Apostila_de_Inorgânica_Experimental_revisada2015

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Universidade Federal Fluminense 
Câmpus Volta Redonda 
Instituto de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AAPPOOSSTTIILLAA DDEE QQUUÍÍMMIICCAA IINNOORRGGÂÂNNIICCAA EEXXPPEERRIIMMEENNTTAALL 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Volta Redonda-RJ 
2015 
 
 
i
PREFÁCIO 
 
 
 Esta apostila foi elaborada pelos professores do departamento de Química do 
Instituto de Ciências Exatas da Universidade Federal Fluminense (Pólo Universitário de 
Volta Redonda): 
 
- Alessandra Rodrigues Rufino; 
- Danielle da Costa Rubim Messeder dos Santos 
- Denise de Castro Bertagnolli 
- Julliane Yoneda Huguenin 
- Patrícia Alves Carneiro 
- Renata Luz Martins 
- Robson Pacheco Pereira 
- Thiago Simonato Mozer 
 
 Cada capítulo contém uma introdução teórica sobre o tema, os objetivos a se 
alcançar e a descrição detalhada dos experimentos a se executar. A apostila contém dez 
aulas práticas, sendo que, no primeiro capítulo, são apresentados equipamentos básicos 
de uso em laboratório bem como normas para segurança. 
 Esperamos que este material contribua positivamente para o aprendizado de 
nossos alunos, proporcionando não apenas um bom desempenho na disciplina, mas 
também uma melhor formação acadêmica. 
 
REVISÕES 
 
- Revisão 01, (01/09/2013) 
- Revisão 02, (03/2015) 
 
 
 
 
 
 
ii
ÍNDICE 
 
 
Prática 01 - Grupo 01 ................................................................................... Pg.: 01 
Prática 02 - Grupo 02 ................................................................................... Pg.: 06 
Prática 03 - Grupo 13 ................................................................................... Pg.: 11 
Prática 04 - Grupo 14 ................................................................................... Pg.: 15 
Prática 05 - Grupo 15 ................................................................................... Pg.: 19 
Prática 06 - Grupo 16 ................................................................................... Pg.: 24 
Prática 07 - Grupo 17 ................................................................................... Pg.: 30 
Prática 08 - Grupo 11 ................................................................................... Pg.: 35 
Prática 09 - Grupo 12 ................................................................................... Pg.: 39 
Prática 10 - Grupos 8, 9 e 10 ........................................................................ Pg.: 41 
Bibliografia ....................................................................................................... Pg.: 45 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 
AULA PRÁTICA 1 
GRUPO 1 
 
OBJETIVO 
 Estudar a reatividade dos metais alcalinos e de seus compostos. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O grupo I da tabela periódica é composto pelos elementos: lítio (Li), sódio (Na), 
potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Estes elementos são conhecidos 
como metais alcalinos. Eles possuem uma química mais simples em relação aos outros 
grupos. As propriedades físicas e químicas desses elementos estão relacionadas com 
sua estrutura eletrônica e seu tamanho. São bons condutores de eletricidade, são 
moles e altamente reativos, geralmente formam compostos univalentes, iônicos e 
incolores. Os hidróxidos e óxidos deste grupo são bases fortes e os oxo-sais são muito 
estáveis. Todos os elementos do grupo 1 são os maiores nos seus respectivos grupos 
na tabela periódica; como os átomos são grandes, as densidades são baixas. O Li, por 
exemplo, apresenta densidade de cerca de metade do valor da densidade da água. 
 Os átomos dos elementos do grupo 1 são muito grandes e os elétrons mais 
externos são fracamente atraídos pelo núcleo, consequentemente as primeiras 
energias de ionização são menores em relação aos outros grupos da tabela periódica. 
 Os valores de eletronegatividade dos elementos desse grupo são relativamente 
muito pequenos. Os metais alcalinos são os agentes redutores mais fortes conhecidos 
e podem ser obtidos por eletrólise de um sal fundido (geralmente haletos). Para 
diminuir o ponto de fusão do sal, adicionam-se impurezas, pois elas enfraquecem as 
interações intermoleculares e diminuem a temperatura de fusão. 
 
I – Hidróxidos (Reação com água): 
 Todos os metais do grupo1 reagem com água, liberando H2(g) e formando os 
hidróxidos correspondentes. 
 
 
2 
 O hidróxido de sódio (NaOH) e o hidróxido de potássio (KOH) são as bases mais 
fortes conhecidas em solução aquosa, são denominados soda cáustica e potassa 
cáustica, respectivamente. Apresentam propriedades corrosivas sobre o vidro e pele. 
Exemplo: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
 
II - Óxidos normais (monóxidos): 
 Os óxidos de metais alcalinos apresentam fórmula geral M2O (onde M é o metal 
alcalino correspondente) e são obtidos pela redução de seus peróxidos pela ação de 
excesso de metal. 
Exemplo: 2Na(s) + Na2O2(s) → 2Na2O(s) 
 São fortemente alcalinos, reagem com água formando bases fortes. 
Exemplo: Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq) 
 
III - Peróxidos: 
 Os peróxidos são agentes oxidantes e apresentam o íon [-O-O-]2- com todos os 
elétrons desemparelhados. São obtidos por uma reação em duas etapas na presença 
de excesso de ar. 
Exemplos: 2Na(s) + 1/2O2(g) → Na2O(s) 
 Na2O(s) + 1/2O2(g) → Na2O2(s) 
 Reagem com água formando peróxido de hidrogênio (H2O2). 
Exemplo: Na2O2(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2O2(l) 
 
IV - Superóxidos: 
 Os superóxidos são agentes oxidantes ainda mais fortes que os peróxidos, 
apresentam o íon [O2]
- com um elétron desemparelhado, podem ser obtidos por 
combustão do metal em atmosfera de oxigênio ou, no caso do superóxido de sódio, 
pela reação do peróxido de sódio com oxigênio a altas temperaturas e altas pressões. 
Exemplo: Na2O2(s) + O2(g) → 2NaO2(s) 
 Reagem com água formando H2O2 e O2. 
Exemplo: 2NaO2(s) + 2 H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2O2(l) + 1/2O2(g) 
 
 
 
3 
Observação: O peróxido de hidrogênio (H2O2) se desestabiliza em meio básico, 
formando H2O e O2. 
 
V - Sais de metais alcalinos: 
 São geralmente solúveis. Os cátions de metais alcalinos não sofrem hidrólise, 
porém os ânions associados, provenientes de ácido fraco, sofrem hidrólise. 
Exemplo: Na2CO3(s) + H2O(l) → NaHCO3(aq) + NaOH(aq) 
 NaHCO3(aq) + H2O(l) → H2CO3(aq) + NaOH(aq) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 - reação com água 
a) Em dois béquers diferentes, contendo 50 mL de água destilada, introduzir 
cuidadosamente pedaços pequenos de sódio (Na) e potássio (K); 
b) Observar a reatividade dos dois metais, especificar qual deles é o mais reativo e por 
quê; 
c) Escrever as reações químicas correspondentes; 
 
CUIDADO: O sódio e o potássio são muito reativos em água, o pedaço de metal tem 
que ser pequeno, utilize um espátula para colocá-lo no béquer. Solicite orientação 
prévia do professor para fazer este experimento. 
 
 
 
Experimento 2 - reação dos compostos de metais alcalinos 
 Em um tubo de ensaio, colocar uma pequena quantidade de peróxido de sódio 
(Na2O2); 
 em seguida, adicionar cerca de 1 mL de água destilada e agitar; 
 após cessar o desprendimento de gás, adicionar uma gota do indicador 
fenolftaleína.; 
 observar, através da coloração do indicador, se o meio está ácido ou básico; 
 escrever a reação química correspondente, dizer qual gás é liberado e por quê. 
Observação: Espere cessar a liberaçãodo gás, pois, se a solução estiver com muito 
oxigênio dissolvido, poderá ocorrer a oxidação do indicador, fazendo com que não 
ocorra mudança na coloração com a variação de pH. 
 
 
 
 
 
 
5 
Experimento 3 - Hidrólise de sal de metal alcalino 
 Colocar, em três tubos de ensaio, uma pequena quantidade dos sais KCl, KNO3 
e K2CO3; 
 adicionar, em cada tubo, cerca de 1 mL de água destilada fervida e agitar para 
que o sal se dissolva; 
 verificar a acidez ou basicidade do meio com uma gota do indicador 
fenolftaleína; 
 especificar se houve hidrólise e por quê. 
 
 
6 
AULA PRÁTICA 2 
GRUPO 2 
 
OBJETIVO 
Estudar a reatividade dos metais alcalinos terrosos e seus compostos. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O grupo 2 da tabela periódica é composto pelos elementos: berílio (Be), 
magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). Esses elementos são 
conhecidos como metais alcalinos terrosos e têm cor branca prateada. 
 Os metais alcalinos terrosos formam uma série de metais altamente reativos, 
mas menos reativos que os metais do grupo 1. Geralmente são divalentes e formam 
compostos iônicos incolores. 
 Os átomos dos elementos do grupo 2 são grandes, mas menores que os 
elementos correspondentes do grupo 1, pois a carga adicional no núcleo faz com que 
este atraia mais fortemente os elétrons. Visto isso, os elétrons estão mais fortemente 
ligados, de modo que a energia necessária para remover o primeiro elétron é maior 
que a dos elementos do grupo 1. 
Depois de removido um elétron, a relação entre as cargas do núcleo e dos 
elétrons circundantes aumenta, de modo que os elétrons remanescentes estão ainda 
mais firmemente ligados. Assim a energia necessária para remover o segundo elétron 
é quase o dobro daquela necessária para remover o primeiro. 
 Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 2 são baixos, mas 
maiores que dos correspondentes elementos do grupo 1. Os metais alcalinos terrosos 
também são agentes redutores fortes e podem ser obtidos por eletrólise de seus 
cloretos fundidos. 
 
 
 
 
 
 
7 
I- Hidróxidos (Reação com água): 
 Cálcio, estrôncio e bário reagem com água, liberando H2(g) e formando os 
hidróxidos correspondentes. Quanto ao berílio, há dúvidas se ele reage com vapor 
d’água. 
 O Be(OH)2 é anfótero, mas os hidróxidos de magnésio, cálcio, estrôncio e bário 
são básicos. A força da base aumenta do magnésio ao bário. 
 As soluções aquosas de Ca(OH)2 e de Ba(OH)2 são conhecidas como água de cal 
e água de barita, respectivamente. São utilizadas para detectar a presença de dióxido 
de carbono. Quando CO2 é borbulhado nessas soluções, elas se tornam turvas devido à 
formação de uma suspensão de partículas sólidas de CaCO3 ou BaCO3. Caso um 
excesso de CO2 seja borbulhado, a turbidez desaparece, pois neste caso formam-se 
bicarbonatos solúveis. 
Exemplo: Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
 
II- Óxidos 
 Os metais alcalinos terrosos queimam em atmosfera de O2, formando óxidos de 
fórmula geral MO (onde M é o metal alcalino terroso correspondente). 
Exemplo: 2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) 
 Estes óxidos reagem exotermicamente com a água, formando hidróxidos. 
Exemplo: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) 
 
III- Sais 
 Os sulfatos de cálcio, estrôncio e bário são insolúveis, e os carbonatos, oxalatos, 
cromatos e fluoretos de todos os elementos deste grupo são insolúveis. 
Exemplo: Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)  → 2
CO
de
Excesso
Ca(HCO3)2(aq) 
 
IV- Dureza da água 
 A água dura contém carbonatos, bicarbonatos ou sulfatos de magnésio e de 
cálcio dissolvidos. Essa água dificulta a formação de espuma ao se utilizar sabões. Os 
íos Ca+2 e Mg+2 reagem com o íon estearato do sabão, gerando uma escuma insolúvel 
 
 
8 
de estearato de cálcio, antes da formação de qualquer espuma. A água dura também 
forma depósitos insolúveis em tubulações de água e caldeiras. 
 A “dureza temporária” é decorrente da presença de Mg(HCO3)2 e Ca(HCO3)2. É 
chamada de temporária porque pode ser eliminada pela fervura, o que expulsa o CO2 
e desloca o equilíbrio: 
Exemplo: Ca(HCO3)2(aq)
 ↔ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
 
 Assim, os bicarbonatos se decompõem em carbonatos, precipitando o 
carbonato de cálcio. Se este for filtrado ou removido por sedimentação, a água estará 
livre de dureza. A dureza temporária também pode ser eliminada com a adição de cal 
hidratada para precipitar o carbonato de cálcio. Esse processo é denominado 
“depuração com cal”. 
Exemplo: Ca(HCO3)2(aq)
 + Ca(OH)2(aq) ↔ 2CaCO3(s) + H2O(l) 
 
 A dureza permanente não pode ser eliminada por fervura. Essa decorre 
principalmente da presença de MgSO4 ou CaSO4 na solução. Pequenas quantidades de 
água pura podem ser obtidas em laboratório por destilação ou passagem através de 
uma coluna de resina de troca iônica, onde os íons Ca+2 e Mg+2 são substituídos por 
Na+. Os íons sódio não afetam a capacidade dos sabões de produzir espuma. Os 
métodos de troca iônica são largamente empregados na indústria. A dureza da água 
também pode ser eliminada, adicionando-se fosfatos, que formam complexos com os 
íons cálcio e magnésio, mantendo-os em solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
EXPERIMENTAL 
Experimento 1- Óxido e Hidróxido de Magnésio 
a) Aquecer, com auxílio de uma pinça metálica, um pequeno pedaço de fita de 
magnésio; 
b) Adicionar o produto da combustão a um tubo de ensaio contendo 2 mL de água 
destilada. Agitar e adicionar duas gotas de fenolftaleína; 
c) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas. 
 
Experimento 2- Dureza temporária e permanente da água 
 
Experimento 2.1 Dureza Temporária 
a) Pesar, em um vidro de relógio, 0,5 g de CaCO3 e colocar num erlenmeyer contendo 
100 mL de água destilada; 
b) adicionar, em seguida, 5 gotas de fenolftaleína; 
c) colocar, aproximadamente, 10 1,5 g de CaCO3 e 10 mL de água no kitassato de um 
gerador de gás; 
d) adicionar 15 mL de HCl 2 mol.L-1 no funil de separação do gerador de gás; 
e) abrir a torneira até conseguir o fluxo desejado de CO2 (bolhas de gás devem ser 
observadas). 
f) recolher o CO2 liberado pela reação do CaCO3 com o HCl no erlenmeyer preparado 
no item a e filtrar; 
g) retirar 10 mL de filtrado, transferir 5 mL para um tubo de ensaio número I e 15 mL 
para um tubo de ensaio número II; 
h) ferver o tubo de ensaio I durante 5 minutos em cadinho de porcelana com álcool, 
deixá-lo esfriar e depois filtrar; 
i) transferir o novo filtrado para um tubo de ensaio número III; 
j) colocar raspas de sabão nos tubos de ensaio II e III e agitar vigorosamente; 
k) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas. 
 
 
10
Experimento 2.2 - Dureza Permanente 
a) Colocar 15 mL de uma solução de MgSO4 0,02 mol. L
-1 em um tubo de ensaio de 
número I e 15 mL da mesma solução em um tubo de ensaio número II; 
b) adicionar ao tubo I, 5 mL de Na2CO3 a 10% e, em seguida, filtrar para um tubo de 
ensaio número III; 
c) colocar uma ponta de espátula com raspas de sabão nos tubos de ensaio II e III; 
d) agitar vigorosamente, sob aquecimento brando de uma chama; 
e) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas. 
 
 
 
11
AULA PRÁTICA 3 
GRUPO 13 
 
OBJETIVO 
 Observar a reatividade dos compostos formados por elementos desse grupo e 
comparar a reatividade desses com os dos grupos 1 e 2 e o caráter anfótero de alguns 
de seus óxidos. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O Grupo 13 é composto pelos seguintes elementos:Boro (B) alumínio (Al), gálio 
(Ga), índio (In) e tálio (Tl). Estes átomos possuem configuração externa do tipo ns2np1 e 
podem assumir o estado trivalente. A formação desta trivalência requer a promoção 
de um dos elétrons s para o orbital p , originando 3 orbitais sp2. 
 O boro, pelo seu pequeno volume e elevada concentração de carga, apresenta 
forte caráter covalente, sendo considerado um semimetal; os demais elementos do 
grupo apresentam propriedades metálicas mais acentuadas. 
 O boro e o alumínio queimam em oxigênio, produzindo B2 O3 e Al3 O3. 
 O caráter químico dos óxidos, correspondentes aos estados trivalentes, varia 
em função do caráter covalente dos elementos. 
Óxido B2O3 Al2O3 Ga2O3 In2O3 Tl2O3 
Caráter ácido Anfótero anfótero anfótero Básico 
 
 O anidrido bórico (B2O3) forma o ácido ortobórico (H3BO3) e o metabórico 
(HBO2). Estes ácidos são eletrólitos fracos, sendo o ortobórico mais estável em solução 
aquosa. 
Exemplo: HBO2 (s) + H2 O (l) → H3 BO3 (s) 
 
 
 
12
 O H3BO3 é um sólido pouco solúvel e se comporta como um ácido monoprótico 
fraco Ka=6,0 x 10
-10. O sal mais estável do ácido bórico é o tetraborato de sódio 
decaidratado, Na2B4 O7 . 10H2O (bórax). 
 
 O alumínio, quando oxidado (Al/Al+3), tem um potencial de eletrodo igual a 
+1,67 V. Ele se oxida na presença de íons H+ da água, mas a reação é interrompida 
pela rápida formação de uma película protetora de óxido de alumínio, insolúvel em 
água. 
 O alumínio reage com os ácidos clorídrico e sulfúrico (diluídos) com 
desprendimento de hidrogênio. 
Exemplo: 2Al(s) + 6H
+ (aq) → 2Al
3+ 
(aq) + 3H2 
 Em função de sua propriedade anfótera, ele reage também com soluções 
alcalinas, formando o ânion hidroxialuminato com desprendimento de hidrogênio. 
Exemplo: 2Al(s) + 2OH
- (aq) + 6 H2O → 2[Al(OH)4] 
- 
(aq) + 3H2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 - Obtenção do ácido bórico 
a) Colocar em um béquer, 2 g de bórax ( Na2B4 O7 . 10H2O) e 20 mL de água destilada; 
b) Em seguida, aquecer suavemente o béquer até a dissolução do Na2B4 O7 . 10H2O (se, 
após a dissolução do Na2B4 O7 . 10H2O, a solução ficar turva, filtrar a quente); 
c) Testar o caráter ácido-básico da solução com papel indicador universal e explicar o 
resultado obtido através das reações químicas; 
d) Adicionar à mesma, solução de HCl 2 mol/L (gota a gota) até o meio tornar-se ácido 
(verificar com papel indicador); 
e) Em seguida, resfriar o béquer em um banho de gelo e observar a formação dos cristais 
de ácido bórico no fundo do béquer, se necessário friccionar baqueta no fundo do béquer 
até aparecimento do precipitado. 
f) Escrever as reações químicas balanceadas e explicar a influência da temperatura na 
solubilidade do tetraborato de sódio e do ácido bórico em água. 
 
Experimento 2 – 
2.1 - Passivação do alumínio (realizada na capela) 
a) Adicionar 1 mL de ácido nítrico concentrado em um tubo de ensaio; 
b) em seguida, adicionar ao tubo um pedaço de alumínio (previamente lixado) e 
deixar por 20 min; 
c) observar se ocorre alguma variação; 
d) com o uso de uma pinça, retirar o metal do tubo e lava-lo, cuidadosamente, com 
água destilada (guardar o metal passivado). 
 
2.2 - Comportamento do alumínio com ácidos e álcalis 
a) Em dois tubos de ensaio, contendo 1 mL de HCl 2 mol/L cada; 
b) adicionar um pedaço de alumínio lixado no primeiro tubo; 
c) no segundo tubo, adicionar o alumínio passivado obtido no item (a). Explique o que 
ocorreu. 
 
 
14
 
2.3 -Verificar a ação de NaOH 2 mol/L sobre um pedaço de alumínio (previamente 
lixado) 
a) Em tubo de ensaio, adicionar um pedaço de alumínio lixado. 
b) Adicionar 1 ml de NaOH 2 mol.L- 
c) aquecer se necessário; 
d) escrever a equação química balanceada da reação. 
 
2.4 - Caráter anfótero do Al(OH)3 
a) Preparar o Al(OH)3 em dois tubos de ensaio (preparação do hidróxido – 0,5g ou 1 
ml de AlCl3 e 8 gotas de amônia, aquecer se necessário); 
b) No primeiro tubo, adicionar gota a gota de HCl 2 mol.L-; 
c) Adicionar, no segundo tubo, gota a gota de NaOH 2 mol.L-; 
d) Observar se o precipitado de Al(OH)3 reage com o ácido e com a base; 
e) Escreva as equações químicas balanceadas das reações envolvidas no experimento. 
 
Quando da adição de NH3 ao meio, dependendo da quantidade adicionada, 
estabelece-se um tampão (pH ~10) onde uma quantidade controlada de íons OH- é 
fornecida ao meio. Nessas condições ocorre a precipitação de Al(OH)3. 
Quando HCl é a adicionado, há a dissolução do hidróxido, por consumo 
(neutralização) de íons OH-. Quando álcali é adicionado, há a oferta de grande 
quantidade de íons OH-, deslocando o equilíbrio 8 (acima) no sentido da formação da 
espécie complexa de Al(III). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
15
 
AULA PRÁTICA 4 
GRUPO 14 
 
OBJETIVO 
Estudar as propriedades dos elementos Carbono, Silício e Estanho pertencentes 
ao Grupo 14 da tabela periódica. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O Grupo 14 da tabela periódica é composto pelos elementos: Carbono (C), 
Silício (Si), Germânio (Ge), Estanho (Sn) e Chumbo (Pb). 
 Em geral, o primeiro elemento difere do restante do Grupo, por causa de seu 
menor tamanho e maior eletronegatividade. Como resultado desses fatores, o 
primeiro elemento do Grupo apresenta maior energia de ionização sendo mais 
covalente e menos metálico. 
 Além disso, o Carbono difere dos outros elementos do Grupo 14 em sua 
capacidade única de formar ligações múltiplas pπ- pπ, tais como C═C, C≡C, C═O, C═S e 
C≡N. Os demais elementos do Grupo não formam ligações pπ- pπ, principalmente 
porque os orbitais atômicos são muito grandes e difusos para permitir uma interação 
efetiva, mas podem utilizar orbitais d para formar ligações múltiplas, particularmente 
entre Si e N e entre Si e O. 
 O Carbono também difere dos demais elementos do Grupo em sua acentuada 
capacidade de formar cadeias (catenação). Isso porque as ligações C-C são fortes e as 
energias de ligação Si−Si, Ge−Ge e Sn−Sn diminuem progressivamente. 
 Carbono e Silício só possuem elétrons s e p, mas os outros elementos seguem 
uma série completa de elementos de transição com 10 elétrons d. Esperam-se, pois, 
algumas diferenças. Carbono e o Silício diferem não só entre si, mas também dos 
demais elementos do Grupo, ao passo que Germânio, Estanho e Chumbo variam de 
maneira progressiva. 
 
 
16
 A transição de não metal para metal com o aumento do número atômico é bem 
ilustrada com os elementos do Grupo 14, onde C e Si são não-metais, Ge tem algum 
caráter metálico e Sn e Pb são metais. O aumento do caráter metálico manifesta-se 
nas estruturas e no aspecto dos elementos através das propriedades físicas, como 
maleabilidade e condutividade elétrica, e através de propriedades químicas, como o 
aumento da tendência de formar íons M2+, ou as propriedades ácidas ou básicas de 
óxidos e hidróxidos. 
 Os elementos desse Grupo são relativamente pouco reativos, mas a reatividade 
aumenta de cima para baixo dentro do Grupo. O estado de oxidação MII torna-se 
sucessivamente mais estável, descendo pelo Grupo. O Pb, às vezes, parece mais 
“nobre” (menos reativo) do que seria esperado a partir de seu potencial do eletrodo 
padrão de -0,13V. 
Com exceção do Germânio, todos os elementos do Grupo 14 são bem 
conhecidos. O Carbono é o 17º e o Silício é o 2º elemento mais abundante em peso na 
crosta terrestre (Tabela 1). Os minerais de Germânio são muito raros, ocorrendo em 
quantidades ínfimas nos minerais de outros metais e no carvão. Não têm sidomuito 
estudados. Tanto Si e Ge são importantes na fabricação de semicondutores e 
transistores. Embora estanho e chumbo sejam relativamente pouco abundantes, eles 
ocorrem na forma de minérios concentrados de fácil extração, de modo que ambos 
vêm sendo utilizados desde tempos pré-bíblicos. 
 
Tabela 1 – Abundância dos elementos na crosta terrestre, em peso. 
Elemento ppm Abundância relativa 
C 180 17º 
Si 272.000 2º 
Ge 1,5 54º 
Sn 2,1 49º 
Pb 13 36º 
 
 
 
 
17
 
 
EXPERIMENTAL 
Experimento 1 - Propriedades redutoras do Carbono 
a) Misturar em béquer almofariz óxido de cobre (I) em pó com carvão em pó (relação 
1:2 em volume – utilizar a proporção de uma ponta de espátula); 
b) colocar a mistura em um tubo de ensaio, fixando-o em suporte com leve inclinação; 
c) aquecê-lo com chama forte por 10-15 minutos (ou maior tempo se necessário) 
observando imensa incandescência na mistura; 
d) esperar o tubo esfriar e verter sobre uma folha de papel de filtro; 
e) observar a cor do produto obtido e a camada vermelha acobreada nas paredes do 
tubo; 
f) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas; 
g) explicar o que está ocorrendo. 
 
 
 
Experimento 2 - Propriedades adsortivas do Carbono 
a) Colocar, em um tubo de ensaio médio, metade do seu volume de solução azul claro 
de corante (Azul de metileno, por exemplo). Diluir com água e depois separar em duas 
alíquotas; 
b) adicionar pequena quantidade de carvão ativado; 
c) tampar o tubo com rolha e agitar vigorosamente por 2-3 minutos; 
d) deixar a solução em repouso por 5 minutos, após centrifugar e observar o 
descoramento da solução do corante; 
e) anotar as observações e explicar o que está ocorrendo. 
 
 
 
 
 
18
Experimento 3 -Obtenção do Silício metálico 
a) Triturar, em almofariz, 0,25g de magnésio em pó e 0,75g de sílica seca; 
b) colocar a mistura em tubo de ensaio Pyrex e fixá-lo em suporte com ligeira 
inclinação; 
c) aquecer energeticamente o fundo do tubo até que uma incandescência interna 
indique que a reação começou; 
d) retirar do aquecimento e observar que a reação continua; 
e) deixar o tubo esfriar e observar a formação de um espelho cinza brilhante e um 
depósito de óxido de magnésio branco abaixo do espelho; 
f) anotar as observações; escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas e explicar o que está ocorrendo. 
 
Experimento 4 - Redução do Estanho II 
a) Introduzir, em tubo de ensaio pequeno, 5 a 6 gotas de solução de cloreto de 
estanho II 0,1 mol.L-; 
b) juntar um pedaço de zinco metálico nesta solução e deixar o metal em contato com 
a solução até observar um depósito escuro sobre ele (a reação é lenta); 
c) anotar as observações; escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas e explicar o que está ocorrendo. 
 
Experimento 5 - Reação do estanho com ácidos 
a)Colocar um pedaço pequeno de estanho metálico em 3 tubos de ensaio; 
b) adicionar a cada tubo, separadamente, 4-5 gotas de solução 2N de ácido clorídrico, 
sulfúrico e nítrico; 
c) observar a reação a frio; 
d) aquecer cuidadosamente os tubos em banho-maria ou com chama fraca de bico de 
gás; 
e) observar o desprendimento de gás; 
f) repetir o experimento com ácidos concentrados (usar o mesmo pedaço de estanho 
da primeira etapa, após lavá-los com água destilada) a frio e a quente; 
g) anotar as observações; escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas e explicar o que está ocorrendo. 
 
 
 
 
19
 
 
 
AULA PRÁTICA 5 
GRUPO 15 
 
OBJETIVO 
 Estudar as propriedades dos elementos nitrogênio, antimônio e bismuto, 
pertencentes ao grupo 15 da tabela periódica. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O grupo 15 da tabela periódica é composto pelos seguintes elementos: 
nitrogênio (N), fósforo (P), arsênio (As), antimônio (Sb) e bismuto (Bi). Todos possuem 
cinco elétrons na camada de valência, apresentando configuração eletrônica do tipo 
ns2 np3. 
 O primeiro elemento difere dos demais elementos do grupo, como verificado 
nos grupos estudados anteriormente. Assim, o nitrogênio é um gás incolor, inodoro, 
insípido e diamagnético, encontrado na forma de moléculas diatômicas, N2. Os demais 
elementos são sólidos e possuem várias formas alotrópicas. 
 A presença de uma ligação tripla N≡N curta confere estabilidade à temperatura 
ambiente. A temperatura elevada à reatividade do N2 aumenta gradativamente, 
reagindo diretamente com muitos metais, formando nitretos (Ca3N2). 
 O gás nitrogênio pode ser obtido em laboratório, mediante o aquecimento de 
uma solução contendo amônio (NH4
+) e ânion nitrito (NO2
-): 
Exemplo: NH4
+
(aq) + NO2
- → N2(g) + 2H2O(l) 
 
 Os compostos hidrogenados mais simples do grupo do nitrogênio 
correspondem à fórmula geral RH3 (por exemplo, NH3) e possuem pequena polaridade, 
que vai diminuindo do NH3 para o BiH3. 
 A amônia é obtida na indústria pela síntese: 
 
 
20
Exemplo: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 
 
 Em laboratório, a amônia é preparada, aquecendo-se um sal de amônio com 
hidróxido de sódio (NaOH), permitindo a detecção de compostos de NH4
+. 
Exemplo: NH4Cl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + NH3(aq) + H2O(l) 
 
 A solução aquosa de amônia comporta-se como solução de uma base fraca (Kb 
= 1,81 x 10-5, a 25 °C). A presença de amônia em soluções muito diluídas pode ser 
confirmada utilizando-se o reagente de Nessler (tetraiodomercurato (II) de potássio 
(K2[HgI4]) em meio a OH
-), provocando o desaparecimento da coloração amarela ou do 
precipitado castanho. 
 Todos os sais de amônio são solúveis em água, são voláteis e, quando 
submetidos ao aquecimento, decompõem-se. 
 O fósforo existe como moléculas P4, estando ligados entre si por ligações 
simples. Apresenta várias formas alotrópicas (vermelho, branco e preto). O fósforo 
branco é o mais reativo, inflama-se espontaneamente no ar e é considerado 
extremamente tóxico. 
 A fosfina (PH3) é um gás incolor, extremamente tóxico e reativo, com odor que 
se assemelha ao do alho ou do peixe em decomposição. Pode ser obtida pela hidrólise 
de fosfetos metálicos com Na3P ou Ca3P2 com água, ou pela hidrólise de fósforo branco 
em uma solução aquosa de NaOH. 
Exemplos: Ca3P2(s) + 6H2O(l) → 2PH3(g) + 3Ca(OH)2(s) 
P4(s) + 3NaOH(aq) + 3H2O(l) → PH3(g) + 3NaH2PO2(aq) 
 
 As soluções aquosas da PH3 são neutras; não é muito solúvel em água, sendo 
mais solúvel em CS2 e em outros solventes orgânicos. 
 A queima do fósforo branco ou vermelho em excesso de ar, forma o composto 
P4O10, usualmente chamado de pentóxido de fósforo (P2O5): 
Exemplo: P4(s) + 5O2(g) → P4O10(s) 
 
 
 
21
 Os elementos As, Sb e Bi podem ser encontrados em várias formas alotrópicas, 
possuem formas metálicas pouco reativas. Os compostos de arsina (AsH3), a estibina 
(SbH3) e a bismutina podem ser obtidas pela redução de diferentes compostos desses 
elementos com hidrogênio (sendo produzidos em pequenas quantidades): 
Exemplo: As2O3(s) + 6H2(g) → 2AsH3(g) + 3H2O(l) 
 
 Ao serem aquecidos, As, Sb e Bi são facilmente oxidados pelo oxigênio, 
formando óxidos (R2O3). O As e o Sb formam duas espécies de óxidos que 
correspondem aos estados de oxidação +3 e +5, respectivamente. Os óxidos As4O6 e 
Sb4O6 são anfóteros, pois reagem com bases, formando arsenitos e antimonitos, e com 
HCl concentrado, formando tricloretos de arsênio e de antimônio. O Bi2O3 é 
considerado básico. 
 A tendência da hidrólise do cloreto de arsênio (AsCl3) é completa, já os cloretos 
de antimônio e bismuto tendem a ter hidrólises parcialmente completas.22
 
 
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 
Experimento 1.1 - Obtenção do nitrogênio e suas propriedades 
a) Montar a seguinte aparelhagem: 
 
 
b) colocar, no tubo de ensaio grande, 4 mL das soluções saturadas ( 1 mol.L- ) de 
cloreto de amônio (NH4Cl) e nitrito de sódio (NaNO2); 
c) tampar o tubo utilizando a rolha; 
d) preencher a cuba de água; 
e) aquecer o tubo; 
f) recolher o gás produzido, com o aquecimento, no tubo de ensaio pequeno (a 
primeira fração de gás não deve ser recolhida, pois contém ar); 
g) verificar se toda água contida no tubo de ensaio (5) foi removida; 
h) em seguida, vedar com a rolha; 
i) observar cor, cheiro e a solubilidade do nitrogênio em água. 
 
Experimento 1.2 - Obtenção da amônia 
Utilizar o equipamento montado no procedimento 1.1 (retirando a cuba de água) na 
capela. 
 
 
23
a) Colocar no tubo de ensaio grande 2 g de NH4Cl e 5 mL de NaOH 2 mol.L
-1; 
b) aquecer o tubo ligeiramente; 
c) recolher o NH3 formado, em dois tubos de ensaio que devem ser posteriormente 
tampados; 
d) observar a cor e odor característico da NH3; 
e) testar a solubilidade da amônia, invertendo um dos tubos de ensaio em um béquer 
contendo água e algumas gotas de fenolftaleína; 
f) escrever as equações químicas de todas as reações ocorridas e explicar as 
observações. 
 
Experimento 2 - Hidrólise dos sais de antimônio 
a) Colocar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução saturada ( 1 mol.L- ) de cloreto de 
antimônio (III) (SbCl3); 
b) adicionar água destilada, gota a gota agitando continuamente; 
c) observar a formação de um precipitado; 
d) escrever as equações químicas das reações ocorridas. 
 
Experimento 3 - Propriedade oxidante do bismuto pentavalente 
a) Colocar, em um tubo de ensaio, 0,5 mL de sulfato de manganês (II) (MnSO4) 0,1 
mol.L-1, 2 mL de HNO3 0,2 mol.L
-1 e alguns cristais de bismutato de sódio (NaBiO3); 
b) observar e anotar a coloração da solução; 
c) escrever a equação química balanceada da reação envolvida. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24
 
 
AULA PRÁTICA 6 
GRUPO 16 
 
OBJETIVOS 
 Preparar oxigênio por método de laboratório e comparar a combustão de 
metais e não metais em atmosfera de oxigênio. 
 Estudar o comportamento do enxofre frente ao aquecimento, bem como suas 
propriedades oxidante e redutora. 
 Preparar e identificar o sulfeto de hidrogênio. 
 
INTRODUÇÃO 
 O grupo periódico 16 compreende o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se), o 
telúrio (Te) e o polônio (Po). Possui configuração externa do tipo ns2np4, o que explica 
a capacidade divalente dos elementos do grupo. 
 Tais elementos apresentam potenciais de ionização caracteristicamente altos e 
dificilmente são encontradas propriedades metálicas, podendo haver um ligeiro 
comportamento metálico nos elementos mais pesados, pois possuem maior 
mobilidade eletrônica. 
 
I - Oxigênio 
 O oxigênio é um gás incolor e inodoro que pode ser obtido em laboratório por 
decomposição de sais oxigenados ou de óxidos, por aquecimento. O processo mais 
utilizado é a decomposição térmica de permanganato ou de perclorato de potássio. 
Em escala industrial, O2 puro é obtido por liquefação e destilação fracionada do ar. 
 O oxigênio difere dos outros elementos do grupo por ser um gás diatômico à 
temperatura ambiente, enquanto todos os demais são sólidos. Todos os elementos 
desse grupo mostram alotropia e podem ser obtidos em duas ou mais formas, 
diferindo pelo número de átomos na molécula ou pela disposição das moléculas no 
sólido. 
 
 
25
 Por ser um gás comburente, um grande número de substâncias metálicas ou 
não-metálicas pode ser queimada em atmosfera de oxigênio, onde o mesmo 
apresenta, normalmente, número de oxidação -2 por ser o elemento mais 
eletronegativo. 
 A combinação do oxigênio com elementos eletropositivos forma óxidos iônicos 
que, devido à grande diferença de eletronegatividade entre os elementos formadores, 
apresentam características básicas em água. Por outro lado, os elementos situados à 
direita da tabela não forma óxidos iônicos simples, mas compartilham elétrons com 
átomos de oxigênio. A maioria desses óxidos moleculares, como, por exemplo, o 
dióxido de enxofre (SO2) é gasoso à temperatura ambiente e dissolve-se em água, 
formando soluções ácidas. 
Exemplo: 
SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq) H
+
 (aq) + HSO3
- (aq) 2H
+ (aq) + SO3
2- (aq) 
 
 Os óxidos moleculares são, pois, chamados de óxidos ácidos ou anidridos. Não 
é possível, porém, classificar rigidamente tosos os óxidos como sendo ácidos ou 
básicos. Alguns óxidos, especialmente aqueles formados pelos elementos mais no 
centro da tabela periódica, neutralizam tanto ácidos como bases e, por isso, são 
chamados de anfóteros. 
Exemplo: ZnO (s) + 2H
+ → Zn2+(aq) + H2O(l) 
ZnO(s) + 2OH
-
 (aq) + H2O(l) →[Zn(OH)4]
2-
(aq) (ânion tetrahidroxizincato (II)) 
 
II - Demais elementos do grupo 16 
 O enxofre apresenta-se como um sólido amarelo que funde a 116 oC e é notável 
pela variedade de formas alotrópicas. Tal peculiaridade deve-se à existência de 
moléculas de enxofre com distintos graus de complexidade. 
 O enxofre estável à temperatura ambiente, conhecido como enxofre 
ortorrômbico é solúvel em solvente não polar, como CS2 e CCl4. Nessa variedade 
alotrópica, a molécula é constituída de um anel S8 enrugado. Esses anéis são 
empacotados em um ortorrômbico. Quando o enxofre ortorrômbico é aquecido, os 
cristais tornam-se opacos em virtude de sua transformação em agregados de cristais 
 
 
26
monoclínicos. Este é conhecido como enxofre monoclínico. O enxofre sofre variações 
interessantes quando aquecido até seu ponto de ebulição: a 119oC, ele funde e se 
transforma em um líquido amarelo. Continuando o aquecimento, passa por uma série 
de outras variedades alotrópicas, inclusive na fase vapor. Todas essas formas são 
metaestáveis e transformam-se, à temperatura ambiente, em enxofre ortorrômbico. 
Esta é a razão pela qual o enxofre só ocorre na natureza na forma ortorrômbica. 
 O selênio tem duas variedades alotrópicas conhecidas, a cinza (brilho metálico) 
e a preta (vítrea). 
 O telúrio, em contraste com o enxofre e o selênio apresenta apenas uma forma 
cristalina, que é isomorfa com o selênio cinza. 
 O polônio é radioativo, e um dos seus isótopos mais abundantes, 210Po, 
desintegra-se por emissão de partículas e tem uma meia-vida relativamente mais 
curta. 
 Os compostos hidrogenados sulfeto de hidrogênio (H2S), seleneto de 
hidrogênio (H2Se) e telureto de hidrogênio (H2Te) são gases tóxicos de odor 
desagradável. O olfato humano pode detectar H2S a 0,02 ppm (parte por milhão). Os 
compostos hidrogenados podem ser obtidos por síntese a partir de seus elementos ou 
em reações de dupla troca. 
Exemplo: H2(g) + 1/8 S8(g) → H2S(g) 
FeS (s) + 2HCl (aq) → FeCl2 (aq) + H2S (g) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27
 
 
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 - Preparação do Oxigênio a partir de permangantato de potássio 
(KMnO4), experimento realizado fora da capela. 
a) Colocar 1g de KMnO4 em um tubo de ensaio seco; 
b) segurar o tubo, com auxílio de uma garra de madeira, e aquecer durante 1 minuto 
na chama do bico de Bunsen; 
c) em seguida, introduzir um palito em brasa no tubo e verificar a produção de O2; 
d) escrever a equação química equilibrada da reação; 
e) Explicar se o oxigênio é um gás combustível ou comburente e se a reação de 
decomposição térmica do permanganato de potássio é uma reação 
termodinamicamente espontânea. 
 
Experimento 2 - Reação de um não-metal com oxigênio, experimento na capela. 
 a)Colocar um pouco de enxofre em pó em uma forma de ferro; 
b) aquecer na chama de um bico de Bunsen, até surgir uma chama azul (realizar este 
experimento na capela); 
c) após o início da combustão, coletar o gás que se desprende em um tubo de ensaio 
previamente umedecido com água destilada; 
d) terminada a queima do enxofre, adicionar 2mL de água destilada e 2 gotas do 
indicador ácido-básico alaranjado de metila; 
e) Escrever a equação química equilibrada da reação; 
f) explicar o motivo da diferença do caráter ácido-básico entre os compostos 
formados, respectivamente, nos itens 2 e 3. 
 
Experimento 4 - Propriedades do enxofre 
4.1. Verificação do comportamento do enxofre quando aquecido, experimento na 
capela. 
 
 
28
a) Em um tubo de ensaio seco, colocar enxofre em pó até uma altura aproximada de 
1cm; 
b) iniciar um aquecimento brando e intermitente, na chama bem fraca de um bico de 
Bunsen, agitando continuamente o tubo de ensaio, até a fusão do enxofre; 
c) observar a cor e a mobilidade do líquido formado; 
d) após essa etapa, continuar a aquecer lentamente e observar as mudanças 
subsequentes de cor e de viscosidade do enxofre fundido; 
e) deixar esse tubo na capela para ser descartado pelo técnico; 
f) escrever a equação química equilibrada da reação. 
4.2. Propriedade redutora do enxofre - Capela 
a) Adicionar, em um tubo de ensaio que contenha cerca de 0,5g de enxofre, 1mL de 
HNO3 concentrado (~1,6mol/L); 
b) aquecer cuidadosamente na capela e observar a evolução do gás; 
c) transferir, com uma pipeta, 5 gotas da solução obtida para um tubo de ensaio que 
contenha 1mL de BaCl2 1mol/L; 
d) Explicar o que foi verificado, escrever a equação química balanceada das reações 
envolvidas e explicar a propriedade redutora do enxofre. 
 
4.3. Propriedade oxidante do enxofre - Capela 
a) Colocar sobre um cadinho, 0,5g de uma mistura de enxofre e zinco, ambos em pó 
(0,25g de S8 para cada 0,25g de Zn); 
b) utilizando uma pinça de platina, provocar a ignição da mistura e provar, 
experimentalmente, que o produto formado contém sulfeto; 
c) escrever a equação química balanceada das reações envolvidas e explicar a 
propriedade oxidante do enxofre. 
 
 
 
29
AULA PRÁTICA 7 
GRUPO 17 
 
OBJETIVO 
Estudar as propriedades dos elementos Cloro, Bromo e Iodo pertencentes ao 
Grupo 17 da tabela periódica. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O nome halogênio vem do grego e significa “formador de sal”. Todos os 
elementos desse grupo reagem diretamente com os metais formando sais e também 
são muito reativos frente a não-metais. O flúor é o elemento mais reativo. 
 Todos esses elementos possuem sete elétrons no nível eletrônico mais externo. 
A configuração s2p5 indica que eles têm um elétron p a menos que o gás nobre mais 
próximo. Assim, os átomos desses elementos completam seu octeto ganhando um 
elétron (isto é, através da formação de íons X- e de ligações iônicas), ou então, 
compartilhando um elétron com outro átomo (ou seja, formando uma ligação 
covalente). Seus compostos com metais são iônicos, enquanto que os compostos com 
os não-metais são covalentes. 
 Os halogênios apresentam semelhanças muito grandes dentro do Grupo. O 
Flúor (o primeiro elemento do grupo) difere em diversos aspectos dos demais 
elementos do grupo. Neste caso, essa diferença pode ser explicada por este elemento 
ter um tamanho menor e atrair mais fortemente seus elétrons e por não possuir 
orbitais d de baixa energia que possam ser utilizados para formar ligações. 
 As propriedades do Cloro e do Bromo são mais semelhantes entre si que as dos 
outros pares de elementos, pois têm tamanhos similares. O raio iônico do Cl- é 38% 
maior que o do F-, mas o raio iônico do Br- é apenas 6,5% maior que o do Cl-. Essa 
diferença relativamente pequena no tamanho se deve aos dez elétrons 3d do Br-, que 
proporcionam uma blindagem pouco eficiente da carga nuclear. Por este motivo, as 
eletronegatividades desses elementos também são muito semelhantes. Assim sendo, 
 
 
30
há poucas diferenças nas polaridades das ligações formadas pelo Cl e pelo Br com 
outros elementos. 
 Todos os halogênios existem como moléculas diatômicas e são coloridos. O F2 
gasoso é amarelo claro, o gás Cl2 é amarelo esverdeado, o Br2 gasoso e líquido são 
castanho avermelhados escuros e o I2 gasoso é violeta. 
 Todos os halogênios são muito reativos e não ocorrem no estado livre. 
Contudo, todos são encontrados na forma de compostos na crosta terrestre, exceto o 
astato (este é radioativo e tem meia vida curta), conforme observado na Tabela 1. 
 
 Tabela 1 – Abundância dos elementos na crosta terrestre, em peso. 
Elemento ppm Abundância relativa 
F 544 13º 
Cl 126 20º 
Br 2,5 47º 
I 0,46 62º 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
31
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 - Preparação e propriedades dos halogênios 
Experimento 1.1 - Preparação e propriedades do Cloro 
a) Montar a aparelhagem, descrita na Figura 1, na capela (equipamento de Kipp e 
demais vidrarias); 
b) verificar a montagem e as conexões. As conexões entre os frascos 
preferencialmente serão de borracha com pinça de Mohr; 
c) no reservatório A, adicionar 50 mL de ácido clorídrico concentrado (cuidado no seu 
manuseio); 
d) deixar gotejar lentamente o ácido sobre o frasco B, que deve conter 12,0 g de 
permanganato de potássio; 
e) o frasco C deverá conter uma pequena quantidade de areia (cerca de 1cm de 
altura) e esse frasco apresentará uma coloração verde, devido à saturação do Cloro. O 
frasco D deverá conter 500 mL de água destilada e nele deve-se formar água de cloro; 
 
 
 
e) após observar a formação do gás Cloro, interromper a adição de ácido e esperar 
alguns minutos até cessar o borbulhamento de cloro; 
f) fechar as conexões, utilizando pinça de Mohr; 
g) separar os balões e os fechar com rolhas de borracha. 
 
 
 
 
32
Experimento 1.2 - Reações com o cloro obtido: 
a) com outro frasco, prender um pequeno pedaço de palha de aço a um arame e, com 
o auxílio de uma pinça de madeira, expor a palha de aço à chama do bico de Bunsen; 
b) quando esta se tornar incandescente, introduzir imediatamente no balão contendo 
Cloro; 
c) com a solução obtida no Kitassato D (água de cloro), fazer a seguinte reação: 
colocar num tubo de ensaio uma ponta de espátula de brometo de sódio sólido e 
cerca de 3,0 mL de água destilada; 
d) adicionar água de cloro, gota a gota, até que a solução se torne amarelada; 
e) juntar aproximadamente 3,0 mL de tetracloreto carbono e agitar vigorosamente; 
f) repetir este ensaio, substituindo o brometo de sódio por iodeto de potássio. 
g) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas. Explicar o que está ocorrendo. 
 
Experimento 2 - Preparação e propriedades do Bromo 
a) Misturar, em um tudo de ensaio, pequenas quantidades de Brometo de Sódio e 
Dióxido de Manganês (ponta de espátula). Trabalhar na capela; 
b) adicionar cerca de 5,0 mL de ácido sulfúrico 1,0 M e agitar; 
c) filtrar utilizando funil de vidro munido de papel e recolher o filtrado em 2 tubos de 
ensaio; 
d) em um dos tubos, adicionar cerca de 3,0 mL de tetracloreto de carbono e agitar; 
e) ao segundo tubo, adicionar solução de iodeto de potássio 0,1 mol.L- e, a seguir, 
cerca de 3,0 mL tetracloreto de carbono e agitar; 
e) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas. Explicar o que está ocorrendo. 
 
Experimento 3.1 - Preparação e propriedades do Iodo 
a) Triturar, em almofariz, alguns cristais pequenos de KI com MnO2; 
b) transferir a mistura para um tubode ensaio, adicionar 1,0 mL de H2SO4 
concentrado e aquecer um pouco o tubo. 
 
 
33
 
Experimento 3.2 - Propriedades oxidantes do Iodo 
a) Triturar, em almofariz, vários cristais pequenos de Iodo sólido e misturá-los ao pó 
de Zinco; 
b) adicionar gota a gota água destilada ao sólido; 
c) explicar a passagem do iodo sólido a vapor e o papel da água nesta reação. 
 
Experimento 3.3 - Sublimação do Iodo – Fazer um experimento para todos. 
a) Colocar alguns cristais de Iodo em uma cápsula de porcelana; 
b) cobri-la com um funil de vidro; 
c) aquecer ligeiramente e observar; 
d) anotar as observações e escrever as equações referentes às reações químicas 
ocorridas nos itens 3.1 e 3.2 e explicar o que está ocorrendo. 
 
 
 
 
34
AULA PRÁTICA 8 
GRUPO 11 
 
 
OBJETIVO 
Visualizar o conteúdo abordado em sala de aula sobre troca de ligantes. 
Constatar a força de um ligante em comparação com outro. 
 
INTRODUÇÃO 
 O grupo 11 abrange os elementos químicos Cu, Ag e Au (metais de cunhagem), 
tendo a configuração de elétrons (n-1)d10ns1. A presença do orbital d completo 
proporciona uma baixa reatividade (maiores entalpias de sublimação e maiores 
energias de ionização), como resultado do fraco poder de blindagem da carga nuclear 
pelos elétrons d. Os metais de cunhagem possuem estrutura cristalina cúbica de 
empacotamento compacto, sendo mais maleáveis e dúcteis. Em relação a baixa 
reatividade, os únicos íons simples que podem ser encontrados em soluções são: Cu+1, 
Cu2+ e Ag+, podendo ser encontrados na forma de íons hidratados ou na forma de 
complexos. 
 O Cu e da Ag, ambos são reativos em HNO3 e H2SO4 concentrado. Já o Au é 
insolúvel na presença de qualquer ácido, porém dissolve-se em água-régia (uma 
mistura 3:1 de HCl e HNO3), onde HNO3 age como um agente oxidante e os íons 
cloretos como agentes complexantes. 
 No geral, os elementos do bloco d formam soluções com cores características. 
O sulfato de cobre (II), cloreto de cobre (II) e brometo de cobre (II) na fase sólida 
apresentam cores azul, marrons e pretas, respectivamente. Todavia, quando esses sais 
são diluídos em água, ambos apresentam soluções azul-claras, devido aos íons de 
cobre (II) hidratados [Cu(H2O)6]
2+. Como a fórmula sugere, as moléculas de água atuam 
como bases de Lewis (doadores de par de elétrons) e o íon Cu2+, como ácido de Lewis 
(receptor de par de elétrons). O íon [Cu(H2O)6]
2+ pode ser definido como um complexo, 
uma espécie formada por um átomo central (Cu) ao qual se ligam outros íons ou 
moléculas (ligantes) por ligações coordenadas. 
 
 
35
Em especial, os haletos cuprosos não se dissolvem em água. Não obstante, 
quando em soluções contendo excesso de íons haleto, esses sais mostram boa 
dissolução acompanhados pela formação de íons complexos solúveis, tais como 
[CuCl2]
-, [CuCl3]
- e [CuCl4]
-. 
 O caráter nobre aumenta do Cu até a Ag, e deste ao Au, confirmando a inércia 
do ouro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
36
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 - Do Cobre para o Cu(NO3)2 (ataque de agente oxidante) 
a) Separar dois tubos de ensaio (Tubo 1 e 2) e colocar um fio de Cobre em cada um; 
b) na capela, acrescentar 2 mL de HCl 0,5 M no Tubo 1 e observar; 
c) ainda na capela, acrescentar 2 mL de HNO3 concentrado no Tubo 2 e observar a 
formação do gás; 
c) adicionar 100 mL de água destilada em um béquer de 250 mL, transferir o conteúdo 
do Tubo 2 para este béquer e observar. 
Observação: É necessário tomar cuidado para não aspirar os vapores dos ácidos, pois 
são tóxicos. 
 
Experimento 2 - Complexos de cobre e de prata 
2.1 Complexos de cobre 
a) Em um tubo de ensaio, contendo 2,0 mL de solução de Sulfato de Cobre I 0,1 mol/L, 
adicionar lentamente, na capela, solução concentrada de Amônia e observar a 
coloração da solução; 
b) em seguida, adicionar água destilada lentamente e observar as modificações 
ocorridas. 
c) Em outro tubo de ensaio, contendo 2,0 mL de solução de Sulfato de Cobre I 0,1 
mol/L, adicionar Cloreto de Sódio sólido em pequenas quantidades até a saturação da 
solução e observar o efeito dessa adição; 
d) em seguida, adicionar água destilada lentamente e observar as modificações 
ocorridas. 
 
Experimento 2.2 Complexos de prata 
a) Colocar 5 gotas de solução de Nitrato de Prata 0,10 mol/L em dois tubos de ensaio 
(1 e 2), diluindo, em seguida, com cerca de 1,0 ml de água destilada; 
b) preparar uma solução de Cloreto de Sódio 1 mol/L e adicionar cerca de 5 gotas nos 
dois tubos (1 e 2) de ensaio com a solução de Nitrato de Prata; 
 
 
37
c) no tubo 1, contendo precipitado, continuar adicionando a solução de Cloreto de 
Sódio, lentamente; 
d) agitar vigorosamente o tubo de ensaio até adicionar grande excesso da solução e 
observar o efeito dessa adição. 
e) No tubo 2, contendo precipitado, adicionar na capela, algumas gotas de solução 
aquosa 0,2 mol.L- de Amônia e observar o resultado. 
f) Em outro tubo de ensaio, colocar 5 gotas de Nitrato de Prata e acrescentar, em 
seguida, cerca de 1,0 mL de água deionizada; 
g) posteriormente, adicionar de 3 a 5 gotas de Iodeto de Potássio 0,1 mol.L-; 
h) na capela, adicionar ao tubo o mesmo número de gotas de solução aquosa de 
Amônia utilizada no procedimento “2.2 c” e observar. 
 
 
 
38
AULA PRÁTICA 9 
GRUPO 12 
 
OBJETIVO 
 Observar as reações dos compostos dos elementos Zn e Hg pertencentes ao 
grupo 12 e seus estados de oxidação. 
 
INTRODUÇÃO 
 O Grupo 12 da Tabela Periódica inclui os elementos Zn, Cd e Hg. Estes, quando 
ionizados, apresentam frequentemente o estado de oxidação 2+ e, em particular, o 
mercúrio pode formar o cátion Hg2
2+, no qual cada íon tem estado de oxidação 
monopositivo. Formam diversos sais com diferentes solubilidades e, ainda, complexos 
com ligantes mono- e multidentados. 
 O Zn é encontrado na forma de sulfeto ZnS, nas farelitas, com freqüência em 
associação com minérios de chumbo. O minério é concentrado por flotação em 
espuma, e o metal é extraído por recozimento e fusão com o coque: 
2ZnS(s) + 3O2(g) � 2ZnO(s) + 2SO2(g) 
2ZnO(s) + C(s) � Zn(l) + CO(g) 
 
 O Zn é um elemento essencial a saúde humana. Ele Ocorre em muitas enzimas 
e participa da expressão do DNA e no crescimento. 
 O Hg é o único metal líquido a temperatura ambiente. Isso pode ser explicado 
pela energia de ionização muito grande, que dificulta a participação dos elétrons na 
formação das ligações metálicas. 
 O Cd é um metal branco acinzentado, dúctil a temperatura ambiente, tão mole 
que pode ser cortado com a faca, e bom condutor de calor e eletricidade. Muito 
parecido com o Zn, porém menos reativo- não reage com o oxigênio do ar, mas forma 
o óxido quando aquecido- o cádmio não se deixa atacar pro hidróxidos cáusticos nem 
pela água, mas reage com o seu vapor quando aquecido ao rubro, dando óxido de 
 
 
39
cádmio e hidrogênio. Reage com ácido clorídrico e sulfúrico, Formando cloreto e 
sulfeto de cádmio e com ácido nítrico diluído ou concentrado. 
 
EXPERIMENTAL 
REAÇÕES DO MERCÚRIO: 
Experimento 1 – SÍNTESE DO MERCURIO METÁLICO. 
a) Adicionar aproximadamente 3 ml de ácido clorídrico 2 Molar em um tubo de 
ensaio; 
b) Adicionar uma ponta de espátula de Cloreto de Mercúrio (II) ao ácido; 
c) Mergulhar um pedaço de fita de cobre metálico na solução preparada no item b) e 
observar o que acontece; 
d) Escrever as reações. 
 
Experimento 2 – Do Hg2+ para Hg1+ e Hg0. 
a) Adicionar uma ponta de espátula de HgCl2 em um tubo de ensaio 3 ml de uma 
solução 6molar de HCl e 3 ml de água destilada; 
b) Adicionar gota a gota uma solução 0.1 molar de cloreto de estanho e observar o 
resultado; 
c) Escrever as reações. 
 
REAÇÕES DO ZINCO: 
Experimento 3.1– Reação do Zn com HNO3. 
a) Colocar em um tubo de ensaio um pequeno pedaço de Zinco metálico, em seguida 
adicionar 10 gotas de HNO3 concentrado; 
b) Anotar as observações e escrever as reações. 
 
Experimento 3.2 – Precipitação de composto de Zn. 
a) Adicionar 5 ml de água destilada na solução obtida no experimento 3.1; 
b) Adicionar gota a gota de uma solução 6 molar de hidróxido de sódio e observar o 
resultado; 
 
 
40
c) Escrever as reações. 
 
Experimento 4 – Reação do Zn com CuSO4. 
a) Adicionar 5 ml de uma solução 2 molar de CuSO4 em um tubo de ensaio; 
b) Pesar 0.66 g de Zn em pó e adicionar ao tubo de ensaio contendo a solução de 
CuSO4; 
c) Observar o resultado; 
d) Escrever as reações. 
 
 
 
41
AULA PRÁTICA 10 
GRUPOS 8, 9 e 10 
 
 
OBJETIVO 
Sintetizar um sal baseado em um complexo de níquel e caracterizá-lo, 
utilizando métodos de análise química qualitativa. 
 
INTRODUÇÃO 
O níquel é um metal dúctil e resistente a corrosão. Ocorre na natureza em 
combinação com arsênio, antimônio e enxofre. Apresenta condutividade elétrica e 
térmica elevadas. Em solução aquosa, o estado de oxidação +2 é o mais estável, sendo 
pouco comuns as reações de oxidação de +2 para +3. 
 O cobalto ocorre na natureza associado ao níquel, arsênio e enxofre. Os 
minerais mais importantes que contém este metal são CoAs2 (esmaltita) e CoAsS 
(cobaltita). É um metal duro, branco-azulado e dissolve-se em ácidos minerais diluídos. 
Os estados de oxidação mais comumente encontrados na natureza são +2 e +3. 
 Em solução aquosa, o íon Ni(II) encontra-se coordenado a moléculas de água 
em uma geometria octaédrica, formando o complexo [Ni(H2O)6]
2+, de cor verde. Em 
muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de 
substituição das moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, 
etilenodiamina dentre outras, ou ânions como Cl-, OH- etc.). 
 O complexo [Co(H2O)6]
2+ é estável em solução, mas a adição de outros ligantes 
facilita a oxidação do cobalto ao estado 3+. Apesar da forte ação oxidante do complexo 
[Co(H2O)6]
3+, ligantes contendo átomos de nitrogênio (como NH3 e etilenodiamina) 
estabilizam o estado de oxidação 3+ em solução aquosa. 
 As reações de formação de complexos ocorrem pela substituição de moléculas 
de água (nos chamados aquocomplexos) por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, 
etilenodiamina, etc. ou ânions: Cl-, OH-, etc.) presentes em solução. Muitos complexos 
são reativos e trocam ligantes rapidamente – são chamados complexos lábeis, 
enquanto outros só o fazem muito lentamente, sendo conhecidos como inertes. Os 
 
 
42
complexos de metais de transição são geralmente lábeis, com exceção dos formados 
com os íons Cr(III) e Co(III). A labilidade dos complexos e a capacidade de formar 
isômeros cis e trans são resultados dos efeitos cinéticos, mas efeitos termodinâmicos 
também podem orientar os produtos finais de uma reação. O efeito quelato, que induz 
uma maior estabilidade de complexos formados com ligantes bis- ou multidentados, 
em comparação àqueles formados com ligantes monodentados, é extremamente 
importante e frequentemente empregado como estratégia para separação e 
caracterização de íons metálicos em solução. A etilenodiamina (H2NCH2CH2NH2 ou en) 
é um ligante bidentado e forma complexos com ferro, níquel e cobalto, sendo até 1010 
vezes mais estável que complexos com amônia. Assim, a etilenodiamina desloca a 
amônia, bem como outros ligantes nitrogenados ou oxigenados. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43
EXPERIMENTAL 
 
Experimento 1 - Obtenção do sal complexo [Ni(NH3)6]Cl2 
(Preparar a solução amoniacal de NH4Cl da forma indicada a seguir) 
a) Medir 2,5 mL de NH4OH 6M e colocar em um béquer; 
b) dissolver NH4Cl pouco a pouco até saturar a solução; 
c) transferir para uma proveta e completar o volume para 5 mL com NH4OH 6M; 
d) deixar esta solução em repouso até o momento do uso, tampada com um vidro de 
relógio; 
e) pesar 1,5 g de NiCl2.6H2O, colocar em um béquer pequeno e adicionar água 
destilada gota a gota com agitação, em quantidade mínima, até dissolver todo o sal; 
f) adicionar gradualmente 12,5 mL de solução concentrada de amônia. Neste ponto, a 
cor da solução deve mudar para azul; 
g) esfriar a solução em água corrente e adicionar 5 mL de solução amoniacal de NH4Cl 
preparada no início da aula. Deixar em repouso por 15 minutos em banho de gelo; 
h) filtrar os cristais obtidos, utilizando filtração a vácuo, e lavá-los, usando uma porção 
de 5 mL de NH4OH conc. seguida de pequenas porções de álcool e, finalmente, de 
éter, usando as garrafas lavadeiras nesta operação; 
i) explicar por que se pode lavar com estes solventes e por que os solventes devem 
ser usados nessa ordem. 
j) Secar os cristais o máximo possível no próprio funil, deixando o sistema de vácuo 
funcionando e separar um pouco do sólido para o experimento 2.3; 
k) depois de secos, pesar os cristais obtidos e anotar o resultado; 
l) calcular o rendimento da reação. 
 
Experimento 2 - Caracterização do sal complexo [Ni(NH3)6]Cl2 
Preparar uma solução aquosa do complexo para caracterizar os componentes do 
produto obtido e fazer, em tubos de ensaio, as reações indicadas a seguir. 
Experimento 2.1 - Caracterização do Ni2+(aq) 
a) Aquecer cuidadosamente 10 gotas da solução do complexo; 
 
 
44
b) esfriar e verificar se o meio está básico, com papel tornassol vermelho; 
c) adicionar 3 gotas de solução alcoólica de dimetilglioxima (DMG); 
d) observar e anotar o resultado. 
e) Adicionar gotas de solução 3 mol/L de HNO3 à solução anterior até observar o 
desaparecimento do precipitado rosa; 
f) adicionar solução de NH4OH conc.; 
g) observar e anotar o resultado. 
 
Experimento 2.2 - Caracterização do Cl-(aq) 
a) Colocar 5 gotas da solução do complexo em um tubo de ensaio; 
b) adicionar 3 gotas de solução de AgNO3 0,10 mol/L; 
c) observar e anotar o resultado. 
d) centrifugar, desprezar o sobrenadante; 
e) adicionar ao resíduo 10 gotas de NH3 conc.; 
f) observar e anotar o resultado. 
g) acidular a solução do item anterior com HNO3 3 mol/L; 
h) verificar a acidez com papel tornassol azul; 
i) observar e anotar o resultado. 
 
Experimento 2.3 - Caracterização da NH3 
a) Colocar 5 gotas da solução estoque do composto em um tubo de ensaio; 
b) aquecer cuidadosamente em banho-maria; 
c) aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho 
umedecida com água destilada; 
d) observar e anotar o resultado. 
e) colocar um pouco do sólido em um tubo de ensaio e aquecer diretamente na 
chama do bico de gás; 
f) aproximar à boca do tubo de ensaio uma tira de papel tornassol vermelho, 
umedecida com água destilada; 
g) observar e anotar o resultado. 
 
 
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BIBLIOGRAFIA: 
 
 
ATKINS, P. Jones L., Princípios de Química Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente, 3 ed., Bookman, 2006. 
LEE, J. D.; Química inorgânica não tão concisa, 5 edição, Ed. Edgard Blucher, 1999