ROTEIRO EXPERIMENTAL Inorgânica_2023

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<p>1</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>1</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Hidrogênio</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O hidrogênio é o elemento químico cujos átomos apresentam a estrutura mais simples. Existem três isótopos deste elemento,</p><p>com números de massa 1, 2 e 3, denominados, respectivamente, de prótio (H), deutério (D) e trítio (T). O hidrogênio é um gás</p><p>incolor, inodoro e insípido, 14,38 vezes mais leve que o ar. O hidrogênio é pouco solúvel em água, mas dissolve-se bem em</p><p>certos metais como o paládio (Pd) e a platina (Pt). Um volume de paládio é capaz de dissolver cerca de 900 volumes de</p><p>hidrogênio.</p><p>O isótopo mais comum do átomo de hidrogênio possui apenas um próton em seu núcleo e um único elétron na eletrosfera. Na</p><p>forma elementar, o hidrogênio se apresenta como moléculas diatômicas apolares (H2). A união de dois átomos de hidrogênio</p><p>para formar uma molécula desprende uma considerável quantidade de energia:</p><p>2𝐻  ⇌  𝐻2 H = −104 kcal/mol (436 kJ/mol)</p><p>A entalpia de átomos de hidrogênio é maior que a de moléculas de hidrogênio, por isso, o hidrogênio atômico é muito mais</p><p>reativo que o hidrogênio molecular. Na prática, o hidrogênio atômico (hidrogênio nascente) é usado em reações de redução. O</p><p>hidrogênio molecular só toma parte em reações que ocorrem a temperaturas elevadas.</p><p>A estrutura eletrônica da molécula de hidrogênio é semelhante a do gás nobre hélio, razão pela qual o hidrogênio molecular é</p><p>relativamente inerte a temperaturas ordinárias. Em altas temperaturas, entretanto, a ligação entre os átomos é rompida e o</p><p>hidrogênio torna-se ativo.</p><p>As propriedades químicas dos átomos hidrogênio estão associadas à sua habilidade de compartilhar seu elétron único elétron</p><p>(em não em perdê-lo). De fato, o hidrogênio liga-se covalentemente mesmo aos elementos mais eletronegativos como flúor,</p><p>oxigênio e cloro. Estas ligações covalentes são, entretanto, polares, sendo o hidrogênio o polo positivo (δ+). Em alguns casos, o</p><p>átomo de hidrogênio pode ser um polo negativo (δ‒) quando este se liga a metais, tendo características quase aniônicas quando</p><p>ligado a metais baste eletropositivos – sódio (Na), potássio (K), césio (Cs) etc. – formando os chamados hidretos iônicos ou</p><p>salinos, sólidos iônicos cristalinos. Cabe lembrar que compostos, como HCl(g), podem sofrer processo de ionização em</p><p>solventes polares:</p><p>HCl(g) + H2O(aq) → H3O</p><p>+ + Cl‒(aq)</p><p>O hidrogênio reage com o oxigênio formando água. A reação libera grande quantidade de energia:</p><p>𝐻2(𝑔)  +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝑂2(𝑔)  ⟶  𝐻2𝑂(𝑙) H = −136,8 kcal/mol</p><p>Devido à liberação desta grande quantidade de calor durante a combustão do hidrogênio, sua chama apresenta alta temperatura</p><p>– aproximadamente 1000 °C. Porém, a temperatura pode ser aumentada ainda mais – 2500 a 3000 °C – por introdução de um</p><p>excesso de oxigênio na chama de hidrogênio.</p><p>A altas temperaturas, o hidrogênio pode retirar oxigênio de muitos compostos, inclusive de grande parte dos óxidos metálicos.</p><p>Por exemplo, se hidrogênio é passado sobre óxido de cobre aquecido, ocorre a seguinte reação:</p><p>2</p><p>𝐶𝑢𝑂(𝑠)  +  𝐻2(𝑔)  ⟶  𝐶𝑢(𝑠)  +  𝐻2𝑂(𝑙)</p><p>Em laboratório, o hidrogênio é obtido:</p><p>(a) pela ação de água sobre metais,</p><p>(b) pela ação de soluções ácidas diluídas sobre metais e</p><p>(c) pela ação de soluções alcalinas sobre metais.</p><p>Obviamente, estes são processos de oxirredução e, por isso, é necessário que o metal utilizado tenha potencial padrão de redução</p><p>menor que o hidrogênio. Exemplos das reações citadas para a produção de hidrogênio são:</p><p>a) 𝑁𝑎(𝑠)  +  𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)  +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝐻2(𝑔)</p><p>b) 𝑍𝑛(𝑠)  +  𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)  →  𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞)  +  𝐻2(𝑔)</p><p>c) 𝐴𝑙(𝑠)  +  𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) +  𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2(𝑎𝑞)  +</p><p>3</p><p>2</p><p>𝐻2(𝑔)</p><p>Quando se dispõe de energia elétrica barata, a decomposição eletrolítica da água pode ser empregada na produção de</p><p>hidrogênio:</p><p>𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝐻2(𝑔)  +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝑂2(𝑔) ∆𝐻 = +136,8 𝑘𝑐𝑎𝑙/𝑚𝑜𝑙</p><p>O hidrogênio eletrolítico é muito puro e é utilizado na hidrogenação de óleos vegetais e processos semelhantes. Vários outros</p><p>métodos podem ser usados para a produção industrial de hidrogênio.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Obtenção de hidrogênio mediante reação de metais com ácidos e bases</p><p>✓ Identificação da formação de hidrogênio por meio da sua combustão</p><p>✓ Comparação da reatividade de alguns metais diante de ácidos</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Tubo de ensaio normal de dois diâmetros</p><p>Pinça de madeira</p><p>Tubo de ensaio pequeno</p><p>Caixa de fósforos</p><p>Estante para tubos de ensaio</p><p>Reagentes</p><p>Zn(s)</p><p>H2SO4 (6 M)</p><p>CuSO4 (1 M)</p><p>Mg(s)</p><p>Fe(s) (palha de aço)</p><p>NaOH (6 M)</p><p>Al(s) (fio ou folha)</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Obtenção de Hidrogênio e comparação entre as reatividades de metais aos ácidos</p><p>- Coloque, em um tubo de ensaio (1), 3 grânulos de zinco.</p><p>- Adicione em seguida 2 mL de solução 6 M de H2SO4 (se a evolução do gás for lenta, adicione gotas de CuSO4 1 M).</p><p>- Quando se iniciar o desprendimento de gás, coloque sobre a boca do tubo (1), o tubo de ensaio pequeno (2), limpo e seco, fixo</p><p>por uma pinça de madeira (3).</p><p>- 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</p><p>uma chama (4) sob a boca do tubo 2, onde ocorrerá uma pequena explosão.</p><p>3</p><p>- Coloque em três tubos de ensaio adicione 2 mL de água destilada, seguido de 1 mL de solução 6 M de H2SO4, e agite.</p><p>- A um dos tubos adicione aos poucos uma pequena quantidade de Mg, ao outro tubo adicione uma pequena quantidade de Fe e</p><p>ao outro uma pequena quantidade de Al.</p><p>- Observe a evolução de H2 nos tubos e a diferença de reatividade entre os quatro metais (Zn, Mg, Fe, Al).</p><p>- Equacione todas as reações que ocorrem.</p><p>b) Obtenção de Hidrogênio através da reação entre metais e bases</p><p>- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução 6 M de NaOH e 2 mL de água destilada e agite.</p><p>- Acrescente um pequeno pedaço de alumínio em fio.</p><p>- Observe a evolução de H2.</p><p>- Equacione a reação.</p><p>7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos.</p><p>2) Menciones três forma de obtenção de hidrogênio industrialmente.</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>4</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima</p><p>cerca de 8 mL de água destilada.</p><p>- Observe e anote o que acontece.</p><p>g) Comportamento do Enxofre Sob Aquecimento e Formação de Enxofre Plástico</p><p>- Pode-se obter enxofre plástico provocando o resfriamento rápido do enxofre líquido por emersão em água gelada.</p><p>- Coloque 3 g de enxofre em um tubo de ensaio e aqueça cuidadosamente até a formação de um líquido escuro e vapores</p><p>amarelos.</p><p>- Verta lentamente o enxofre líquido obtido para dentro de um béquer contendo cerca de 200 mL de água gelada.</p><p>7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas em todos os experimentos.</p><p>2) Mencione um composto de enxofre usado no dia a dia.</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>32</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>33</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>8</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Grupo 17: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O grupo periódico 17 compreende os halogênios: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo (I), astato (At) e o tennesso (Tn). Estes</p><p>elementos possuem configuração eletrônica externa ns2np5. São monovalentes em seu estado fundamental, mas, com exceção</p><p>do flúor, podem sofrer expansão de sua camada de valência. O flúor, com a configuração 1s22s22p5, forma apenas uma ligação</p><p>covalente, pois a promoção de um dos elétrons de valência para a 3ª camada requer muita energia. No entanto, os demais</p><p>halogênios podem usar orbitais d em suas ligações com outros átomos e, assim, exibem também valência 3, 5 e 7. Todos os</p><p>halogênios formam moléculas diatômicas apolares.</p><p>Embora a ligação entre os átomos de um mesmo halogênio seja forte, a atração entre as suas moléculas é bastante fraca e se deve</p><p>apenas às forças de Van der Waals do tipo dipolo-dipolo induzido (forças de London ou de dispersão). À medida que as</p><p>dimensões dos átomos dos halogênios aumentam, as nuvens eletrônicas das moléculas se tornam maiores e mais polarizáveis,</p><p>isto é, mais facilmente deformáveis, e, consequentemente aumentam as forças de dispersão. Portanto, é de se esperar que os</p><p>pontos de fusão e de ebulição dos halogênios cresçam do flúor para o astato. De fato, observa-se que, em condições normais de</p><p>temperatura e pressão, o flúor é um gás de coloração amarelo-pálida; o cloro é um gás de coloração amarelo-esverdeada que se</p><p>liquefaz facilmente sob pressão; o bromo é um líquido castanho-avermelhado volátil; e o iodo é um sólido de cor púrpura-escura.</p><p>O flúor e o cloro existem como gases à temperatura ambiente porque as interações intermoleculares são fracas demais, sendo</p><p>facilmente superadas pela agitação térmica (energia cinética) molecular.</p><p>Os halogênios são, como um grupo, os mais eletronegativos de todos os elementos. É bastante difícil remover um elétron de um</p><p>átomo de halogênio, o que está de acordo com os valores relativamente altos dos seus potenciais de ionização: quanto menor é</p><p>o átomo de halogênio, maior será o seu potencial de ionização, pois mais fortemente atraídos pelo núcleo estão os elétrons</p><p>externos.</p><p>É notável o decréscimo do poder oxidante do halogênio livre com o aumento do número atômico. O resultado disso é o</p><p>deslocamento do ânion de um halogênio (haleto ou halogeneto) mais pesado por um haleto mais leve, como por exemplo:</p><p>2𝑁𝑎𝐵𝑟 + 𝐶𝑙2 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐵𝑟2</p><p>A preparação dos halogênios envolve, em geral, a oxidação de um íon haleto X− a halogênio livre, X2 (lembre-se que os</p><p>compostos naturais ricos em halogênios são sais em que estes elementos estão presentes na forma de ânions). Esta oxidação</p><p>pode ser efetuada por métodos eletrolíticos para a obtenção de todos os halogênios; outros métodos, baseados na utilização de</p><p>oxidantes apropriados, são aplicáveis a todos os halogênios com exceção do flúor, devido à alta energia envolvida na oxidação</p><p>do íon fluoreto.</p><p>Propriedades dos Halogênios</p><p>Flúor</p><p>O flúor é um gás fracamente amarelado, de odor picante e mais denso que o ar. Quimicamente, o flúor é um elemento</p><p>extremamente reativo e combina-se diretamente com quase todos os elementos. Ele é o mais eletronegativo de todos os</p><p>elementos. O potencial padrão de redução do flúor é tão elevado (𝐹2 + 2𝑒− → 2𝐹−, E0 = +2,87V) que ele oxida a água,</p><p>34</p><p>formando oxigênio e fluoreto de hidrogênio, HF. A maior parte dos minerais que contém fluoretos é insolúvel: CaF2 (fluorita),</p><p>Na3[AlF6] (criolita) e CaF2∙3Ca3(PO4)2 (fluorapatita).</p><p>Cloro</p><p>O cloro é um gás amarelo esverdeado de odor caracteristicamente sufocante. Ele é um gás solúvel em água: um volume de água</p><p>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</p><p>devido ao equilíbrio:</p><p>𝐶𝑙2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻𝐶𝑙𝑂(𝑎𝑞)</p><p>Os ácidos formados no equilíbrio são o ácido clorídrico (HCl, forte) e o ácido hipocloroso (HClO, fraco). O valor da constante</p><p>de equilíbrio é muito pequeno, indicando que apenas uma pequena quantidade dos ácidos está presente no equilíbrio. Entretanto,</p><p>a adição de uma base à solução (tomamos como exemplo o hidróxido de sódio, NaOH) neutralizará os ácidos formando cloreto</p><p>de sódio e hipoclorito de sódio e deslocando o equilíbrio para a direita.</p><p>𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝐶𝑙𝑂(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)</p><p>Tanto o ácido hipocloroso quanto o íon hipoclorito são fortes agentes oxidantes.</p><p>O gás cloro pode ser preparado industrialmente por eletrólise do cloreto de sódio fundido (este processo fornece sódio metálico</p><p>como coproduto) ou por eletrólise da solução aquosa de NaCl, pela qual se produz, além do cloro gasoso, o hidrogênio gasoso e</p><p>uma solução de hidróxido de sódio:</p><p>2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)</p><p>(essa reação ocorre com passagem de corrente elétrica).</p><p>No laboratório o cloro é facilmente produzido pela oxidação das soluções de ácido clorídrico. Para isso, o dióxido de manganês</p><p>é geralmente empregado:</p><p>𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 4𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐶𝑙2(𝑔) + 𝑀𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙)</p><p>Os minerais que contém cloretos são extremamente solúveis, como por exemplo, o sal- gema (NaCl), que é encontrado em</p><p>grandes depósitos subterrâneos.</p><p>Bromo</p><p>No estado livre o bromo é um líquido castanho-avermelhado com alta pressão de vapor, à temperatura ambiente, e seus vapores</p><p>possuem odor irritante. Ele é o mais solúvel dos halogênios, sendo a sua solução aquosa denominada “água de bromo”:</p><p>𝐵𝑟2(𝑙) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐻𝐵𝑟(𝑎𝑞) + 𝐻𝐵𝑟𝑂(𝑎𝑞)</p><p>Os ácidos formados no equilíbrio são o ácido bromídrico (HBr, forte) e o ácido hipobromoso (HBrO, fraco). Pela adição de</p><p>base, o equilíbrio se desloca para a direita, a exemplo do que ocorre no caso do cloro em meio aquoso.</p><p>Para a obtenção de bromo livre emprega-se com frequência reações de deslocamento entre cloro livre e sais de bromo:</p><p>2𝐵𝑟2(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙(𝑔) → 2𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐵𝑟(𝑔)</p><p>Em seguida o bromo é separado e condensado ao estado líquido. No laboratório, a preparação do bromo é análoga à do cloro.</p><p>O bromo é encontrado, na natureza, em forma de brometos associados, em pequenas quantidades, aos cloretos.</p><p>Iodo</p><p>O iodo é sólido a temperatura ambiente, e forma cristais de coloração púrpura-escura com brilho metálico. A solubilidade do</p><p>iodo em água é pequena e a solução aquosa apresenta fraca coloração castanha. A reação do iodo com água ocorre em quantidade</p><p>mínima, de modo que o iodo permanece, essencialmente, dissolvido sob a forma de moléculas livres de I2. A quantidade de iodo</p><p>que chega a reagir com água gera o seguinte equilíbrio:</p><p>𝐼2(𝑙) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇋ 𝐻𝐼(𝑎𝑞) + 𝐻𝐼𝑂(𝑎𝑞)</p><p>Os ácidos formados no equilíbrio são o ácido iodídrico (HI, o mais forte dos hidrácidos) e o ácido hipoiodoso (HIO, fraco). A</p><p>solubilidade do iodo em água aumenta pela adição de íons iodeto (I−), havendo mudança na cor da solução, que passa de castanha</p><p>para vermelha intensa devido à formação do íon tri-iodeto, I3</p><p>− :</p><p>35</p><p>𝐼2 + 𝐼− → 𝐼3</p><p>−</p><p>O iodo dissolve-se em muitos solventes orgânicos formando soluções violetas com solventes com baixas constantes dielétricas</p><p>– geralmente são solventes não oxigenados, como por exemplo, dissulfeto de carbono (CS2) clorofórmio (CHCl3) e tatracloreto</p><p>de carbono (CCl4) – e soluções marrons com solvente possuidores de elevadas constantes dielétricas – etanol (CH3CH2OH) e</p><p>éter etílico (CH3CH2OCH2CH3). As soluções violetas contém, essencialmente, moléculas de iodo livres. Já as soluções de</p><p>coloração marrom apresentam iodo coordenado às moléculas de solvente que atua como ácido de Lewis. A maior parte do iodo</p><p>produzido atualmente provém do iodato de sódio (NaIO3), contido em pequena quantidade no salitre do Chile (NaNO3).</p><p>O ácido iodídrico, HI, é o mais forte dos hidrácidos. No grupo dos halogênios a força dos hidrácidos aumenta com o aumento</p><p>do número atômico devido à uma diminuição na força da ligação hidrogênio-halogênio no sentido do aumento do número</p><p>atômico. Assim, neste grupo, o hidrácido mais fraco é o HF e o mais forte é o HI.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Obtenção de Cl2 e I2</p><p>✓ Estudo da solubilidade dos halogênios em diferentes solventes</p><p>✓ Estudo das propriedades oxidantes e redutoras dos halogênios</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Reagentes</p><p>MnO2(s)</p><p>HCl (6 M)</p><p>KI (s)</p><p>H2SO4 (conc.)</p><p>Iodo(s)</p><p>Clorofórmio</p><p>KMnO4 (1 M)</p><p>KI (1 M)</p><p>I2(aq)</p><p>Na2S (1 M)</p><p>Cl2(aq)</p><p>Br2(aq)</p><p>NaCl(aq)</p><p>NaBr(aq)</p><p>NaI(aq)</p><p>Materiais</p><p>Tubo de ensaio</p><p>Papel pH</p><p>Pinça de madeira</p><p>Suporte</p><p>Garra</p><p>Placa de amianto</p><p>Balão Fundo redondo (250 mL)</p><p>Argola de ferro</p><p>Béquer (250 mL)</p><p>Vidro de relógio</p><p>Béquer (50 mL)</p><p>Funil de separação</p><p>Bastão de vidro</p><p>Proveta (25 mL)</p><p>Funil</p><p>Papel de filtro</p><p>Anel para funil</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Obtenção do Cloro</p><p>- Coloque em um tubo de ensaio 0,1 g de dióxido de manganês, MnO2. Na capela, adicione 5 gotas de HCl concentrado ao tubo</p><p>e observe se ocorre alguma reação.</p><p>- Em seguida adicione mais HCl concentrado até completar 1 mL do ácido. Umedeça um papel tornassol azul e, com o auxílio</p><p>de uma pinça limpa, coloque-o sobre a boca do tubo de ensaio (não encoste).</p><p>- Observe o que ocorre com o papel tornassol e explique as suas observações escrevendo as reações químicas que ocorrem.</p><p>b) Obtenção do Iodo</p><p>- Monte a aparelhagem segundo o esquema a seguir.</p><p>36</p><p>(1) Garra metálica</p><p>(2) Balão de vidro de fundo redondo de 250 mL</p><p>(3) Béquer de 250 mL</p><p>(4) Tela de arame com amianto</p><p>(5) Argola de ferro</p><p>(6) Bico de Bünsen</p><p>(7) Suporte universal</p><p>- Ao béquer adicione 0,5 g de KI, 0,8 g de MnO2 e 7,5 mL de H2SO4 concentrado.</p><p>- Em seguida coloque sobre ele o balão de vidro com fundo redondo contendo água fria (da torneira).</p><p>- Aqueça o conjunto suavemente. Observe o que ocorre. Para que serve o balão (2) com água?</p><p>- Retire os cristais formados e deixe-os secar em um vidro de relógio.</p><p>c) Extração Líquido-Líquido</p><p>- Coloque alguns cristais de iodo num béquer e acrescente 20 mL de água. Agite com o bastão de vidro e observe a dissolução</p><p>do iodo.</p><p>- Transfira esta mistura para uma pera de decantação e acrescente 10 mL de clorofórmio. Agite vigorosamente e deixe o líquido</p><p>decantar (aplique a técnica de agitação da pera de separação/decantação). Observe a cor da fase inferior (fase orgânica).</p><p>- Descreva o que ocorreu e compare as solubilidades do iodo em água e clorofórmio.</p><p>d) Propriedades Redutoras dos Halogênios</p><p>- Coloque em um tubo de ensaio 2 mL de H2O, 1 mL de solução 6 M de H2SO4, duas gotas de solução 1 M de KMnO4 e 1 mL</p><p>de solução 1 M de KI. Agite e observe a formação de iodo.</p><p>- Escreva a equação da reação envolvida e explique as suas observações.</p><p>- Dentre os íons haletos, qual deles você acha que possui maior poder redutor? Justifique.</p><p>e) Propriedades Oxidantes dos Halogênios</p><p>- Em um tubo de ensaio coloque 3 mL de solução de I2(aq) e adicione gotas de solução 1 M de Na2S até observar o descoramento</p><p>da solução. Observe também a formação de enxofre coloidal.</p><p>- Escreva a equação da reação envolvida e explique as suas observações.</p><p>- Dentre os halogênios, qual deles você acha que possui maior poder oxidante? Justifique.</p><p>f) Solubilidade e Cor dos Halogênios em Clorofórmio</p><p>- Os halogênios são bastante solúveis em clorofórmio, formando soluções com colorações distintas. Coloque cerca de 1 mL de</p><p>solução aquosa de cloro a um tubo de ensaio, 1 mL de solução aquosa de bromo a um segundo tubo e 1 mL de solução aquosa</p><p>de iodo a um terceiro tubo.</p><p>- A cada um dos três tubos acrescente 1 mL de clorofórmio.</p><p>- Agite cada tubo e observe. Anote as colorações obtidas na fase orgânica de cada tubo e anote na tabela abaixo.</p><p>37</p><p>Halogênio Cloro Bromo Iodo</p><p>Coloração</p><p>g) Reações de Simples-Troca (Deslocamento) Envolvendo Halogênios</p><p>- Coloque em 3 tubos de ensaio 2 mL de uma solução aquosa de cloro. Ao primeiro tubo acrescente 2 mL de solução aquosa de</p><p>NaCl; ao segundo, 2 ml de NaBr(aq); e ao terceiro, 2 mL de NaI(aq).</p><p>- A cada tubo acrescente 3 mL de clorofórmio. Agite vigorosamente.</p><p>- Compare as cores das fases orgânicas de cada tubo com aquelas obtidas no experimento anterior e diga se ocorreu reação.</p><p>- Complete as duas primeiras linhas da tabela abaixo.</p><p>NaCl NaBr NaI</p><p>Coloração Cl2</p><p>Reação</p><p>Coloração Br2</p><p>Reação</p><p>Coloração I2</p><p>Reação</p><p>Repita os procedimentos preparando agora três tubos com solução aquosa de bromo e complete a terceira e a quarta linha da</p><p>tabela.</p><p>- Finalmente, repita os procedimentos preparando três tubos com solução aquosa de iodo e complete a quinta e a sexta linha da</p><p>tabela.</p><p>7– DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas em todos os experimentos.</p><p>2) A que se deve a diferença na solubilidade do iodo em clorofórmio e água? E a diferença na coloração das soluções?</p><p>3) Como pode ser explicada a diferença no estado físico dos halogênios moleculares na temperatura ambiente?</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>38</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>39</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>9</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Compostos de Coordenação: Parte 1</p><p>Representação de Complexos, Número de coordenação, Cores de Complexos, Energia de desdobramento do campo cristalino</p><p>(10Dq).</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Síntese do Complexo Cloreto de Pentaminclorocobalto(III): [Co(NH3)5Cl]Cl2</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>Um íon metálico raramente se apresenta na forma livre. Em solução, encontra-se totalmente cercado pelas moléculas do solvente;</p><p>no estado sólido, constitui parte de um retículo onde interage com moléculas e íons vizinhos. Atuando predominantemente como</p><p>ácidos de Lewis, os íons metálicos podem associar-se com espécies doadoras de elétrons, dando origem aos compostos de</p><p>coordenação. Os compostos de coordenação, também chamados de complexos são estruturalmente caracterizados por um</p><p>elemento ou íon metálico central rodeado por certo número de outros átomos, íons ou moléculas, que têm a propriedade de doar</p><p>elétrons ao átomo central, e são chamados de ligantes, os quais se distribuem segundo direções bem definidas no espaço. O</p><p>número de átomos doadores é denominado número de coordenação (NC), e a distribuição dos mesmos determina a configuração</p><p>do íon complexo. Os complexos podem ser descritos considerando o centro metálico e os ligantes escritos entre colchetes. Já o</p><p>balanço de carga é escrito fora dos colchetes. Essas considerações podem ser observadas na fórmula a seguir:</p><p>No exemplo acima o íon Cu2+ atua como um ácido de Lewis, à medida que aceita 1 par de elétrons de cada molécula de amônia</p><p>(NH3), a qual age como base de Lewis. Nos complexos também temos em alguns casos a presença de contraíons, os quais podem</p><p>ser cátions ou ânions usados para permitir a neutralização de um íon complexo formando um sal, a exemplo tem-se os complexos,</p><p>[Co(NH3)6]Cl3, Na3[CoF6], onde o Cl- o Na+ são os contra – íons. Nos complexos também podemos classificar o tipo de ligante</p><p>a depender do modo de coordenação, de modo que se a ligação se faz apenas através de um átomo, o ligante é do tipo</p><p>monodentado (Cl-, NH3, piridino etc.). Por outro lado, se for por dois átomos, o ligante é bidentado (NH2CH2CH2NH2, dipiridino</p><p>etc.), e os ligantes polidentados (ou agentes quelantes) ligam-se através de mais de um átomo doador por ligante.</p><p>Uma das teorias de ligações de compostos de coordenação mais estudadas é a teoria do campo cristalino (TCC), a qual permite</p><p>entender várias propriedades dos complexos dentre elas, as cores. Nesse sentido, tem-se que em átomos ou em íons isolados, os</p><p>cinco orbitais d são degenerados, ou seja, apresentam a mesma energia. Entretanto, quando esses átomos ou íons estão</p><p>combinados com os ligantes, as energias dos orbitais d alteram-se, o que provoca o desdobramento do campo cristalino (ou</p><p>quebra da degenerescência), e com isso diferenciações de energia dos orbitais d. Isso provoca a separação dos orbitais d em dois</p><p>grupos, que são simbolizados por t2g e eg, entre os quais a diferença de energia é definida pelo parâmetro 10 Dq. A determinação</p><p>dos valores de 10Dq podem ser realizadas através do uso da espectroscopia de ultravioleta e visível, uma vez que as diferenças</p><p>de energia entre orbitais t2g e eg , geralmente correspondem a energias de radiações desta faixa do espectro eletromagnético.</p><p>40</p><p>Figura 1: Tipos de coordenação de alguns ligantes.</p><p>Fonte: https://cesad.ufs.br/ORBI/public/uploadCatalago/09123904042014Quimica_Inorganica_II_Aula_2.pdf</p><p>Figura 2: Esquema representativo do processo de desdobramento dos orbitais d num campo octaédrico.</p><p>As radiações nas regiões do visível ou do ultravioleta incidindo sobre a solução do complexo podem ser absorvidas por estes,</p><p>provocando a promoção dos elétrons de um estado de energia mais baixo para outros de maior energia. Os níveis de energia dos</p><p>elétrons, nos átomos e moléculas, são quantizados e portanto, também a energia absorvida, isto é, apenas certos valores de</p><p>energia radiante, característicos para cada átomo ou molécula, são capazes de provocar transições eletrônicas. A energia (E) e o</p><p>comprimento de onda (λ) da radiação são relacionados pela equação:</p><p>Equação 1</p><p>A cor de um complexo depende de alguns fatores como o tipo de metal e seu estado de oxidação, bem como da natureza do</p><p>ligante e sua geometria. Geralmente para que seja observada a cor nos complexos estes precisam absorver na região do visível,</p><p>e ter orbital d parcialmente preenchido. Desse modo, íons metálicos com configuração d0 ou d10 normalmente são incolores. A</p><p>cor percebida é a soma das luzes não absorvidas pelo complexo, onde a quantidade de luz absorvida versus o comprimento de</p><p>onda fornece um espectro de absorção para um complexo. A figura 3 apresenta uma demonstração da transição eletrônica do</p><p>complexo de [Ti(H2O)6]+ e seu respectivo espectro de absorção, bem como o disco de Newton que correlaciona a radiação</p><p>absorvida e emitida por complexos. Assim, o complexo [Ti(H2O)6]</p><p>+ exibe absorção máxima em 510 nm, logo, o complexo</p><p>transmite toda a luz, exceto a verde e a amarela, portanto o complexo é violeta.</p><p>41</p><p>Figura 3: Transição eletrônica do complexo de [Ti(H2O)6]+ e seu respectivo espectro de absorção com intensidade máxima em</p><p>510 nm. Disco de Newton demostrando a cor absorvida e a respectiva cor complementar (observada).</p><p>Os complexos de cobalto foram dos primeiros a serem explorados por Alfred Werner na elucidação da sua teoria sobre os</p><p>compostos de coordenação e até hoje são explorados em várias áreas a exemplo da forense e sensores de umidade. O cobalto</p><p>ocorre na natureza em vários minerais associado a outros metais, a exemplo do níquel, arsênio e enxofre (CoAs2 (esmaltita) e</p><p>CoAsS (cobaltita)). É um metal duro, branco-azulado e dissolve-se em ácidos minerais diluídos. Os estados de oxidação mais</p><p>importantes são +2 e +3. O íon [Co(H2O)6]2+ é estável em solução, mas a adição de outros ligantes facilita a oxidação a Co3+.</p><p>Por outro lado, o íon [Co(H2O)6]3+ é um agente oxidante forte oxidando H2O a oxigênio e sendo reduzido a Co2+. Contudo,</p><p>ligantes contendo átomos de nitrogênio (como NH3 e etilenodiamina = NH2CH2CH2NH2) estabilizam o estado de oxidação +3</p><p>em solução aquosa. Nesse sentido, a reação de formação de [Co(NH3)6]3+ resulta da troca de moléculas de água por moléculas</p><p>de NH3 no complexo octaédrico</p><p>[Co(H2O)6]2+, com posterior oxidação a Co3+ na presença de catalisador (o qual pode ser o ar,</p><p>carvão ativo ou peróxido de hidrogênio).</p><p>O complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2 é um composto cristalino, de cor violeta-avermelhado, com estrutura octaédrica, pouco solúvel</p><p>em água fria, etanol e éter. A obtenção do complexo supracitado pode ser realizada de várias maneiras, entre elas a partir de uma</p><p>reação do CoCl2.6H2O com excesso de amônia, e tratamento com HCl concentrado, conforme a equação:</p><p>2 CoCl2.6H2O + 2 NH4Cl + 8 NH3 + H2O2 → 2 [Co(NH3)5Cl]Cl2 + 14 H2O</p><p>Portanto, a reação de formação do [Co(NH3)5Cl]Cl2 resulta da troca de moléculas de água na presença de catalisador por</p><p>moléculas de NH3 e Cl no complexo octaédrico [Co(H2O)6]3+.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Observar reações que envolvem a formação de compostos de coordenação</p><p>✓ Obter e calcular o valor de 10 Dq para o complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2</p><p>✓ Calcular o rendimento do complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Béquer de 50 mL</p><p>Bastão de vidro</p><p>Vidro de relógio</p><p>Papel de filtro</p><p>Espátula</p><p>Provetas</p><p>42</p><p>Funil para filtração a vácuo</p><p>Barra magnética</p><p>Pipeta de Pasteur</p><p>Agitador magnético</p><p>Bomba de vácuo</p><p>Dessecador</p><p>Reagentes</p><p>Amônia concentrada NH3 conc.</p><p>Ácido clorídrico concentrado HCl conc.</p><p>Cloreto de amônio (NH4Cl);</p><p>Cloreto de cobalto hexahidratado (CoCl2.6H2O)</p><p>Peróxido de Hidrogênio (H2O2 30 %)</p><p>Álcool etílico</p><p>Água gelada e/ou Banho de Gelo</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Pesar 1,25 g de cloreto de amônio (NH4Cl) em um béquer de 50 mL. Levar até a capela e com auxílio de uma proveta</p><p>adicione 7,5 mL de hidróxido de amônio concentrado (NH4OH). Coloque uma barra magnética dentro da solução preparada</p><p>anteriormente e leve a mistura reacional para um agitador magnético sem aquecimento, e deixe sob agitação até completa</p><p>solubilização do NH4Cl, nessa etapa deixe o béquer tampado com um vidro de relógio. (OBSERVAÇÃO: A capela deverá ficar</p><p>ligada durante toda a execução do experimento. Ao sinal de qualquer desconforto como enjoo e tontura relatar ao docente</p><p>responsável pela prática).</p><p>b) Pesar num papel filtro 2,5 g de cloreto de cobalto (CoCl2.6H2O) e adicionar em pequenas porções com agitação contínua</p><p>(com aquecimento brando) à solução preparada no item a.</p><p>c) Mantendo a agitação, adicionar 3,0 mL de água oxigenada 30 %, lentamente, pelas paredes do recipiente, em pequenas</p><p>porções. CUIDADO: A água oxigenada nesta concentração produz queimaduras graves.</p><p>d) Quando a reação parar (qual reação é observada nesse momento e por que ela ocorre?), adicionar lentamente ainda</p><p>na capela, 7,5 mL ácido clorídrico concentrado. (Qual a função do HCl nessa reação?).</p><p>e) Ligar o aquecimento a temperatura branda (cerca de 50 °C) até reduzir o volume à metade, mantendo a agitação</p><p>magnética, e também com bastão de vidro para evitar que a sal cristalize nas bordas do béquer.</p><p>f) Desligue o aquecimento e deixe a solução atingir a temperatura ambiente. Posteriormente, leve a mistura a um banho de</p><p>gelo por 30 minutos ou até observar a formação efetiva de cristais.</p><p>g) Recupere o sólido por filtração no sistema de vácuo [Co(NH3)5Cl]Cl2 (qual a cor observada dos cristais?). Nessa etapa,</p><p>pesar o papel filtro que será usado para filtração.</p><p>h) Lave o precipitado com pequenas porções de água gelada e depois com 30 mL de etanol.</p><p>i) Secar os cristais o máximo possível, no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando.</p><p>j) Depois de secos, pesar os cristais obtidos sobre o papel e anotar o resultado. Calcule o rendimento prático da obtenção e</p><p>comparar com o rendimento teórico.</p><p>k) Deixe os complexos formados em dessecador.</p><p>7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>-O que são compostos de coordenação? Diga qual o estado de oxidação do átomo central, número de coordenação, tipo de</p><p>ligantes, contraíon para o complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2.</p><p>-Qual o rendimento prático do processo quando se obtém apenas 2,0 gramas do composto?</p><p>-Explicar a finalidade de se adicionar o peróxido de hidrogênio.</p><p>-Escrever a equação da reação de obtenção do [Co(NH3)5Cl]Cl2.</p><p>-Se a absorção máxima do complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2 é 525 nm, determine o valor de 10 Dq em kJmol-1</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>43</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>44</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>10</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Compostos de Coordenação: Parte 2</p><p>Efeito da natureza do ligante na energia do desdobramento do campo cristalino de complexos de níquel</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Síntese dos Complexos [Ni(NH3)6]Cl2, [Ni(H2O)6]Cl2 e [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O parâmetro 10Dq sofre influência da natureza do ligante. A evidência empírica desse comportamento foi verificada pelo o</p><p>químico japonês R. Tsuchida, o qual observou que havia certas regularidades no espectro de absorção dos complexos à medida</p><p>que os ligantes eram alterados. Nesse sentido, como exemplo pode-se observar um complexo genérico de fórmula</p><p>[CoX(NH3)5]n+ com X = I-, Br-, Cl-, H2O e NH3, e verificar que a cor observada muda de púrpura intenso (para X = I-) para</p><p>amarelo (com NH3), indicando um aumento na energia da transição eletrônica (e deste modo em 10Dq) à medida que os ligantes</p><p>variam ao longo da série. Assim, tomando-se várias séries de compostos em que o átomo ou íon central seja mantido e os ligantes</p><p>sejam trocados, verifica-se que as posições relativas das bandas fundamentais (10Dq) quase sempre são mantidas, deslocando-</p><p>se, para regiões de mais alta ou mais baixa energia, em função da força do ligante. A partir da observação deste fato, Tsuchida</p><p>propôs que os ligantes poderiam ser arranjados em uma série espectroquímica, e assim foi possível ordenar os ligantes numa</p><p>sequência determinada pelas suas capacidades de afetar o valor de 10Dq, e assume a seguinte ordem:</p><p>Além disso, esta série espectroquímica é bastante geral, sendo seguida para a mesma ordem de ligantes independente da</p><p>natureza do íon metálico. Um dos exemplos interessantes relacionados a força do ligantes em compostos de coordenação é</p><p>observado para os complexos de níquel. O níquel é um metal dúctil e resistente a corrosão, e ocorre na natureza em combinação</p><p>com arsênio, antimônio e enxofre. Exibe condutividade</p><p>elétrica e térmica elevadas. Em solução aquosa o estado de oxidação +2</p><p>é o mais importante, sendo pouco comuns as reações de oxidação de +2 para +3. Desse modo, o íon Ni2+ em solução aquosa</p><p>acha-se coordenado a moléculas de água em uma geometria octaédrica, formando o íon complexo [Ni(H2O)6]2+, de cor verde.</p><p>Em muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de substituição das moléculas de água por outros</p><p>ligantes mais lábeis de campo mais forte que a água, seguindo a série espectroquímica. A reação de formação do complexo</p><p>cloreto de hexa-aminoníquel(II) [Ni(NH3)6]Cl2, por exemplo, resulta da troca de moléculas de água por moléculas de amônia,</p><p>no complexo octaédrico [Ni(H2O)6]2+.</p><p>Muitos complexos apresentam-se lábeis em solução, trocando rapidamente os ligantes coordenados pelas moléculas do</p><p>solvente ou por outros ligantes. Esses complexos sempre se apresentam na forma termodinamicamente mais estável em solução.</p><p>Por outro lado, muitos dos complexos denominados inertes devem sua existência unicamente à lentidão com que se dissociam,</p><p>só trocando lentamente os ligantes em solução. A reatividade dos complexos, muito variada e rica em possibilidades, encontra</p><p>grandes aplicações nos processos de síntese e catálise.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Observar reações que envolvem a formação de compostos de coordenação de Níquel</p><p>✓ Obter e calcular o valor de 10 Dq para os complexos [Ni(NH3)6]Cl2, [Ni(H2O)6]Cl2 e [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>45</p><p>✓ Calcular o rendimento do complexo dos complexos [Ni(NH3)6]Cl2, [Ni(H2O)6]Cl2 e [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>✓ Relacionar a força do ligante segundo a série espectroquímica</p><p>✓ Avaliar a labilidade de ligantes nas reações de complexos</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Béquer de 25 mL</p><p>Bastão de vidro</p><p>Vidro-de-relógio</p><p>Papel de filtro</p><p>Espátula</p><p>Provetas</p><p>Pisseta</p><p>Conjunto para filtração à vácuo (funil de Büchner; kitasato; papel de filtro)</p><p>Barra magnética</p><p>Pipeta de Pasteur</p><p>Estufa</p><p>Reagentes</p><p>Amônia concentrada NH3 conc. (d = 0,91 g/mL; conc. = 25-28 % em massa ou 15 mol/L);</p><p>Cloreto de amônio (NH4Cl);</p><p>Cloreto de Níquel (NiCl2.6H2O)</p><p>Etilenodiamina</p><p>Álcool etílico</p><p>Acetona</p><p>Água gelada e/ou banho de gelo</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>1ª Etapa: Síntese do [Ni(NH3)6]Cl2</p><p>a) Na capela e com auxílio de uma proveta adicione 2,5 mL de hidróxido de amônio concentrado (NH4OH) em um béquer. Em</p><p>seguida, ir dissolvendo cloreto de amônio (NH4Cl) pouco a pouco até saturar a solução (cerca de ½ espátula).</p><p>b) Adicionar a essa solução mais 3,0 mL de hidróxido de amônio concentrado (NH4OH). Deixar o béquer tampado com vidro</p><p>de relógio em repouso até o momento do uso. OBSERVAÇÃO: A capela deverá ficar ligada durante toda a execução do</p><p>experimento. Ao sinal de qualquer desconforto como enjoo e tontura relatar ao docente responsável pela prática.</p><p>c) Pesar com auxílio de uma balança 2,25 g de cloreto de níquel (NiCl2.6H2O) e dissolver em 5 mL de água destilada.</p><p>d) Na capela, adicionar 7,5 mL de solução concentrada de hidróxido de amônio, NH4OH na solução de cloreto de níquel</p><p>previamente preparada. Neste ponto a solução deve ficar com a cor azul.</p><p>e) Adicionar na solução preparada no item b, 3,0 mL de solução amoniacal de NH4Cl previamente preparada no item a e</p><p>deixar em repouso por 20 minutos em banho de gelo.</p><p>f) Pesar previamente o papel filtro a ser utilizado para filtração do complexo.</p><p>g) Filtrar os cristais obtidos utilizando filtração à vácuo. Lavá-los com uma porção de 5 mL de hidróxido de amônio</p><p>concentrado (NH4OH), em seguida lavar 2x com pequenas porções de etanol (usar aproximadamente 2,5 mL em cada porção).</p><p>h) Secar os cristais o máximo possível no próprio funil deixando o sistema de vácuo funcionando e colocar na estufa.</p><p>i) Depois de secos, pesar os cristais, com auxílio de um vidro-de-relógio, obtidos e anotar o resultado. Calcule o rendimento</p><p>prático da obtenção e comparar com o rendimento teórico.</p><p>2ª Etapa: Síntese do [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>a) Pesar 0,3 g do complexo [Ni(NH3)6]Cl2 preparado na segunda etapa e dissolver em 5 mL de água. (Observação: A massa</p><p>46</p><p>adicionada do complexo dependerá do rendimento de síntese da segunda etapa)</p><p>b) Adicionar à solução preparada no item a 1 mL de etilenodiamina.</p><p>c) A solução púrpura formada é evaporada até cerca de metade do volume em banho-maria ou num agitador magnético com</p><p>aquecimento.</p><p>d) A solução preparada no item c é resfriada, e em seguida colocada num banho de gelo por 15 minutos. Observação: Caso</p><p>necessário, adicionar acetona (mantendo o banho de gelo) para aumentar a precipitação dos cristais.</p><p>e) Pesar previamente o papel filtro a ser utilizado para filtração do complexo.</p><p>7 Os cristais de cor púrpura formados serão filtrados utilizando-se filtração a vácuo e lavados duas vezes com pequenas</p><p>porções de etanol (usar aproximadamente 5 mL em cada porção).</p><p>f) Secar os cristais o máximo possível no próprio funil deixando o sistema de vácuo funcionando.</p><p>g) Depois de secos, pesar os cristais obtidos, com o auxílio de um vidro-de-relógio, e anotar o resultado. Calcule o</p><p>rendimento prático da obtenção e comparar com o rendimento teórico.</p><p>3ª Etapa: Estudo da labilidade de ligantes em complexos de Níquel</p><p>a) Pesar 2,25 g do cloreto de níquel NiCl2.6H2O e dissolver em 5 mL de água destilada.</p><p>b) Na capela adicione ao tubo de ensaio contendo o complexo [Ni(H2O)6]Cl2 2 mL de hidróxido de amônio concentrado</p><p>(NH4OH) (observe a alteração de cor)</p><p>c) Posteriormente adicione à solução 2 mL de etilenodiamina (ou o volume suficiente para observar a total coordenação da</p><p>etilenodiamina ao níquel, a qual é indicada pela alteração da cor azul).</p><p>7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>-O que é a série espectroquímica? Explique.</p><p>-Diga qual o estado de oxidação do átomo central, número de coordenação, tipo de ligantes, contraíon para os complexos</p><p>[Ni(NH3)6]Cl2, [Ni(H2O)6]Cl2 e [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>-Pesquise na literatura sobre a absorção de cores por complexos de metais de transição.</p><p>-Escrever a equação da reação de obtenção dos [Ni(NH3)6]Cl2, [Ni(H2O)6] Cl2 e [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>-Pesquise na literatura sobre a absorção de cores dos complexos [Ni(NH3)6]Cl2, [Ni(H2O)6]Cl2 e [Ni(en)3]Cl2. H2O</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>47</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>48</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>11</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Compostos de Coordenação: Parte 3</p><p>Estudo do Equilíbrio Químico Entre Complexos de Cobalto: Princípio de Le Chatelier</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Síntese e estudo do equilíbrio químico entre os complexos [Co(H2O)6]2+ e [Co(Cl)4]2-</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O princípio de Le Chatelier é de grande importância em vários processos químico. Este é utilizado na indústria para que se</p><p>obtenha uma produção otimizada de produtos químicos. De forma geral, este princípio foi desenvolvido pelo químico francês</p><p>Henri Louis Le Chatelier, e pode ser entendido da seguinte forma: "Se for imposta uma alteração, de concentrações, pressão ou</p><p>de temperatura, a um sistema químico em equilíbrio, a composição do sistema alterar-se-á no sentido de contrariar a alteração a</p><p>que foi sujeito." No laboratório, muitas vezes as reações de equilíbrio podem ser estudadas quanto à predominância dos reagentes</p><p>ou dos produtos, observando mudança de coloração ou aparecimento de um precipitado devido a algumas das perturbações</p><p>supracitadas. Um exemplo interessante desse princípio é quando se aplica a compostos de coordenação, a exemplo dos</p><p>complexos de cobalto [CoCl4]2-</p><p>e [Co(H2O)6]2+.</p><p>Os dois íons complexos de Co(II) de cor diferente, [Co(H2O)6]2+ e [CoCl4]2-, existem juntos em equilíbrio em solução na presença</p><p>de íons cloreto:</p><p>[Co(H2O)6]</p><p>2+</p><p>(aq) (rosa) + 4 Cl-(aq) ⇌ [CoCl4]</p><p>2-</p><p>(aq) (azul) + 6H2O(l) ΔH>0</p><p>Este equilíbrio pode ser perturbado pela alteração da concentração de íons cloreto, água ou pela alteração da temperatura. As</p><p>mudanças de cor que acompanham as mudanças na posição de equilíbrio são as previstas pelo princípio de Le Chatelier. A</p><p>alteração de cor das duas espécies de cobalto(II) em solução demonstra visualmente a reversibilidade da reação, bem como o</p><p>efeito da concentração e da temperatura sobre o equilíbrio.</p><p>Nesta e em outras reações de equilíbrio químico pode-se avaliar o efeito da concentração dos reagentes. Assim, quando num</p><p>sistema em equilíbrio químico há o aumento da concentração dos reagentes, o equilíbrio da reação desloca-se no sentido direto,</p><p>e quando se adicionam produtos ou se retiram reagentes por ação de uma reação paralela, por exemplo, este desloca-se no sentido</p><p>inverso. Para reação de equilíbrio entre os complexos de cobalto [CoCl4]2-</p><p>e [Co(H2O)6]2+, quando se acrescenta uma espécie</p><p>química que consta na equação química da reação (Cl-, H2O), a concentração desta aumenta e o equilíbrio é deslocado. Na reação</p><p>acima, ao se adicionar íons Cl-, o equilíbrio é deslocado no sentido direto da reação, então, a solução fica azul. Por outro lado,</p><p>ao se adicionar água, o equilíbrio desloca-se no sentido inverso da reação, então, a solução fica rosa.</p><p>Por outro lado, com o aumento da temperatura o equilíbrio da reação se desloca no sentido da reação que absorve energia</p><p>(endotérmica), que, nesse caso, é a direta, então, a solução fica azul. Já em baixas temperatura, o equilíbrio é deslocado no</p><p>sentido da reação que libera calor (exotérmica), que, no exemplo considerado é a inversa. Nesse caso, a solução fica rosa. As</p><p>alterações de cor frente a temperatura das soluções dos complexos de cobalto [CoCl4]2-</p><p>e [Co(H2O)6]2+estão representadas na</p><p>figura a seguir.</p><p>49</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Observar reações que envolvem o equilíbrio químico de compostos de coordenação de Cobalto</p><p>✓ Calcular o valor de 10 Dq para os complexos [Co(H2O)6]2+ e [Co(Cl)4]2-</p><p>✓ Verificar experimentalmente o princípio o princípio de Le Chatelier nas reações entre compostos de coordenação</p><p>✓ Avaliar o efeito da temperatura e da concentração no equilíbrio químico entre os complexos [Co(H2O)6]</p><p>2+ e [CoCl4]</p><p>2-</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Béquer de 250 mL</p><p>Bastão de vidro</p><p>Espátula</p><p>Provetas</p><p>Pisseta</p><p>Pipeta de Pasteur</p><p>termômetro</p><p>Reagentes</p><p>Ácido clorídrico concentrado HCl conc. (d =1,18 g/mL; conc. = 36 % m/m);</p><p>Cloreto de Cobalto (CoCl2.6H2O)</p><p>Cloreto de sódio sólido</p><p>Solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,5 mol/L</p><p>Água gelada e/ou banho de gelo</p><p>Banho Maria (ou placa agitadora com aquecimento)</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>1ª Etapa: Síntese do [Co(H2O)6]Cl2</p><p>a) Pesar 0,125 g de cloreto de cobalto CoCl2.6H2O em três béqueres distintos.</p><p>b) Dissolver em 1,5 mL de água destilada a massa de cloreto de cobalto dos três béqueres e adicionar à solução em três</p><p>tubos de ensaio.</p><p>c) Reserve essas soluções e enumere os tubos (tubo 1, tubo 2 e tubo 3).</p><p>2ª Etapa: Deslocamento de equilíbrio por efeito da concentração</p><p>a) Aos tubos 2 e 3 adicionar 2 mL de ácido clorídrico concentrado. Observe bem a mudança de cor.</p><p>CUIDADO! O ácido clorídrico concentrado é altamente corrosivo e libera vapores que, quando inalados, são tóxicos. Evite o</p><p>contato com a pele e manuseie-o em local arejado.</p><p>b) Adicione 1,0 mL de água destilada nos tubos 2 e 3 indicado no item anterior, e agite bem os tubos até que a solução se</p><p>torne violeta. Observe a diferença entre as cores do tubo 1 com a exibida pelos tubos 2 e 3.</p><p>50</p><p>c) Ao tubo 2 adicione porções de cloreto de sódio e agite a solução com o auxílio de um bastão de vidro (cada porção</p><p>equivale a uma espátula) até observar alteração de cor da solução. Observe novamente a diferença entre as cores do tubo 1 com</p><p>a exibida pelos tubos 2 e 3.</p><p>3ª Etapa: Deslocamento de equilíbrio por efeito da temperatura e reversibilidade da reação</p><p>h) Em um béquer de 200 mL prepare um banho de gelo (ou água bem gelada) e coloque o tubo 3 em contato. Aguarde e</p><p>observe a mudança de cor.</p><p>i) Aguarde a solução do tubo 3 (descrita no item a) atingir uma temperatura próxima da ambiente. Em seguida, em um</p><p>béquer de 200 mL com água quente (aquecida em trono de 60 ° C no agitador magnético com aquecimento ou num banho maria</p><p>- usar um termômetro para conferir a temperatura) adicione o tubo 3. Aguarde e observe a mudança de cor.</p><p>j) Retire o tubo 3 da solução quente e espere novamente atingir a temperatura ambiente. Adicione o tubo 3 novamente no</p><p>banho de gelo. Aguarde e observe a mudança de cor.</p><p>4ª Etapa: Deslocamento de equilíbrio da concentração, com a adição de nitrato de prata (AgNO3)</p><p>Retire o tubo 3 do banho de gelo (item c da 3ª etapa) e espere novamente atingir a temperatura ambiente. Adicione ao tubo 3</p><p>algumas gotas de uma solução de nitrato de prata (AgNO3) 0,5 mol/L até observar a formação de precipitado (qual precipitado</p><p>é formado?) e alteração de cor. Aguarde e observe a mudança de cor.</p><p>7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Explique o efeito da concentração e da temperatura no deslocamento do equilíbrio da reação entre os complexos</p><p>[Co(H2O)6]2+ e [Co(Cl)4]2-.</p><p>2) Organize suas observações numa tabela como a indicada a seguir.</p><p>Solução Cor Observação</p><p>Cor inicial das soluções dos tubos 1, 2 e 3</p><p>Cor da solução do tubo 2 e 3 ao adicionar HCl</p><p>Cor da solução do tubo 2 e 3 ao adicionar água</p><p>Cor da solução do tubo 2 ao adicionar NaCl</p><p>Cor da solução do tubo 3 na solução gelada</p><p>Cor da solução do tubo 3 na solução quente</p><p>Cor da solução do tubo 3 ao retornar à solução gelada</p><p>Cor da solução do tubo 3 ao adicionar AgNO3</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos</p><p>de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>51</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de</p><p>purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente</p><p>orgânico não halogenado</p><p>5</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>2</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 – QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 – SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 – LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Metais do Grupo 1: Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>Os elementos metálicos do Grupo 1 são o lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr), chamados</p><p>de metais alcalinos. As configurações eletrônicas dos metais alcalinos proporcionam uma maneira sistemática de compreender</p><p>as propriedades químicas destes elementos, assim como as tendências observadas nos compostos deste grupo. A configuração</p><p>eletrônica dos átomos de metais alcalinos, no estado fundamental, consiste de uma estrutura interna de gás nobre (“caroço” de</p><p>gás nobre) com apenas um elétron de valência em um orbital s. Os primeiros potenciais de ionização destes elementos são os</p><p>mais baixos da tabela periódica, indicando uma relativa facilidade para a remoção do elétron de valência. Porém, o segundo</p><p>potencial de ionização de cada átomo – envolvido na retirada de um elétron do caroço de gás nobre – é sempre muito maior que</p><p>o respectivo primeiro potencial de ionização, como esperado. Assim, os metais alcalinos facilmente formam cátions</p><p>monovalentes segundo a semirreação de oxidação:</p><p>𝑀  →  𝑀+  +  𝑒−</p><p>Por este motivo, os metais alcalinos são fortes agentes redutores.</p><p>Descendo-se no Grupo 1, verifica-se um aumento dos raios atômicos, uma diminuição dos potenciais de ionização e um aumento</p><p>da capacidade redutora dos átomos.</p><p>Os metais alcalinos são guardados em querosene, uma vez que ao ar oxidam-se rapidamente. Reagem, também, rapidamente</p><p>com água e ácidos, segundo as equações:</p><p>𝑀(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙)  →  𝑀𝑂𝐻(𝑎𝑞)  +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝐻2(𝑔)</p><p>𝑀(𝑠)  +  𝐻+(𝑎𝑞)  →  𝑀+(𝑎𝑞)  +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝐻2(𝑔)</p><p>Propriedades dos Metais Alcalinos</p><p>Os metais alcalinos, quando recentemente cortados, apresentam brilho metálico. Todos esses metais são extremamente moles, e</p><p>sua dureza diminui com o aumento do número atômico do metal. São bons condutores de calor e de eletricidade e possuem</p><p>retículo cristalino cúbico de corpo centrado. Essas propriedades podem ser explicadas pela grande mobilidade eletrônica que</p><p>esses metais apresentam.</p><p>Os metais alcalinos são os mais reativos dentre todos os metais conhecidos. Praticamente qualquer agente oxidante – por mais</p><p>fraco que seja – pode ser reduzido pelos metais alcalinos. Quantitativamente, a capacidade redutora deles pode ser medida pelo</p><p>potencial de oxidação, pelo menos em solução aquosa (o potencial de oxidação de uma substância mede a sua tendência a perder</p><p>elétrons, ou seja, a sua tendência a se comportar como agente redutor). O potencial padrão de oxidação dos metais alcalinos é</p><p>característico da reação:</p><p>6</p><p>𝑀(𝑠)  →  𝑀+(𝑎𝑞)  +  𝑒−</p><p>Ocorrência e Preparação</p><p>Os metais alcalinos são encontrados na natureza somente na forma de cátions monovalentes. Os mais abundantes são o sódio e</p><p>o potássio. Como todos os seus isótopos são radiativos, o frâncio existe apenas em quantidades muitíssimo pequenas e, por isso,</p><p>não pôde ser devidamente estudado.</p><p>A obtenção dos metais alcalinos é feita a partir dos íons positivos por redução. Métodos puramente químicos são dificilmente</p><p>utilizados, visto que requerem um agente redutor mais forte que os metais alcalinos.</p><p>Compostos</p><p>Os óxidos simples M2O não são facilmente formados. Na reação direta com o oxigênio somente o lítio forma óxido (Li2O), mas</p><p>com um pequeno teor de peróxido (Li2O2). O sódio forma o peróxido (Na2O2) com algo de superóxido (NaO2) e o potássio, o</p><p>rubídio e o césio formam os superóxidos KO2, RbO2 e CsO2. Estas diferenças na estabilidade de óxidos, peróxidos e superóxidos</p><p>estão relacionadas aos tamanhos relativos de cátions e ânions.</p><p>Os peróxidos dos metais alcalinos, assim como os demais peróxidos metálicos, reagem com água formando os respectivos</p><p>hidróxidos e peróxido de hidrogênio. Por exemplo, a reação entre peróxido de sódio e água é a seguinte:</p><p>𝑁𝑎2𝑂2(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)</p><p>Entretanto, o peróxido de hidrogênio (H2O2) é desestabilizado e sofre desproporcionamento (auto-oxirredução) em H2O e O2:</p><p>𝐻2𝑂2(𝑎𝑞) → 𝐻2𝑂(𝑙) +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝑂2(𝑔)</p><p>Para se obter óxidos simples dos metais alcalinos, realiza-se uma redução de seus peróxidos pela ação de um excesso de metal,</p><p>segundo a equação:</p><p>2𝑁𝑎(𝑠) + 𝑁𝑎2𝑂2(𝑠) → 2𝑁𝑎2𝑂(𝑠)</p><p>Os óxidos de metais alcalinos são substâncias sólidas muito higroscópicas capazes de se combinar facilmente com a água</p><p>formando hidróxidos. Os hidróxidos são, também, substâncias sólidas, muito solúveis em água. As soluções aquosas dos</p><p>hidróxidos são pronunciadamente básicas devido à dissociação:</p><p>𝑀𝑂𝐻(𝑠) → 𝑀+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)</p><p>Os sais dos metais alcalinos são, com raras exceções, solúveis e pertencem ao grupo dos eletrólitos fortes. Os íons alcalinos não</p><p>participam de reações de hidrólise nem formam íons complexos em grau apreciável; porém, os ânions a eles associados, se forem</p><p>derivados de ácidos fracos, sofrem hidrólise em solução aquosa e por isso as suas soluções apresentam pH básico (pH > 7 a</p><p>25°C). Por exemplo, o acetato de sódio dissolve-se em água segundo a equação:</p><p>𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎(𝑠) → 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−(𝑎𝑞)</p><p>Como o íon acetato deriva de um ácido fraco (o ácido acético), ele é uma base (no sentido de Brönsted-Lowry) e reage com a</p><p>água capturando um próton:</p><p>𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)</p><p>Espectros</p><p>A absorção de energia pelos elétrons nos átomos leva à promoção dos mesmos para níveis de maior energia. O retorno desses</p><p>elétrons para níveis energéticos mais baixos é seguido da liberação do excesso de energia para o ambiente. Sendo a energia</p><p>emitida na forma de radiação eletromagnética (luz), esta será composta de vários comprimentos de onda. A energia emitida E</p><p>relaciona-se ao comprimento de onda da radiação λ pela fórmula</p><p>𝐸 =</p><p>ℎ𝑐</p><p>𝜆</p><p>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</p><p>emitido corresponde a um salto energético do elétron no átomo. A distribuição dos comprimentos de onda emitidos é o espectro</p><p>de emissão do átomo em questão, espectro o qual é característico de cada tipo de átomo. Por este motivo, os sais voláteis dos</p><p>metais alcalinos dão à chama do bico de Bünsen colorações características, de acordo com a tabela a seguir.</p><p>7</p><p>Metal alcalino Coloração da chama</p><p>Li Vermelho escuro (Carmim)</p><p>Na Amarela</p><p>K Violeta</p><p>Rb Violeta-avermelhado</p><p>Cs Azul</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Estudar e comparar a reatividade dos metais alcalinos com água</p><p>✓ Verificar a hidrólise de diferentes sais de metais alcalinos</p><p>✓ Observar o fenômeno da emissão através do teste da chama</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Béquer (100 mL)</p><p>Espátula</p><p>Tubo de ensaio</p><p>Proveta 5 mL</p><p>Alça de Pt</p><p>Bico de Bunsen</p><p>Pisseta de água destilada</p><p>Estante para tubos de ensaio</p><p>Reagentes</p><p>Na(s)</p><p>Fenolftaleína</p><p>NaNO3(s)</p><p>CH3COONa(s)</p><p>KCl(s)</p><p>K2CO3(s)</p><p>HCl(aq) 1 M</p><p>LiCl(aq) solução saturada</p><p>NaCl(aq) solução saturada</p><p>KCl(aq) solução saturada</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Reatividade</p><p>- Coloque, em um béquer, 50 mL de água destilada.</p><p>- Adicione gotas de solução de fenolftaleína e observe.</p><p>- Em seguida, adicione cuidadosamente um pequeno pedaço de sódio.</p><p>- Equacione as reações ocorridas.</p><p>8</p><p>b) Hidrólise dos sais dos metais alcalinos</p><p>- Coloque, em quatro tubos de ensaio, cristais dos seguintes sais:</p><p>Tubo 1: nitrato de sódio (NaNO3)</p><p>Tubo 2: acetato de sódio (CH3COONa)</p><p>Tubo 3: cloreto de potássio (KCl)</p><p>Tubo 4: carbonato de potássio (K2CO3)</p><p>- Adicione 3 mL de água deionizada a cada um dos tubos e agite.</p><p>- Teste o caráter ácido-base das soluções com o indicador fenolftaleína.</p><p>- Equacione todos os processos que ocorrem (dissolução e hidrólise). Em quais tubos ocorre hidrólise? Por quê?</p><p>c) Teste de Chama</p><p>- Introduza uma alça de Platina, previamente limpa com HCl, em uma solução saturada de LiCl.</p><p>- Leve a alça de platina à chama não luminosa do bico de Bünsen.</p><p>- Observe e anote a cor da chama.</p><p>- Repita o procedimento usando soluções saturadas de NaCl e KCl.</p><p>- Limpe a alça após cada experiência, introduzindo-a em ácido clorídrico e levando-a, em seguida, à chama.</p><p>7– DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos.</p><p>2) Como você espera que seja a reatividade dos metais alcalinos K e Rb frente à reação com água, em comparação com a</p><p>do Na. Serão mais reativos ou menos reativos?</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc.</p><p>9</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>10</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>3</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Metais do Grupo 2: Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>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</p><p>(Ra). A configuração eletrônica dos chamados metais alcalino-terrosos em seu estado fundamental consiste em uma estrutura de</p><p>gás nobre com dois elétrons no orbital s seguinte. Os metais alcalino-terrosos se assemelham aos metais alcalinos em muitas de</p><p>suas propriedades. Não obstante, existem muitas diferenças entre os dois grupos devido ao distinto número de elétrons de</p><p>valência de cada um.</p><p>Os átomos dos elementos do Grupo 2 são menores que os átomos do metais alcalinos vizinhos em virtude do incremento da</p><p>carga nuclear. Em consequência disso, os elementos do Grupo 2 são mais densos, possuem potenciais de ionização maiores,</p><p>apresentam pontos de fusão e de ebulição mais elevados e são mais duros.</p><p>Os dois elétrons de valência dos átomos dos elementos do Grupo 2 são facilmente perdidos por ação de agentes oxidantes. O</p><p>processo desenvolve-se de acordo com a equação química geral:</p><p>𝑀  →  𝑀2+  + 2 𝑒−</p><p>A atividade redutora aumenta à medida que cresce o número atômico. Como consequência, o estrôncio e o bário devem ser</p><p>conservados em querosene, ou, como o rádio, em tubos de vidro soldados, enquanto que os outros metais deste grupo (Be, Mg</p><p>e Ca), por serem redutores mais fracos, podem ser guardados simplesmente em frascos fechados.</p><p>Propriedades dos Metais Alcalino-terrosos</p><p>As propriedades metálicas dos metais alcalino-terrosos como, por exemplo, as condutividades térmica e elétrica, são menos</p><p>acentuadas que as dos respectivos metais alcalinos vizinhos. Este fato deve-se a uma maior interação entre os elétrons de valência</p><p>e o núcleo atômico dos átomos dos elementos do Grupo 2. Logo, a mobilidade eletrônica é menor. O berílio e o magnésio</p><p>possuem retículo cristalino do tipo hexagonal compacto; o cálcio e o estrôncio, cúbico de face centrada; e o bário, cúbico de</p><p>corpo centrado.</p><p>A capacidade redutora é menos pronunciada em comparação à dos elementos do Grupo 1. Isto se deve ao fato de os metais</p><p>alcalino-terrosos apresentarem maior carga nuclear e consequentemente menor raio que os metais alcalinos. Na série</p><p>eletroquímica, todos estes metais estão acima do hidrogênio.</p><p>Compostos e Espectros</p><p>Os metais alcalino-terrosos, quando aquecidos ao ar ou em atmosfera de oxigênio, queimam com chama brilhante formando os</p><p>seus respectivos óxidos:</p><p>𝑀(𝑠) +</p><p>1</p><p>2</p><p>𝑂2(𝑔) → 𝑀𝑂(𝑠)</p><p>Na prática, os óxidos destes metais são obtidos por decomposição térmica de carbonatos (Mg e Ca) ou nitratos (Sr e Ba) de</p><p>acordo com as seguintes reações:</p><p>11</p><p>𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠)</p><p>∆</p><p>→ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)</p><p>2𝐵𝑎(𝑁𝑂3)2(𝑠)</p><p>∆</p><p>→ 2𝐵𝑎𝑂(𝑠) + 4𝑁𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)</p><p>Os metais alcalino-terrosos são facilmente oxidados em soluções ácidas, por exemplo:</p><p>𝑀(𝑠) + 2𝐻+(𝑎𝑞) → 𝑀2+(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)</p><p>Com a água, o cálcio, o estrôncio e o bário reagem a frio, enquanto que o berílio e o magnésio reagem a quente. Como</p><p>produtos das reações, formam-se os respectivos hidróxidos, segundo a equação:</p><p>𝑀(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑀(𝑂𝐻)2(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔)</p><p>(Devido à sua natureza anfótera, o berílio dissolve-se também em soluções alcalinas, formando o íon hidroxiberilato: [Be(OH)4]2-</p><p>). Os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos também são obtidos pela reação de seus óxidos com água; os hidróxidos de berílio</p><p>e magnésio são obtidos por reação dos sais com os álcalis, uma vez que os óxidos e hidróxidos são pouco solúveis em água.</p><p>Em laboratório emprega-se com frequência a solução de hidróxido de cálcio (água de cal) ou a suspensão de hidróxido de cálcio</p><p>sólido em solução saturada (leite de cal) assim como a solução de hidróxido de bário (água de barita).</p><p>Entre os sais insolúveis distinguem-se os carbonatos e ortofosfatos. A solubilidade dos sulfatos diminui do berílio ao rádio: os</p><p>sulfatos de berílio e magnésio são muito solúveis; o CaSO4 é pouco solúvel, e os sulfatos de estrôncio, de bário e de rádio são</p><p>praticamente insolúveis. Os carbonatos dissolvem-se pela ação do CO2 em solução aquosa, formando bicarbonatos de acordo</p><p>com a seguinte reação:</p><p>𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂3)2(𝑎𝑞)</p><p>A água natural que contém alto teor de sais de cálcio e magnésio dissolvidos denomina-se água dura. A dureza da água, segundo</p><p>normas russas, é expressa em miliequivalentes-grama (meq-g) de íons Ca2+ e Mg2+ por litro de água. A água cuja dureza é</p><p>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.</p><p>A presença, na água, de Ca(HCO3)2 e Mg(HCO3)2 dá origem à dureza temporária (ou removível). Estes compostos podem ser</p><p>removidos com a fervura da água dura (segundo a reação abaixo) seguida da filtração para se remover o precipitado de carbonato</p><p>de cálcio.</p><p>𝐶𝑎(𝐻𝐶𝑂3)2(𝑎𝑞)</p><p>∆</p><p>→ 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙)</p><p>Os cloretos e sulfatos de cálcio e de magnésio causam a dureza permanente e podem ser removidos quimicamente através de</p><p>uma reação de dupla troca com um carbonato solúvel (por exemplo, Na2CO3) formando um precipitado de carbonato de cálcio</p><p>e carbonato de magnésio, ambos insolúveis.</p><p>Com ralação aos espectros, observa-se que sais voláteis de cálcio, estrôncio e bário dão à chama não luminosa do bico de Bünsen</p><p>uma coloração vermelho-tijolo, carmim e amarelo- esverdeado, respectivamente.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Estudar as propriedades e formação de compostos de elementos do Grupo 2</p><p>✓ Observar a formação de óxidos e hidróxidos de elementos do Grupo 2 através de diferentes reações</p><p>✓ Utilizar as propriedades físico-químicas dos óxidos hidróxidos e sais de metais do Grupo 2 para sua identificação</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Bico de Bunsen</p><p>Tubo de ensaio</p><p>Pinça de madeira</p><p>Papel de filtro</p><p>Cadinho</p><p>Placa de aquecimento</p><p>Pinça metálica para cadinho</p><p>Placa de amianto</p><p>Tubo de ensaio</p><p>12</p><p>Funil de separação</p><p>Kitasato</p><p>Béquer (250 mL)</p><p>Rolha Furada (para funil)</p><p>Proveta 25 mL</p><p>Papel de filtro</p><p>Mangueira + pipeta Pasteur</p><p>Erlenmeyer (250 mL)</p><p>Funil de adição de sólidos</p><p>Bastão de vidro</p><p>Proveta 50 mL</p><p>Papel de filtro</p><p>Suporte universal</p><p>Garra</p><p>Reagentes</p><p>Fita de Mg</p><p>Fenolftaleína</p><p>Mármore (CaCO3)</p><p>Ca(OH)2 (aq)</p><p>HCl (6 M)</p><p>CaCO3 (s)</p><p>Sabão</p><p>CaCl2 (s)</p><p>Na2CO3 (0,2 M)</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Formação de Óxido e de Hidróxido de Magnésio</p><p>- Queime, com o auxílio de uma pinça metálica e um bico de Bunsen, um pedaço pequeno de magnésio metálico em fita</p><p>(Importante: a luz emitida na combustão do magnésio é rica em radiação fotoquimicamente ativa. Por isso, não fixe o olhar na</p><p>luz que se desprende). O que se forma nesta reação?</p><p>- Coloque o resíduo da reação em um tubo de ensaio contendo 3 mL de água destilada. Agite e goteje o indicador fenolftaleína.</p><p>- Explique as suas observações e escreva as reações envolvidas.</p><p>b) Formação de Óxido e de Hidróxido de Cálcio</p><p>- Queime em um bico de Bunsen em um cadinho uma porção de mármore (contém CaCO3) em pó.</p><p>- Após 5 minutos de aquecimento direto deixe o cadinho esfriar e teste a formação de óxido de cálcio – cal virgem – pela</p><p>adição de água ao cadinho e posterior gotejamento de indicador fenolftaleína.</p><p>- Anote as observações feitas e escreva as equações das reações envolvidas.</p><p>c) Geração de CO2 e Formação de Ca(HCO3)</p><p>- O dióxido de carbono (CO2) pode ser preparado pela reação de um ácido forte com um carbonato. O carbonato de cálcio, que</p><p>ocorre abundantemente na natureza, é comumente usado.</p><p>- Prepare um tubo de ensaio com 5 mL de água de cal, Ca(OH)2(aq) (esta solução pode ser preparada colocando-se 0,01 g de</p><p>Ca(OH)2 em 5 mL de água).</p><p>13</p><p>- Use a aparelhagem (gerador de CO2) segundo o esquema a seguir:</p><p>- Em um béquer de 250 mL pesar 25 g de mármore (CaCO3). O conteúdo é transferido para um Kitasato (1) com auxílio de um</p><p>funil (ou papel seda) e, em seguida, adicionar 10 mL de água.</p><p>- Adicione 25 mL de HCl 6 M no funil de separação (2). Abra a torneira até conseguir o fluxo desejado de CO2 (você deverá</p><p>observar as bolhas de CO2 sobre o mármore).</p><p>- Borbulhe o CO2 formado no tubo de ensaio preparado previamente e observe a formação de um precipitado que se dissolve</p><p>com excesso da adição de CO2.</p><p>- Escreva as equações das reações envolvidas.</p><p>d) Dureza da Água</p><p>d-1) - Dureza temporária.</p><p>Coloque 1 g de carbonato de cálcio em um Erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada. Soprando com um canudo, borbulhe</p><p>CO2 no Erlenmeyer durante 5 minutos. Filtre.</p><p>- Escreva a equação química da reação que ocorre.</p><p>- Retire 40 mL do filtrado para um Erlenmeyer (I) e 40 mL para outro Erlenmeyer (II) (Numere os frascos de Erlenmeyer).</p><p>- Aqueça o conteúdo do Erlenmeyer I até a fervura e filtre. Escreva o que se observa e a reação que ocorre.</p><p>- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do Erlenmeyer I e no Erlenmeyer II e agite vigorosamente. Explique o que</p><p>se observa e escreva a reação química que o corre entre bicarbonato de cálcio e sabão (pesquise!).</p><p>d-2) - Dureza permanente. Coloque 1 g de cloreto de cálcio em 100 mL de água destilada.</p><p>Agite até a completa dissolução.</p><p>- Retire 20 mL desta solução para um Erlenmeyer (I) e 20 mL para outro (II). Acrescente 10 mL de carbonato de sódio 0,2 M</p><p>ao Erlenmeyer I sob agitação.</p><p>- O que se observa? Equacione a reação química que ocorre.</p><p>- Filtre o conteúdo do Erlenmeyer I.</p><p>- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do Erlenmeyer I e no Erlenmeyer II e agite vigorosamente. Explique o que</p><p>se observa e escreva a reação química que o corre entre cloreto de cálcio e sabão (pesquise!).</p><p>7– DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos.</p><p>2) De que maneira se pode separar o precipitado de carbonato de cálcio (CaCO3) do bicarbonato (Ca(HCO3)2) formado na</p><p>solução do experimento c?</p><p>3) Quais os equilíbrios que ocorrem ao se dissolver CO2 em água? Equacione</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>14</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc.</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>15</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>4</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Grupo 13: Boro, Alumínio, Gálio, Índio e Tálio</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O grupo 13 é composto pelos seguintes elementos: boro (B), alumínio (Al), gálio (Ga), índio (In) e tálio (Tl). Estes elementos</p><p>apresentam configuração eletrônica externa ns2np1 e podem assumir o estado trivalente. Para atingir a trivalência, é necessário</p><p>que um elétron s seja promovido para um orbital p vazio e subsequente formação de orbitais híbridos sp2. Átomos mais pesados</p><p>do grupo, em especial o tálio, podem assumir estado de oxidação I e III.</p><p>Reações e Compostos dos Elementos do Grupo 13</p><p>O boro, pelo seu pequeno volume e elevada densidade de carga, apresenta forte caráter covalente. A maioria das ligações que</p><p>realiza são do tipo covalente e, por este motivo, o boro</p><p>é considerado um semimetal. Os demais elementos do grupo apresentam</p><p>propriedades metálicas acentuadas. Os dois primeiros elementos do grupo 13, boro e alumínio, queimam em oxigênio produzindo</p><p>os óxidos B2O3 e Al2O3.</p><p>O caráter ácido-base dos hidróxidos dos elementos do grupo 13 varia de acordo com o caráter iônico/covalente de cada hidróxido:</p><p>hidróxidos iônicos comportam-se como bases e hidróxidos covalentes comportam-se como ácidos.</p><p>Hidróxido H3BO3 Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3</p><p>Caráter Ácido Anfótero Anfótero Básico Básico</p><p>O anidrido bórico (óxido de boro) forma uma série de ácidos bóricos: o ortobórico (H3BO3), comumente chamado de ácido</p><p>bórico), o metabórico (HBO2) e os polibóricos de fórmula geral (B2O3)∙(H2O)y. Todos os ácidos bóricos são eletrólitos fracos,</p><p>sendo o ortobórico o mais estável em solução aquosa; todos os demais ácidos bóricos combinam-se com a água formando o</p><p>ácido ortobórico:</p><p>O sal mais estável do boro é o tretraborato de sódio (bórax), de fórmula Na2B4O7, encontrado na forma deca-hidratada:</p><p>Tetraborato de sódio deca-hidratado</p><p>16</p><p>O bórax fundido dissolve óxidos metálicos formando metaboratos os quais são sais que apresentam, em geral, grande estabilidade</p><p>térmica. Por exemplo, o óxido de cobalto(II) reage com bórax formando o metaborato de sódio e o metaborato de cobalto:</p><p>Muitos metaboratos são coloridos. Esta propriedade é usada na obtenção de vidros coloridos, ou as chamadas “pérolas de bórax”,</p><p>que são aplicadas em química analítica qualitativa. Uma vez que o bórax é um sal de ácido fraco, ele sofre hidrólise:</p><p>B4O7</p><p>2‒ + 7H2O → 4H3BO3 + 2OH‒</p><p>Por este motivo, o bórax é empregado como álcali para titular ácidos.</p><p>A semirreação Al → Al3+ + 3e− apresenta um potencial padrão de 1,67 V. O alumínio se oxida na presença dos íons H+ da</p><p>água, mas a reação cessa rapidamente devido à formação de uma fina camada de óxido sobre o metal, impedindo a continuidade</p><p>da reação. A reação entre alumínio e ácido é a seguinte:</p><p>e a sua reação com água é:</p><p>Uma vez que o alumínio apresenta anfoterismo, reage também com soluções alcalinas formando o ânion aluminato e</p><p>desprendendo hidrogênio:</p><p>2Al(s) + NaOH(aq) + 2H2O(l) → 2NaAlO2 + 3H2(g)</p><p>Em soluções alcalinas o hidróxido de alumínio converte-se em hidroxialuminato, um íon complexo de fórmula [Al(OH)4]-Por</p><p>exemplo, a adição de NaOH sobre um precipitado de Al(OH)3 causa a dissolução do hidróxido de alumínio na forma de</p><p>hidroxialuminato de sódio, Na[Al(OH)4]:</p><p>Entre os sais solúveis de alumínio, encontram aplicação o sulfato, o cloreto, o nitrato e o sulfato duplo de alumínio e potássio</p><p>(alúmen de potássio, KAl(SO4)2∙12H2O). Já que o Al3+ provém de base fraca, esses sais hidrolisam-se em soluções aquosas</p><p>(hidrólise de cátion) produzindo H+:</p><p>Al3+(aq) + 3H2O(l) → Al(OH)3(s) + 3H+</p><p>Alguns dos sais de alumínio hidrolisam-se completamente (hidrólise de cátion e de ânion) em soluções aquosas. Por exemplo, o</p><p>sulfeto de alumínio:</p><p>Portanto, esses sais não podem ser obtidos em soluções aquosas.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Observar a reatividade dos compostos formados por elementos desse grupo</p><p>✓ Verificar as propriedades anfóteras do alumínio</p><p>✓ Observar as reações de hidrólise do tetraborato de sódio e de sais de alumínio</p><p>✓ Avaliar as reações do alumínio em meio ácido e básico</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Béquer de 250 mL</p><p>Pinça</p><p>Bastão de vidro</p><p>Papel tornassol</p><p>3 4</p><p>Al(OH) (s) + NaOH( aq) → Na Al(OH) (aq) .</p><p>17</p><p>Papel Alumínio</p><p>Tubos de ensaio</p><p>Papel de filtro</p><p>Espátula</p><p>Papel seda (papel para pesagem)</p><p>Reagentes</p><p>Bórax anidro (tetraborato de sódio)</p><p>Solução 1 M de cloreto de alumínio (AlCl3)</p><p>Solução de 1 M de Nitrato de mercúrio (Hg(NO3)2)</p><p>Solução 6 M de HCl</p><p>Solução 6 M de NaOH</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Hidrólise do Tetraborato de Sódio</p><p>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</p><p>solução até a completa dissolução do bórax (se necessário, aqueça o béquer suavemente).</p><p>Teste o caráter ácido-base da solução com papel tornassol e explique o resultado obtido através de reações químicas.</p><p>b) Reatividade do Alumínio à Água e ao Ar</p><p>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</p><p>o pedaço em um béquer com água. Ocorre desprendimento de hidrogênio?</p><p>b-2) Mergulhe, durante dois minutos, o pedaço de alumínio usado anteriormente e novamente lixado em uma solução 1 M de</p><p>Hg(NO3)2 (nitrato de mercúrio). Em seguida, limpe o alumínio com um pedaço de papel de filtro e introduza-o novamente no</p><p>béquer com água. Observe o desprendimento de hidrogênio e, em seguida, exponha o alumínio ao ar. Verifique a oxidação da</p><p>superfície do metal. Escreva as equações das reações envolvidas e explique qual é a finalidade de se mergulhar o alumínio na</p><p>solução de nitrato de mercúrio.</p><p>c) Reação do Alumínio com Ácidos e com Bases</p><p>c-1) Em dois tubos de ensaio coloque 2 mL de solução 6 M de HCl. Em seguida e ao mesmo tempo adicione a um dos tubos um</p><p>pedaço de alumínio previamente lixado (bem lixado!) e ao outro tubo um pedaço de alumínio com a superfície apassivada (não</p><p>lixe!). O que você observa?</p><p>c-2) Ponha um pedaço de alumínio previamente lixado em um béquer contendo solução de NaOH 6 M. Verifique o que ocorre</p><p>e escreva a equação da reação.</p><p>d) Caráter Anfótero do Hidróxido de Alumínio</p><p>Em dois tubos de ensaio distintos, obtenha o hidróxido de alumínio através da reação entre 1 mL das soluções 1 M de AlCl3</p><p>(cloreto de alumínio) e 1 M de NH4OH (hidróxido de amônio).</p><p>- A um dos tubos adicione, aos poucos, solução de HCl e, ao outro, solução de NaOH.</p><p>- O precipitado reage com o ácido? E com a base? Escreva as equações das reações envolvidas.</p><p>e) Hidrólise de Sais de Alumínio</p><p>Coloque sobre uma placa de amianto 0,5 g de alumínio metálico em pó misturados com 1 g de enxofre. Forme um montinho</p><p>com a mistura e introduza na mesma uma fita de magnésio. Em seguida, leve o conjunto para a capela. Na capela, acenda a fita</p><p>de magnésio com um fósforo. Após a reação deixe e esfriar o produto e, em seguida, transfira-o para um béquer pequeno ao qual</p><p>são adicionados 3 mL de água deionizada. Sinta o odor do gás que se desprende do béquer. O odor é característico de qual</p><p>composto? Escreva a equação da reação de formação do sulfeto de alumínio e de sua hidrólise.</p><p>7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos a, b, c, d e e.</p><p>O que é uma substância anfótera?</p><p>Qual o princípio fundamental de uma reação de hidrólise?</p><p>18</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( )</p><p>Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>19</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>5</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Grupo 14: Carbono, Silício, Germânio, Estanho e Chumbo</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>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</p><p>silício são elementos tipicamente não metálicos; o membro seguinte da família, o germânio, apresenta comportamento mais</p><p>metálico do que não metálico; finalmente o estanho e o chumbo são tipicamente metálicos em suas propriedades físicas. Os</p><p>átomos dos elementos do grupo 14 têm quatro elétrons em sua camada de valência. Apresentam propriedades redutoras nas</p><p>reações com oxidantes e propriedades oxidantes nas reações com agentes redutores. À temperatura normal, o oxigênio não reage</p><p>com carbono ou com o silício. Porém, a temperaturas elevadas, ocorre uma oxidação relativamente energética dos elementos,</p><p>com formação de óxidos de fórmula EO2 e EO (E = C ou Si). Submetido ao aquecimento com ácido nítrico ou com ácido</p><p>sulfúrico concentrado, o carbono se oxida formando dióxido de carbono (CO2, gás carbônico). Os ácidos, exceto o fluorídrico</p><p>(HF), não têm qualquer efeito sobre o silício. Em presença de bases o silício desloca o hidrogênio da água formando silicato:</p><p>Os compostos de carbono com metais denominam-se carbetos (por exemplo, o carbeto de cálcio, CaC2) e os de silício, silicetos</p><p>(por exemplo, o siliceto de magnésio, Mg2Si). Alguns destes compostos são obtidos por síntese direta:</p><p>Os carbetos e silicetos dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alumínio são decompostos facilmente pela água (hidrólise) e</p><p>pelos ácidos, formando compostos hidrogenados gasosos:</p><p>Os compostos hidrogenados mais simples, nos quais o número de átomos de hidrogênio corresponde à valência máxima dos</p><p>elementos do grupo 14, têm a fórmula geral EH4. Estes compostos têm seus átomos unidos por fortes ligações covalentes e se</p><p>apresentam na forma gasosa. São compostos apolares e não apresentam propriedade redutora.</p><p>A combustão do metano se processa segundo a equação química:</p><p>Os compostos hidrogenados de silício – os silanos SiH4, Si2H6 e outros – são inflamáveis ao ar. O dióxido de carbono (CO2) é</p><p>obtido por combustão do carbono ou de matéria orgânica, ou pela decomposição de carbonatos por aquecimento ou pelo ataque</p><p>de ácidos. Em condições normais, 1,7 volumes de CO2 se dissolvem em 1 volume de água. O ácido carbônico (H2CO3) que se</p><p>forma é um ácido fraco e solução resultante é um sistema em equilíbrio:</p><p>20</p><p>Ao aquecer a solução, o equilíbrio se desloca no sentido do desprendimento do CO2. Entre os ácidos silícicos convém destacar</p><p>os seguintes: o metassilícico (H2SiO3) e o ortossilícico (H4SiO4), os quais são obtidos, em forma gelatinosa, nas reações de</p><p>dupla-troca dos sais de ácido silícicos com ácidos minerais. O ácido carbônico forma duas séries de sais: os carbonatos (contendo</p><p>o ânion CO3</p><p>2-) e os hidrogenocarbonatos (contendo o ânion HCO3</p><p>-, mais conhecidos como bicarbonatos). Os carbonatos dos</p><p>metais alcalinos (exceto do lítio) e de amônio são solúveis em água. Os sais dos ácidos silícicos são denominados silicatos e</p><p>somente os silicatos de metais alcalinos e de amônio são solúveis em água. Os sais solúveis do ácido carbônico e dos ácidos</p><p>silícicos – todos ácidos fracos – se hidrolisam, conferindo pH alcalino às suas soluções. Exemplos: NaHCO3(aq), K2CO3(aq) e</p><p>Na2SiO3(aq). Os elementos germânio, estanho e chumbo apresentam caráter químico análogo ao carbono e ao silício e número de</p><p>oxidação +2 e +4 em seus compostos. A existência de números de oxidação que difere em duas unidades é devido ao efeito do</p><p>par inerte. À temperatura ambiente, a água praticamente não ataca o estanho e o chumbo devido à formação, na superfície dos</p><p>metais, de uma camada protetora de óxido que impede o desenvolvimento da reação. Este fenômeno é chamado de apassivação</p><p>do metal e a camada protetora é chamada de camada de passivação.</p><p>O ácido clorídrico age sobre o estanho e o chumbo convertendo-os em íons com carga +2:</p><p>A reação com chumbo somente tem continuidade com aquecimento devido ao fato de que o cloreto de chumbo formado ser</p><p>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.</p><p>São pouco solúveis em água, porém dissolvem-se em ácidos: o Pb(OH)2 reage com HNO3, H2SO4 e HCl formando,</p><p>respectivamente, Pb(NO3)2, solúvel, PbSO4 e PbCl2, ambos insolúveis. Em meio básico, são formados estanatos ([Sn(OH)]2-) e</p><p>plumbatos ([Pb(OH)]2</p><p>-), solúveis. Os hidróxidos de germânio, estanho e chumbo, quando tetravalentes, apresentam também</p><p>propriedades anfóteras. Dois ácidos se formam quando o óxido de estanho(IV) reage com a água: o ácido metaestânico (H2SnO3)</p><p>e o ácido ortoestânico (H4SnO4); reações análogas ocorrem com o óxido de chumbo (IV). O carvão ativado é um material que</p><p>possui a capacidade de adsorver seletivamente gases, líquidos ou impurezas no interior dos seus poros, e dessa forma exibe poder</p><p>de clarificação, desodorização e purificação. É utilizado amplamente em diversos setores da indústria química, alimentícia e</p><p>farmacêutica, da medicina e em sistemas de filtragem, bem como no tratamento de efluentes e gases tóxicos. Essa propriedade</p><p>se dá, entre outros fatores, a alta área superficial.</p><p>Fonte: https://tratamentodeagua.com.br/artigo/ultrassom-residuo-biossorvente-paracetamol/</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Verificar a Capacidade de Adsorção do Carvão Ativado.</p><p>✓ Avaliar as Propriedades Redutoras do Carbono</p><p>✓ Obter Silício Metálico</p><p>✓ Realizar Reações De Hidrólise Do Silicato e do Carbonato de Sódio</p><p>✓ Verificar Algumas Reações Com os Hidróxidos de Estanho e de Chumbo</p><p>https://tratamentodeagua.com.br/artigo/ultrassom-residuo-biossorvente-paracetamol/</p><p>21</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Materiais</p><p>Tubo de Ensaio</p><p>Almofariz e pistilo</p><p>Funil de adição de sólido</p><p>Suporte Universal</p><p>Pinças</p><p>Bico de Bunsen</p><p>Papel filtro</p><p>Funil de vidro para filtração</p><p>Espátula</p><p>Proveta</p><p>Papel indicador de pH</p><p>Papel tornassol</p><p>Reagentes</p><p>Carvão Ativo</p><p>Azul de Metileno</p><p>Óxido de Cobre(II)</p><p>Fita ou pó de magnésio</p><p>Carbonato de sódio</p><p>Silicato de sódio</p><p>Cloreto de Estanho(II)</p><p>Nitrato de Chumbo(II)</p><p>Hidróxido de Amônio</p><p>Ácido Nítrico</p><p>Ácido Sulfúrico</p><p>Ácido Clorídrico</p><p>Hidróxido de Sódio</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Adsorção do Carvão Ativado</p><p>- Em dois tubos de ensaio, adicionar 10 mL de uma solução do corante azul de metileno na concentração 10 mg/L.</p><p>- A seguir, em um dos tubos de ensaio, adicionar uma pequena quantidade de carvão ativado (uma espátula) e agitar manualmente</p><p>até todo carvão entrar em contato com a solução homogeneamente.</p><p>- Aguardar dez minutos e posteriormente filtrar a solução.</p><p>- Observar alguma alteração na solução filtrada e comparar com o tubo de ensaio que não teve contato com o carvão ativado.</p><p>O que você observou após adição do carvão ativado à solução de azul de metileno?</p><p>b) Propriedades Redutoras do Carbono</p><p>- Em um almofariz adicionar uma espátula de carvão ativado e duas espátulas de oxido de cobre.</p><p>- Com auxílio do pistilo homogeneizar os pós</p><p>- Transferir o pó para um tubo de ensaio e submeter ao aquecimento com o auxílio de um bico de Bunsen e suporte universal</p><p>como no esquema abaixo até observar a formação do cobre metálico. O que você observou no pó</p><p>submetido ao aquecimento que</p><p>caracteriza a formação do cobre metálico?</p><p>- Esperar esfriar e verter sobre papel filtro ou papel toalha e fazer observações do pó formado.</p><p>22</p><p>Esquema de aquecimento da mistura carvão ativado e óxido de cobre</p><p>c) Obtenção de silício metálico</p><p>- Pesar 0,40 g de sílica</p><p>- Adicionar a um almofariz a sílica e magnésio (uma ponta de espátula) e com auxílio do pistilo homogeneizar as substâncias</p><p>- Transferir o pó para um tubo de ensaio e submeter ao aquecimento com o auxílio de um bico de Bunsen e suporte universal</p><p>como no esquema mencionado no item b até observar a formação do silício metálico que você observou no pó submetido ao</p><p>aquecimento que caracteriza a formação do silício metálico?</p><p>d) Hidrólise do Silicato e do Carbonato de Sódio</p><p>- Teste as soluções de carbonato de sódio e de silicato de sódio com papel tornassol. Qual dos dois sais se hidrolisa mais</p><p>facilmente? Comprove sua resposta utilizando papel indicador de pH.</p><p>- Escreva as equações das equações envolvidas e justifique as suas observações com base no conceito ácido-base de Brönsted-</p><p>Lowry.</p><p>e) Anfoterismo dos Hidróxidos de Estanho e de Chumbo</p><p>- 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,</p><p>respectivamente), separadamente, a fim de obter os precipitados de hidróxido de estanho(II) e de hidróxido de chumbo(II).</p><p>- Divida cada uma das soluções em dois tubos de ensaio .</p><p>- Verifique o caráter anfótero destes hidróxidos utilizando as soluções 6M designadas na tabela abaixo.</p><p>Equação Química da Reação</p><p>Reagente Sn(OH)2 Pb(OH)2</p><p>HNO3</p><p>H2SO4</p><p>HCl</p><p>NaOH</p><p>- Por que o hidróxido de chumbo(II) “dissolve-se” em ácido nítrico e não dissolve-se em ácido clorídrico e ácido sulfúrico?</p><p>7– DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos b, c, d e e.</p><p>2) O que é adsorção?</p><p>3) Consulte, na literatura, as propriedades do carvão ativado e algumas de suas aplicações.</p><p>9 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>23</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>24</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>6</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Grupo 15: Nitrogênio, Fósforo, Arsênio, Antimônio e Bismuto</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O grupo periódico 15 da TP compreende o nitrogênio (N), o fósforo (P), o arsênio (As), o antimônio (Sb) e o bismuto (Bi). Os</p><p>átomos desses elementos apresentam configuração eletrônica externa do tipo ns2np3. Entre os elementos do grupo 15 observa-</p><p>se uma gradação regular, que vai de um verdadeiro não metal, o nitrogênio, até um metal típico, o bismuto. Assim, os elementos</p><p>mais leves, nitrogênio e fósforo, são não metais típicos, formando óxidos ácidos. Os elementos intermediários, arsênio e</p><p>antimônio, formam óxidos anfóteros. Já o bismuto apresenta características metálicas, formando óxidos básicos.</p><p>O nitrogênio, com configuração 1s22s22p3, é apenas trivalente em seus compostos, pois o orbital vazio, 3s, é demasiadamente</p><p>energético para que ocorra a promoção de um dos elétrons da camada L. Os demais elementos do grupo, entretanto, podem</p><p>assumir estado pentavalente pela promoção de um dos seus elétrons de valência para um orbital d de relativamente baixa energia.</p><p>O gás nitrogênio (N2) é incolor, inodoro e insípido, mais leve que o ar e pouquíssimo solúvel em água. Suas moléculas são</p><p>diatômicas e a presença de três pares eletrônicos de ligação entre os átomos de nitrogênio faz com que o nitrogênio seja, até</p><p>certo ponto, inerte à temperatura ambiente. A reatividade química do nitrogênio aumenta, entretanto, com a elevação da</p><p>temperatura, a ponto de se combinar com muitos metais formando nitretos (por exemplo, o nitreto de magnésio, Mg3N2).</p><p>O gás nitrogênio pode ser obtido em laboratório pelo aquecimento de uma solução contendo cátion amônio ( NH4</p><p>+) e ânion</p><p>nitrito ( NO2</p><p>-):</p><p>𝑁𝐻4</p><p>+(𝑎𝑞) + 𝑁𝑂2</p><p>−(𝑎𝑞) → 𝑁2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑙)</p><p>Os compostos hidrogenados mais simples da família do nitrogênio apresentam fórmula geral EH3 (por exemplo, a amônia,</p><p>NH3) e suas polaridades diminuem da NH3 até o BiH3. Eles são pouco solúveis em água, com exceção da amônia; um volume</p><p>de água dissolve 702 volumes do gás NH3 a 20 °C.</p><p>A amônia é obtida na indústria preferencialmente pela reação a seguir na presença de catalisador:</p><p>𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) ΔH = -22,1 kcal / mol</p><p>No laboratório, a amônia é obtida por decomposição dos seus sais quando aquecidos junto com bases, como por exemplo:</p><p>𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞)</p><p>Durante a dissolução do NH3 em água, ele reage como base de Brønsted segundo a equação:</p><p>A solução aquosa de amônia (conhecida como hidróxido de amônio, NH4OH) comporta-se como uma solução de base fraca.</p><p>Quando neutralizada com ácidos, formam-se sais de amônio. Estes sais são todos voláteis e, se submetidos ao aquecimento,</p><p>sofrem decomposição térmica. Por exemplo:</p><p>a) 𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑠) ⇌ 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻𝐶𝑙(𝑔)</p><p>25</p><p>b) (𝑁𝐻4)2𝑆𝑂4(𝑠) → 𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻𝐶𝑙(𝑔)</p><p>c) 𝑁𝐻4𝑁𝑂2(𝑎𝑞) → 𝑁2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔)</p><p>A formação da amônia, como produto de uma reação de decomposição de um sal, está intimamente relacionada às</p><p>características não oxidantes do ânion associado ao cátion amônio no sal.</p><p>O fósforo existe na forma de moléculas P4, sendo que cada átomo de fósforo se encontra unido aos demais por meio de ligações</p><p>covalentes simples. O fósforo apresenta variedades alotrópicas quanto ao arranjo cristalino: o fósforo branco, ao contrário das</p><p>outras formas alotrópicas (vermelho, violeta e negro), é bastante reativo e dissolve-se em sulfeto de carbono (CS2). A queima</p><p>do fósforo branco ou vermelho em atmosfera rica em oxigênio gera como produto o composto P4O10, usualmente chamado de</p><p>pentóxido de fósforo, pois sua fórmula mínima é P2O5. A maioria dos oxidantes transforma o fósforo elementar em pentavalente</p><p>(NOX +5). A sua oxidação a fósforo(III) observa-se com menor frequência.</p><p>A fosfina (PH3) é obtida hidrolisando-se os fosfetos metálicos ou fazendo-se reagir, a quente, fósforo branco com soluções</p><p>alcalinas:</p><p>𝐴𝑙𝑃(𝑠)</p><p>+ 3𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑃𝐻3(𝑔) + 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3(𝑠)</p><p>𝑃(𝑠) + 3𝐻2𝑂(𝑙) + 3𝑂𝐻−(𝑎𝑞) → 𝑃𝐻3(𝑔) + 3𝐻2𝑃𝑂2</p><p>−(𝑎𝑞)</p><p>Na última reação, além de PH3, produz-se íon hipofosfito (H2PO2</p><p>-). Em laboratório, preparam-se</p><p>oxiácidos do fósforo pela reação entre P4O10 com quantidades variáveis de água:</p><p>𝑃4𝑂10 + 2𝐻2𝑂 → 4𝐻𝑃𝑂3 (ácido metafosfórico)</p><p>𝑃4𝑂10 + 4𝐻2𝑂 → 2𝐻3𝑃2𝑂7 (ácido pirofosfórico)</p><p>𝑃4𝑂10 + 6𝐻2𝑂 → 4𝐻3𝑃𝑂4 (ácido ortofosfórico)</p><p>O ácido ortofosfórico (ou simplesmente ácido fosfórico), H3PO4, sendo um triácido, forma três espécies de ânions: di-</p><p>hidrogenofosfato (H2PO4</p><p>-), hidrogenofosfato (HPO4</p><p>2-) e fosfato (PO4</p><p>3-).</p><p>Ao serem aquecidos, o arsênio, o antimônio e o bismuto são facilmente oxidados pelo oxigênio formando óxidos do tipo E2O3.</p><p>As tendências à hidrólise dos cloretos de arsênio, antimônio e bismuto decrescem à medida que se passa do As ao Bi: a hidrólise</p><p>do AsCl3 é quase completa, enquanto que SbCl3 e BiCl3 se hidrolisam apenas parcialmente.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Obtenção de N2 por decomposição de dicromato de amônio.</p><p>✓ Verificar a obtenção de amônia por diferentes reações</p><p>✓ Estudar a decomposição do NI3</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Reagentes</p><p>(NH4)2Cr2O7 (s)</p><p>Acetona</p><p>NaOH(s)</p><p>NH4Cl(s)</p><p>HCl (6 M)</p><p>NH4OH (concentrado)</p><p>I2(s)</p><p>Materiais</p><p>Capsula de porcelana</p><p>Pipeta conta-gotas</p><p>Fósforos</p><p>Erlenmeyer</p><p>Papel tornassol</p><p>26</p><p>Tubo de ensaio</p><p>Pinça de madeira</p><p>Bastão de vidro</p><p>Béquer (50 mL)</p><p>Funil</p><p>Papel de filtro</p><p>Suporte universal</p><p>Anel para funil</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Obtenção e Decomposição de NI3</p><p>- Importante: Os tri-haletos de nitrogênio (NX3) são compostos instáveis. O NBr3 e o NI3 são conhecidos apenas na forma de</p><p>amoniatos instáveis. O NI3 amoniacal (NI3∙NH3) detona se não estiver em presença de excesso de amônia.</p><p>- Misture 0,5 g de iodo finamente dividido com 5 mL de solução concentrada de hidróxido de amônio até obter um precipitado</p><p>preto.</p><p>- Filtre e lave o precipitado preto com água (~5 mL) e deixe secar sobre o papel filtro.</p><p>- Descreva o que ocorre após alguns minutos.</p><p>- Equacione as reações químicas envolvidas nesta prática.</p><p>b) Obtenção de N2 em Laboratório: Decomposição Térmica de Dicromato de Amônio, (NH4)2Cr2O7</p><p>- Esta reação química é conhecida como “vulcão químico” e é bastante usada em demonstrações de química.</p><p>- Coloque cerca de 1 g de dicromato de amônio em uma cápsula de porcelana, formando um pequeno monte.</p><p>- Coloque 2 gotas de acetona no pico do monte e atear fogo com um fósforo.</p><p>- Descreva a reação que ocorre e escreva a equação química da reação.</p><p>c) Obtenção de Amônia (ESTE EXPERIMENTO DEVE SER REALIZADO NA CAPELA!)</p><p>- Dissolva 2 g de NaOH em 15 mL de água destilada em um Erlenmeyer e acrescente cerca de 2 g de cloreto de amônio.</p><p>- Aqueça o Erlenmeyer, cuidando para que o conteúdo não entre em ebulição.</p><p>- Verifique o pH do vapor na saída do Erlenmeyer com ajuda de um pedaço de papel tornassol umedecido com água.</p><p>- Qual a coloração adquirida pelo papel de pH? Equaciones as reações que acontecem no Erlenmeyer e no papel de pH.</p><p>d) Obtenção e Decomposição de Cloreto de Amônio</p><p>1- Molhe um bastão de vidro com HCl concentrado e aproxime-o da boca de um tubo de ensaio contendo hidróxido de amônio</p><p>concentrado.</p><p>- Explique o que acontece equacionando a reação.</p><p>2 - Coloque aproximadamente 1 g de cloreto de amônio em um tubo de ensaio seco e aqueça. Observe o que acontece.</p><p>- Explique as suas observações equacionando as reações que ocorrem</p><p>7– DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (adicionar no relatório)</p><p>1) Represente as reações químicas ocorridas em todos os experimentos.</p><p>2) Consulte, na literatura, as principais rotas de obtenção de N2 e NH3 a nível industrial.</p><p>8 – REFERÊNCIAS</p><p>• COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.</p><p>• SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.</p><p>• HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.</p><p>• MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.</p><p>27</p><p>• JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.</p><p>• BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed., Pearson</p><p>Prentice Hall, São Paulo, 2005.</p><p>•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova etc.</p><p>9 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS</p><p>QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO</p><p>Experimento:</p><p>Data: Prof.(ª) responsável:</p><p>Identificação dos Resíduos</p><p>Espécies presentes:</p><p>Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico</p><p>( ) Inorgânico</p><p>Tratamento dos Resíduos da aula</p><p>É tratável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>É reutilizável?</p><p>( ) SIM ( ) NÃO</p><p>Se SIM, como?</p><p>Condições para</p><p>acondicionamento</p><p>(recipiente e local)</p><p>Classificação para</p><p>disposição final</p><p>( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível de purificação ( )</p><p>Sólido ( ) Elemento(s)-</p><p>traço: ( ) Solvente orgânico halogenado ( ) Solvente orgânico</p><p>não halogenado</p><p>28</p><p>UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS</p><p>INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA</p><p>Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072-900, Brasil</p><p>Área:</p><p>Química Inorgânica</p><p>Cursos:</p><p>Química Licenciatura</p><p>Química Bacharelado</p><p>Química Tecnológica e Industrial</p><p>Número:</p><p>7</p><p>Disciplinas (códigos):</p><p>QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL</p><p>QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA</p><p>1 – ASSUNTO</p><p>Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica</p><p>2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO</p><p>Grupo 16: Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio e Polônio</p><p>3 – INTRODUÇÃO</p><p>O grupo periódico 16 compreende o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se), o telúrio (Te), o polônio e o livermório (Lv). Os</p><p>átomos destes elementos possuem configuração eletrônica externa ns2np4, o que explica a bivalência dos elementos deste grupo.</p><p>Os elementos do grupo 16 apresentam potenciais de ionização relativamente elevados, não apresentando propriedades metálicas</p><p>(com exceção dos elementos mais pesados, pois possuem maiores raios atômicos e, consequentemente, maiores potenciais de</p><p>ionização).</p><p>Na natureza, o oxigênio difere dos outros elementos do grupo por se tratar de um gás à temperatura ambiente, constituído de</p><p>moléculas diatômicas, O2. Os demais elementos do grupo são sólidos, com unidades estruturais maiores do que moléculas</p><p>diatômicas. Todos os elementos do grupo 16 apresentam alotropia; por exemplo, o oxigênio pode existir como O2 ou como O3</p><p>(ozônio). Os outros elementos do grupo podem também existir em duas ou mais formas, diferindo no número de átomos na</p><p>molécula ou na disposição das moléculas no sólido.</p><p>Propriedades e Compostos do Oxigênio</p><p>A molécula de oxigênio, em condições normais, apresenta-se como um gás incolor, inodoro, pouco solúvel em água (a molécula</p><p>de O2 é apolar) e paramagnético (é atraído por um campo magnético). Seu paramagnetismo não pode ser explicado nem pela</p><p>teoria de repulsão dos pares eletrônicos (VSEPR) nem pela teoria de ligação de valência (TLV), pois nenhuma destas teorias</p><p>explica ou prevê a presença de elétrons desemparelhados na molécula. A teoria dos orbitais moleculares (TOM), por outro lado,</p><p>oferece uma descrição adequada do paramagnetismo da molécula de oxigênio com dois elétrons desemparelhados.</p><p>O oxigênio é capaz de combinar-se com a maior pare dos elementos produzindo calor e luz em reações comumente chamadas</p><p>de combustões. Em atmosfera de oxigênio puro, as combustões são mais violentas do que ao ar. Embora o mesmo calor esteja</p><p>envolvido em ambos os processos, a combustão em atmosfera de O2 puro ocorre mais rapidamente, já que nenhuma energia é</p><p>perdida com o aquecimento da molécula de nitrogênio existente</p><p>no ar em grande quantidade.</p><p>No laboratório, prepara-se o O2 por decomposição térmica do perclorato de potássio. Em escala industrial, prepara-se o O2 por</p><p>liquefação e destilação fracionada do ar.</p><p>Em seus compostos, o oxigênio pode apresentar três diferentes números de oxidação. Nos óxidos, compostos muito comuns</p><p>contendo oxigênio, este elemento apresenta número de oxidação -2. Nos peróxidos, o número de oxidação é -1 e nos superóxidos</p><p>é -1/2. Os peróxidos são caracterizados por uma ligação simples oxigênio-oxigênio que usualmente se rompe com a absorção de</p><p>energia relativamente alta.</p><p>O2- O2</p><p>2- O2</p><p>-</p><p>Os ânions óxido, peróxido e superóxido, respectivamente</p><p>Os elementos mais pesados do grupo 1 (K, Rb e Cs) reagem com o oxigênio formando principalmente superóxidos (KO2, RbO2</p><p>e CsO2), sólidos iônicos. Sódio, estrôncio e bário formam peróxidos (sólidos iônicos) os quais regem com ácidos produzindo</p><p>peróxido de hidrogênio, H2O2. Por exemplo:</p><p>29</p><p>𝐵𝑎𝑂2(𝑠) + 𝐻+(𝑎𝑞) → 𝐵𝑎2+(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂2(𝑎𝑞)</p><p>O peróxido de hidrogênio se decompõe espontaneamente segundo a equação química</p><p>2𝐻2𝑂2 → 2𝐻2𝑂 + 𝑂2 ΔH = - 46,9 kcal / mol</p><p>Entretanto, o peróxido de hidrogênio e suas soluções aquosas, na ausência de catalisadores, podem permanecer inalterados por</p><p>longo tempo devido à velocidade virtualmente nula da reação de decomposição à temperatura ambiente.</p><p>A decomposição do peróxido de hidrogênio é acelerada por enzimas presentes no sangue, chamadas catalases. Por outro lado,</p><p>há certas substâncias que retardam a sua decomposição, como, por exemplo, o ácido fosfórico e o ácido úrico. As soluções</p><p>comerciais de peróxido de hidrogênio costumam conter substâncias estabilizadoras.</p><p>A propriedade química mais característica do peróxido de hidrogênio é sua forte capacidade oxidante, como se observa na</p><p>seguinte reação:</p><p>2𝐾𝐼 + 𝐻2𝑂2 → 𝐼2 + 2𝐾𝑂𝐻</p><p>Em menor escala, somente em reações com oxidantes muito fortes, o peróxido de hidrogênio pode manifestar propriedades</p><p>redutoras, como na reação a seguir:</p><p>𝐶𝑙2 + 𝐻2𝑂2 → 2𝐻𝐶𝑙 + 𝑂2</p><p>Todos os elementos – com exceção do flúor e dos gases nobres – formam óxidos. Os óxidos metálicos geralmente apresentam</p><p>forte caráter iônico, principalmente quando o metal se localiza mais à esquerda da tabela periódica (Ex: CaO, K2O). Estes óxidos</p><p>são todos sólidos à temperatura ambiente e geralmente são óxidos básicos. Os óxidos não-metálicos são covalentes (P2O5, SO2</p><p>etc.), sendo geralmente gasosos à temperatura ambiente e apresentando caráter ácido. Os óxidos covalentes são, desta forma,</p><p>comumente chamados de anidridos de ácidos. Por exemplo, o CO2 é o anidrido carbônico (produto da desidratação do ácido</p><p>carbônico, H2CO3).</p><p>Não é possível classificar rigidamente todos os óxidos como ácidos ou básicos. Alguns óxidos, especialmente aqueles formados</p><p>pelos elementos mais ao centro da tabela periódica, reagem tanto com ácidos como com bases e, por isso, são chamados de</p><p>óxidos anfóteros. Por exemplo, observe as seguintes reações envolvendo o óxido de zinco, anfótero:</p><p>𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 2𝐻+(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙)</p><p>𝑍𝑛𝑂(𝑠) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑂(𝑙) → [𝑍𝑛(𝑂𝐻)4]2−(𝑎𝑞)</p><p>Propriedades do Enxofre</p><p>O enxofre apresenta-se comumente como um sólido amarelo e apresenta uma notável variedade de formas alotrópicas. A</p><p>variedade destas formas e o comportamento peculiar das fases líquida e gasosa devem-se principalmente à existência de</p><p>moléculas de enxofre com diferentes graus de complexidade. O enxofre estável à temperatura ambiente é constituído de cristais</p><p>ortorrômbicos e por isso é conhecido como enxofre rômbico (ou ortorrômbico) e é solúvel em solventes apolares como CS2 e</p><p>CCl4. Nessa variedade, a molécula é cíclica: um anel S8 enrugado. Quando o enxofre rômbico é aquecido lentamente, os cristais</p><p>tornam-se opacos em virtude de sua transformação em agregados de cristais monoclínicos, uma forma alotrópica chamada de</p><p>enxofre monoclínico. O enxofre sofre outras variações interessantes quando é lentamente aquecido até o ponto de ebulição. A</p><p>119 °C ele funde e transforma-se em um líquido amarelo e, continuando o aquecimento, passa por uma série de outras variedades</p><p>alotrópicas, inclusive na forma vapor. Todas essas formas são instáveis e transformam-se, à temperatura ambiente, rapidamente</p><p>em enxofre rômbico. Esta é a razão pela qual o enxofre ocorre na natureza somente na forma rômbica.</p><p>4 – OBJETIVO(S)</p><p>✓ Obtenção e estudo das propriedades do O2</p><p>✓ Estudo das propriedades do peróxido de hidrogênio</p><p>✓ Obtenção e estudo das propriedades do enxofre elementar</p><p>5 – MATERIAIS E REAGENTES</p><p>Reagentes</p><p>KMnO4 (s)</p><p>Fita de Mg</p><p>Fenolftaleína</p><p>Enxofre (s)</p><p>30</p><p>H2SO4 (6 M)</p><p>H2O2 (3%)</p><p>KI (1 M)</p><p>KMnO4 (1 M)</p><p>MnO2 (s)</p><p>Na2S2O3 (1 M)</p><p>Materiais</p><p>Tubo de ensaio</p><p>Pinça de madeira</p><p>Cadinho</p><p>Papel de pH</p><p>Conta-gotas</p><p>Béquer (50 mL)</p><p>Béquer (250 mL)</p><p>Bastão de vidro</p><p>Gelo (aprox. 250 mL)</p><p>Funil</p><p>Suporte universal</p><p>Papel de filtro</p><p>Anel para funil</p><p>Fósforos</p><p>6 – PROCEDIMENTOS</p><p>a) Preparação de Oxigênio</p><p>- Coloque uma pequena quantidade (ponta de espátula) de KMnO4 em um tubo de ensaio seco. Segure o tubo com o auxílio de</p><p>uma garra e aqueça na chama do bico de Bünsen, ao mesmo tempo, introduza um palito de fósforo em brasa na boca do tubo</p><p>durante 1 minuto para verificar a produção de oxigênio.</p><p>- Escreva a equação química da reação.</p><p>b) Propriedades Oxidantes do Oxigênio: Formação de Óxidos, Hidróxidos e Ácidos</p><p>1. Segure um pequeno pedaço de fita de magnésio com o auxílio de uma pinça e aqueça na chama do bico de Bünsen até a</p><p>combustão completa. (Não olhe diretamente para o magnésio em combustão).</p><p>- Coloque o resíduo da combustão em um tubo de ensaio e adicione um pouco de água destilada (aproximadamente 3 mL) e</p><p>duas gotas de fenolftaleína.</p><p>- Escreva as equações das reações envolvidas.</p><p>2. Coloque uma pequena porção de enxofre em um cadinho de porcelana e aqueça ao rubro em um bico de Bünsen. Com o</p><p>auxílio de uma pinça limpa, aproxime um pedaço de papel tornassol azul molhado próximo aos vapores que se desprendem do</p><p>enxofre sob aquecimento. O que você observa?</p><p>- Escreva as equações das reações envolvidas.</p><p>c) Propriedades Químicas do Peróxido de Hidrogênio</p><p>- Em dois tubos de ensaio, adicione 1 mL de água destilada, duas gotas de solução de H2SO4 6 M e 4 gotas de H2O2 a 3%.</p><p>Numere os tubos.</p><p>1. Propriedade oxidante do peróxido de hidrogênio. Adicione 1 mL de solução de KI 1 M ao tubo 1. Observe o aparecimento</p><p>de uma coloração castanha, característica do iodo em solventes oxigenados.</p><p>- Escreva a equação da reação envolvida e explique a ação oxidante da H2O2.</p><p>2. Propriedade redutora do peróxido de hidrogênio. Adicione duas gotas de solução de KMnO4 1 M ao tubo 2. Observe o</p><p>descoramento da solução.</p><p>31</p><p>- Escreva a equação da reação envolvida e explique a ação redutora da H2O2.</p><p>d) Decomposição Catalítica do Peróxido de Hidrogênio</p><p>- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução de H2O2 a 3% e, em seguida, adicione pequena quantidade de MnO2(s).</p><p>- Observe o desprendimento de gás. Esta é uma reação de auto-oxirredução ou</p><p>desproporcionamento.</p><p>- Escreva as equações das reações envolvidas.</p><p>e) Obtenção de Enxofre Elementar</p><p>- 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</p><p>solução 6 M de H2SO4.</p><p>- Agite e aqueça levemente o tubo de ensaio.</p><p>- Observe a formação de enxofre livre aproxime um pedaço de papel tornassol azul molhado próximo aos vapores que se</p><p>desprendem.</p><p>- Escreva as equações das reações envolvidas e explique as suas observações.</p><p>f) Solubilidade do Enxofre</p><p>- O enxofre não é solúvel em água mas é bastante solúvel em etanol e, quando finamente dividido, forma com a água uma</p><p>suspensão coloidal.</p><p>- 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.</p><p>- Adicione, aos poucos,</p>