
 
 
A preparação dos halogênios envolve, em geral, a oxidação de um íon haleto X− a halogênio livre, X2 (lembre que os 
compostos naturais ricos em halogênios são sais em que estes elementos estão presentes na forma de ânions). Esta 
oxidação pode ser efetuada por métodos eletrolíticos para a obtenção de todos os halogênios; outros métodos, baseados 
na utilização de oxidantes apropriados, são aplicáveis a todos os halogênios com exceção do flúor, devido a alta energia 
envolvida na oxidação do íon fluoreto. 
 
8.2 Propriedades dos Halogênios 
 
8.2.1 Flúor 
O lúor é um gás fracamente amarelado, de odor picante e mais denso que o ar. Quimicamente, o flúor é um elemento 
extremamente reativo e combina-se diretamente com quase todos os elementos. Ele é o mais eletronegativo de todos os 
elementos. O potencial padrão de redução do flúor é tão elevado (𝐹2 + 2𝑒
− → 2𝐹−, E0 = +2,87V) que ele oxida a água, 
formando oxigênio e fluoreto de hidrogênio, HF. A maior parte dos minerais que contém fluoretos é insolúvel: CaF2 
(fluorita), Na3[AlF6] (criolita) e CaF2∙3Ca3(PO4)2 (flourapatita). 
 
8.2.2 Cloro 
O cloro é um gás amarelo esverdeado de odor caracteristicamente sufocante. Ele é um gás solúvel em água: um volume 
de água dissolve 2,3 volumes de gás Cl2, a 20°C. A solução aquosa é conhecida como “água de cloro” e apresenta um 
leve caráter ácido devido ao equilíbrio: 
 
𝐶𝑙2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑙𝑂(𝑎𝑞) 
 
Os ácidos formados no equilíbrio são o ácido clorídrico (HCl, forte) e o ácido hipocloroso (HClO, fraco). O valor da 
constante de equilíbrio é muito pequeno, indicando que apenas uma pequena quantidade dos ácidos está presente no 
equilíbrio. Entretanto, a adição de uma base à solução (tomamos como exemplo o hidróxido de sódio, NaOH) neutralizará 
os ácidos formando cloreto de sódio e hipoclorito de sódio e deslocando o equilíbrio para a direita. 
 
𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
Tanto o ácido hipocloroso quanto o íon hipoclorito são fortes agentes oxidantes. 
A maior parte do cloro do cloro é preparada, industrialmente, por eletrólise do cloreto de sódio fundido (este processo 
fornece sódio como subproduto) ou por eletrólise da solução aquosa de NaCl, pela qual se produz, além do cloro gasoso, 
hidrogênio gasoso e solução de hidróxido de sódio: 
 
2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞); passagem de corrente elétrica. 
 
No laboratório o cloro é facilmente produzido pela oxidação das soluções de ácido clorídrico. Para isso, o dióxido de 
manganês é geralmente empregado: 
 
𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 4𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐶𝑙2(𝑔)+ 𝑀𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙) 
 
Os minerais que contém cloretos são extremamente solúveis, como por exemplo, o sal- gema (NaCl), que é encontrado 
em grandes depósitos subterrâneos. 
 
8.2.3 Bromo 
No estado livre o bromo é um líquido castanho-avermelhado com alta pressão de vapor, à temperatura ambiente, e seus 
vapores possuem odor irritante. Ele é o mais solúvel do halogênios, sendo a sua solução aquosa denominada “água de 
bromo”: 
 
𝐵𝑟2(𝑙) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻𝐵𝑟(𝑎𝑞) + 𝐻𝐵𝑟𝑂(𝑎𝑞) 
 
Os ácidos formado no equilíbrio são o ácido bromídrico (HBr, forte) e o ácido hipobromoso (HBrO, fraco). Pela adição 
de base, o equilíbrio se desloca para a direita, a exemplo do que ocorre no caso do cloro em meio aquoso. 
Para a obtenção de bromo livre emprega-se com freqüência reações de deslocamento entre cloro