relatorio inorganica experimental

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EXPERIMENTO 01
PRÁTICA DO CROMO
Objetivo
Verificar experimentalmente propriedades e reações características do cromo, tendo em vista principalmente a variação de seus estados de oxidação.
Fundamento Teórico
O elemento químico cromo é um metal de transição branco, cristalino com baixa maleabilidade e ductibilidade, possui número atômico 24 e massa atômica relativa 51, 996 u está localizado no grupo VI-B da tabela, seu nome eriva da palavra “Chroma” e traduzida do grego é cor.
É encontrado na natureza na forma de cromita (FeCr2O4), um óxido duplo de ferro e cromo de coloração amarelo ocre, de onde o cromo é extraído industrialmente por processos térmicos ou eletrolíticos. Foi descoberto pela primeira vez pelo químico Louis Nicolas em 1797 que o isolou em 1798, a partir de um mineral chamado crocoíta encontrado na Sibéria.
É resistente ao ataque de ácidos como HCl e H2SO4 á temperatura ambiente, daí vem a importância do metal para a galvanoplastia, que reveste desde maçanetas de portas, até estruturas metálicas pelo processo de eletrodeposição, além de ser usado na fabricação de ligas metálicas contendo ferro e níquel que são altamente resistentes a corrosão.
Os sais desse elemento formam soluções extremamente coloridas, os íons Cr+2, Cr+3 apresentam coloração verde e violeta, de acordo como meio reacional. Enquanto o dicromato é laranja e cromato é amarelo por apresentarem Nox +6. O cromo é um metal que tem uma forte tendência a sofrer oxi-redução podendo formar inúmeros compostos ora comportando-se como ácido ora como base. Como por exemplo:
O cromo é metal pesado que tem efeito acumulativo, e causa diversos males a saúde do ser humano e de animais quando sua presença no meio ambiente ultrapassa os limites predeterminados.
Tem ampla utilização em processos químicos principalmente em eletroquímica e síntese orgânica.
Propriedades físicas:
Ponto de fusão: 1765°C
Estados de oxidação: Cr+2, Cr+3 e Cr+6
Configuração eletrônica: 1s², 2s², 2p6, 3s², 3p6, 3d5, 4s¹
Símbolo na tabela periódica: Cr
Materiais e Reagentes
	Reagentes
	Materiais
	Balança Eletrônica
	ácido acético (CH3COOH P.A)
	Bastão de vidro
	Ácido clorídrico concentrado (HCl P.A)
	Béquer de 250mL
	Ácido sulfúrico concentrado ( H2SO4 P.A)
	Bico de Bunsen
	Água Destilada (H2O)
	Cadinho de Porcelana
	Cloreto de bário (BaCl2 1,0 M)
	Espátula
	Cloreto de cromo III (CrCl3 0,5 M)
	Estante para tubos de ensaios
	Cromato de sódio ou potássio
	Pinça de madeira
	Dicromato de amônio,(NH4)2Cr2O7 P.A
	Pipetas de 10mL e 5mL
	Dicromato de sódio (Na2Cr2O7 0,5 M)
	Pissete
	Fosfato de sódio (Na3PO4 P.A)
	Triângulo de Porcelana
	hidróxido de amônio (NH4OH 1,0 M)
	Tripé
	Hidróxido de Sódio (NaOH 1,0 M)
	Tubo de ensaio
	Peróxido de hidrogênio (H2O2 a 30%)
	Vidro de relógio
	Peróxido de hidrogênio (H2O2 a 6%)
	
	Dicromato de potássio (K2CR2O7 0,5M)
Procedimento Experimental
ESTADO DE OXIDAÇÃO 6+
Em um tubo de ensaio colocar cerca de 4,0 mL de Cromato de sódio ou potássio colocar gotas de ácido sulfúrico e 5 ,0 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) P.A . Observar.
Em outro tubo de ensaio colocar cerca de 4,0 mL de dicromato de sódio e sobre este com cuidado colocar 3,0 mL de ácido sulfúrico concentrado (tomar cuidado quando adicionar o ácido ( reação violenta). Observar.
Colocar cerca de 5,0 mL de dicromato de potássio em um tubo de ensaio e sobre este colocar cerca de 2,0 mL de ácido sulfúrico concentrado(cuidado)e 5,0 mL de ácido clorídrico concentrado. Observar:
ESTADO DE OXIDAÇÃO 5+
Em um tubo de ensaio colocar cerca de 4,0 mL de cromato de sódio e 0,5 ml de soluçâo de NaOH. Adicionar pequena quantidade de peróxido de hidrogênio(H2O2) P.A. Deve ser formado um composto de cor vemelho-acastanhado.
ESTADO DE OXIDAÇÃO 3+
Em um cadinho colocar cerca de 2,0g dicromato de amônio, (NH4)2Cr2O7 levar ao aquecimento , tomar cuidado Pois o aquecimento leva ao desprendimento de nitrogênio e poeira, pode causar irritação.
REATIVIDADE
Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 5,0 mL de Cloreto de cromo III aquecer próximo a fervura e após um ligeiro resfriamento colocar ainda quente solução de hidróxido de amônio, até formação de um precipitado ,um excesso de hidróxido amônio solubiliza parte do precipitado.
Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 5,0 mL de cloreto de cromo III e sobre este acrescentar 4,0 mL de Hidróxido de sódio. Observar o que acontece.
Aproveitar o precipitado formado no item “B”e acrescente excesso de hidróxido de sódio . Observar a mudança de cor .
Usando o item “C” acidificar com HCl . Observar.
Em um tubo de ensaio colocar cerca de 1,0 g de Fosfato de sódio (dibásico) e solubilizar em água em seguida, colocar 5,0 mL de cloreto de cromo III dividir em duas partes Ä” e “B
Parte Ä” acrescentar ácido clorídrico concentrado.
Parte “B”acrescentar ácido acético.
Em um tubo de ensaio colocar cerca de 3,0 mL de cloreto de cromo III acrescentar hidróxido de sódio até total precipitação. Em seguida coloque Peróxido de hidrogênio (H2O2) a 6%. Observar o que acontece com a coloração.
Identificação de Cromo- Colocar em um tubo de ensaio cerca de 5,0 mL de cloreto de bário e sobre este colocar 4,0 mL de cromato de potássio. Observar.
Resultados e Discussão
Oobjetivoda aula foi alcançado. Foipossívela observação da destilação 
fracionada do etanol em seus diferentes estágios, possibilitando as análises necessárias e 
aplanando os conhecimentos a cerca das técnicas e teorias utilizadas
ESTADO DE OXIDAÇÃO 6+
Obtivemos uma coloração alaranjado e com aparecimento de bolhas subia rapidamente com uma reação endotérmico.
Obtivemos nessa reação muito violenta fumaça e com uma coloração vermelho e uma reação endotérmico. 
Obtivemos uma coloração alaranjado e com uma reação endotérmico.
ESTADO DE OXIDAÇÃO 5+
Obtivemos na reação a liberação de um gás, uma reação exotérmico com a coloração vermelho-acastanhado.
ESTADO DE OXIDAÇÃO 3+
Obtivemos um aquecimento e no cadinho a colocação da reação marrom e na borda um negro.
REATIVIDADE
Obtivemos um precipitado branco e com uma coloração verde .
Obtivemos que formação de um rápido precipitado verde.
Observamos que não voltou a se formar nem um precipitado.
Obteve-se uma solução de cor verde-azulada
Obteve –se uma cor verde intensa
Obteve –se um cor azulada 
Obteve-se uma coloração amarelo-esverdeada
O precipitado nessa reação é o cromato de bário, de coloração amarela.
6)Questionário
Descrever a solubilidade do Cromo metálico frente ao ácido clorídrico diluído ou concentrado e o ácido sulfúrico concentrado.
O ácido sulfúrico e solúvel em gua, não chega a se dissolver completamente devido à quantidade de água disponível.
O ácido clorídrico e uma reação exotérmica e solúvel em água e tem uma liberação de um gás.
Por que não foi realizado nenhum ensaio para o Cromo IV (Cr4+ ) e o Cromo II(Cr2+ ) ?
O Cr (II) apresenta caráter básico devido seu baixo estado de oxidação. O Cr (V) e Cr (VI) apresentam comportamento ácido nos estados de oxidação mais alto. E dependendo da substância com que reajam, o Cr (III) e Cr (IV) são anfóteros.
O Cr (II) e Cr (III) são os mais estáveis. Enquanto o Cr (IV) e Cr (V) são raros de se encontrar. 
Qual o estado de Oxidação mais estável para os compostos do Cromo?
A configuração eletrônica do Cr no estado fundamental é de d5s1, com orbitais semi preenchidos estáveis. 
Analisando essa configuração eletrônica pressupõe que formem compostos onde o metal se encontra nos estados de oxidação entre (+I) e (+VI).
Os íons nos estados (+II), (+III) e (+VI) são os metais importantes. O Cr (+II) é redutor, o (+III) é o mais estável e importante e o Cr(+VI) é fortemente oxidante.
Para cada estado de oxidação o cromo apresenta uma cor característica, quala cor característica para os estado de oxidação Cr0 Cr+3, Cr +5 , Cr +6.
As formas de oxidadação encontradas são: cromo (0), cromo (III) e cromo (VI). O estado trivalente do cromo é a forma mais estável, mas sob condições de redução. O cromo passivo, assim como o ácido sulfúrico e a água régia, sendo ambos a frio. Em solução aquosa, o cromo forma três tipos de íons; os cátions Cr2+ Cr3+, o ânion cromato e dicromato, onde o cromo tem o número de oxidação +6. 
O íon cromo (II) ou cromoso, Cr2+, é derivado do óxido de cromo (II). Estes íons formam soluções de cor azul e, por serem instáveis, são fortes agentes redutores – eles decompõem a água lentamente, com a formação de hidrogênio. O oxigênio atmosférico oxida-os facilmente em cromo (III). 
Os íons Cromo (II) são raros, por isto não serão objeto de estudo neste curso. Os íons cromo (III) ou crômicos, Cr3+, são estáveis e derivados do trióxido de cromo Cr2O3. Em solução, eles são verdes (o íon complexo [Cr(H2O)5Cl]
7) Conclusões
Com a realização deste experimento, pode-se concluir que o cromo possui vários estados de oxidação, sendo os mais comuns os NOX +VI, apesar do número limitado de compostos, e +III, que são os compostos mais importantes e mais estáveis. Este último é facilmente oxidado a Cr(+VI) em soluções básicas. 
O cromo, sendo um metal de transição que possui subnível d incompleto, é capaz de formar compostos coloridos, inclusive complexos. 
Possui caráter anfótero, pois é capaz de reagir tanto com ácidos quanto com álcalis, e altera facilmente seu estado de oxidação nestes casos. 
Bibliografia Consultada
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa/ J. D .Lee; tradução da 5 º edição inglesa/Henrique E. Toma, Koiti Araki, Reginaldo C. Rocha- São Paulo: Edgard Blucher, 1999. Páginas 360, 361, 362. 
EXPERIMENTO 02
PRÁTICA DO CÁDMIO
Objetivo
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do cádmio.
Fundamentos teoricos
O cádmio é um elemento químico do grupo 12 (metais de transição) que pertence ao quinto período da tabela periódica.
O cádmio apresenta uma configuração eletrônica d10s2 e geralmente forma íons M2+. Entretanto, muitos de seus compostos são covalentes em proporção elevada.
Pelo fato de seus íons possuírem camadas d completas, o cádmio não se comporta como um metal de transição típico. Apesar de serem divalentes, os íons têm poucas semelhanças com os elementos do Grupo 2. 
A maior parte do cádmio produzido é empregada para proteger o aço da corrosão, através do processo de formação de películas de cádmio por eletro posição. O cádmio é um ótimo absorvedor de nêutrons, sendo usado na confecção das barras de controle para reatores nucleares. Também é usado em baterias de Ni / Cd, empregadas em locomotivas a diesel, e nas pilhas recarregáveis de Ni / Cd, usadas em rádios e outros equipamentos eletrônicos. CdS é um pigmento amarelo e importante, mas caro; é usado em tintas.
Estado de oxidação
A espécie instável Cd22+ foi detectada em misturas Cd / CdCl2 ou Cd / CdCl2 / AlCl3.
O cádmio apresenta algumas poucas propriedades comuns aos elementos de transição típicos. Isso se deve à presença de um nível d completo, não disponível para a formação de ligações.
O cádmio não tem valência
Possui configuração eletrônica d10, o que impossibilita a ocorrência de transição d-d. Por causa disso, muitos dos compostos desses elementos são brancos. Contudo, alguns compostos de Hg(+II) e um número menor de compostos de Cd(+II) são intensamente coloridos, por causa da presença de transições de transferência de carga dos ligantes para o metal.
O cádmio é relativamente mole quando comparado aos demais metais de transição, provavelmente porque os elétrons d não participam das ligações.
Possui pontos de fusão e de ebulição muitos baixos.
O cádmio se apresenta como um sólido prateado que perde o brilho rapidamente quando exposto ao ar úmido. O metal se dissolve em ácidos não oxidantes diluídos liberando H2. Reage com ácidos oxidantes, como HNO3 e H2SO4 concentrados, formando sais e liberando uma mistura de óxidos de nitrogênio e de SO2, respectivamente.
Materiais e Reagentes
	Reagentes
	Materiais
	Bastão de vidro
	Ácido clorídrico concentrado (HCl P.A)
	Balança Eletrônica
	Ácido Nítrico concentrado (HNO3 P.A.)
	Béquer de 250 mL
	Ácido sulfúrico concentrado ( H2SO4 P.A)
	Bico de Bunsen
	Água Destilada (H2O)
	Espátula
	Cianeto de potássio (KCN 1,0 M)
	Estante para tubos de ensaios
	Ferrocianeto de potássio ( K4(Fe(CN)6( 0,25 M)
	Funil
	Hidróxido de amônio (NH4OH P.A)
	Pinça de madeira
	Hidróxido de Sódio (NaOH 1,0 M)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Sulfato de cádmio (CdSO4 à 10%)
	Pissete
	Tioacetamida (CH3CSNH2 0.5 M)
	Vidro de relógio
	Zinco em pó
	Tubo de ensaio
	
Procedimento Experimental
OBTENÇÃO DO CÁDMIO METÁLICO.
Em um becker de 250 mL adicionar 10 mL de sulfato de cádmio à 10%, e sobre este adicionar +/- 1,0 g de Zinco em pó, agitar com cuidado e vagarosamente com cuidado durante 2 minutos
Filtrar a solução acima separando o produto obtido.
Dissolver o produto obtido em ácido nítrico P.A, tomar cuidado com esta reação pode ser muito violenta. Obs: aguardar o fim da reação na capela.
Adicionar a solução acima 4,0 mL de solução de tioacetamida. Aquecer se necessário até formação de um precipitado.
CÁDMIO +2.
Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 3,0 mL de solução de cádmio +2 e sobre este colocar cerca de 4,0 mL de uma base forte, até precipitar por completo.
Testar a solubilidade do precipitado acima obtido com ácido clorídrico ou ácido sulfúrico.
Colocar em outro tubo de ensaio cerca 3,0 mL de solução de cádmio +2 (CdSO4), e sobre este acrescentar cerca 0,5 mL de hidróxido de amônio (conc).
Sobre o precipitado acima acrescentar excesso de hidróxido de amônio(conc). Observar .
Sobre a solução obtida acima acrescente 2,0 mL de KCN e depois adicione tioacetamida.
Em um tubo de ensaio colocar cerca de 3,0 mL de solução de Cd +2 (CdSO4), e junte 1,5 mL de ferrocianeto de potássio K4(Fe(CN)6(.
Resultados e Discussão
OBTENÇÃO DO CÁDMIO METÁLICO.
Ao adicionar zinco em pó, devido ao seu baixo potencial de redução comparada ao Cádmio, ocorreu uma reação de oxirredução simples troca, reduzindo o cátion a metal:
Zn0 +Cd2+ -> Zn2+ + Cd0 ↓
Após filtragem foi adicionado ácido nítrico que consume o metal completamente, reação exotérmica com liberação de gás castanho (azoto).
Cd0 ↓+4NHO3 + 2NO2 ↑ -> Cd(NO3)2 + 2H2O
 
 4. Em seguida adiciona-se tiocetamida, e continuou a liberar gás castanho e formando um precipitado.
CÁDMIO +2.
Foi adicionado uma base forte, até surgir o precipitado branco insolúvel.
Foi adicionado ácido clorídrico, até surgir um precitado de solução incolor e exotérmico formação de um gás.
Foi adicionado hidróxido de amônio e obtivemos um precipitado amarelo. A reação foi exotérmica
Foi adicionado excesso de amônio e obtivemos uma amostra amarelo não teve mudança.
Foi adicionado tioacetamida e obtivemos uma amostra amarelo no tom mais escuro
Foi adicionado ferrocianeto de potássio e obtivemo uma amostra amarelo claro.
Questionário
Qual o estado de oxidação mais estável para o cádmio ?
Seu estado de oxidação mais comum é o +2. Pode apresentar o estado de oxidação +1, mas que é muito instável.
Por que a maioria dos compostos de Cd são incolores ?
Seus sais são muito tóxicos e em solução são incolores. 
Como o cádmio pode ser usado ?
São encontradas naturalmente no ar, na água, no solo e nos alimentos. Para a maioria das pessoas, a comida é a principal fonte de exposição ao cádmio porque muitos alimentos tendem a absorve-lo e retê-lo. As plantas absorvem este elemento principalmente do solo e da água.
Por que a primeira energiade ionização do Cd é elevada ?
A segunda 16,908 energia de ionização é sempre maior que a primeira 8,9937. É a terceira energia de ionização é ainda maior 37,48.
Como podemos formar complexos com o Cd ?
O complexo de cádmio com o ligante 2- acetilpiridina-4- feniltiossemicarbazida foi preparado na proporção 2:1 do ligante em relação ao (Cd(CH3COO)2.2H2O), ambos dissolvidos em etanol.
O íon Cd(II) apresenta geometria de coordenação octaédrica distorcida imposta pela conformação do ligante, bem como pelas interações de hidrogênio que conectam duas unidades do complexo com formação de dímeros.
Conclusão:
Foi evidenciado através do experimento proposto, do grupo II cádmio ao reagirem com solução de tioacetamida em meio acidificado formam precipitado. Por ser um gás extremamente tóxico e apresentar alta volatilidade, este reagente foi adicionado às soluções a partir da decomposição da tioacetamida (NH3CSNH3), para efetivo impedimento de escape de gás para a atmosfera do laboratório.Pôde-se observar também que, os produtos de solubilidade dos sulfuretos deste grupo apresentam valores muito pequenos e são ultrapassados mesmo quando se encontram na presença de meio acidificado, exceto o HNO3 a quente, pois este último dissolve de forma significativa quando esta em meio aquecido. Para comprovação dos cátions, foram realizados testes de confirmação dos mesmos com os reagentes necessários. Cada reação apresentou cores características para a efetiva confirmação.
Referências Bibliográficas:
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, 5ª edição Editora Mestre Jou, São Paulo, São Paulo, 1891, Traduzido por Antônio Gimeno. 
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
EXPERIMENTO 03
PRÁTICA DA PRATA
Objetivo
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico da prata no seu estado de oxidação mais estável (I).
Fundamentos teóricos
A prata é um metal não abundante na crosta terrestre, apresenta elevadas condutividades elétricas e térmicas devido a sua estrutura de empacotamento cúbico compacto. Os halogenetos de prata são sensíveis à luz, sendo amplamente usados em fotografia. A prata (66Ag) é um metal de transição do Grupo 11 (família I B), de configuração eletrônica:[Kr] 5s14d10 e Nox máximo = III, sendo o seu nox mais estável o Nox=1. A prata é menos reativa que os metais alcalino, pois a fraca blindagem do subnível d completo diminui a sua eletropositividade. O AgNO3 é solúvel em água, já os sais: AgNO2, AgSO4 e CH3COOAg são menos solúveis, enquanto os demais sais são insolúveis. O íon Ag+ produz complexos, especialmente os complexos dicoordenados lineares e solúveis.
Materiais e Reagentes
	Materiais
	Reagentes
	Estante para tubos de ensaios
	Água Destilada (H2O)
	Pinça de madeira
	Brometo de sódio ou potássio (KBr -1,0 M)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Carbonato de de sódio. (Na2CO3 5%)
	Pissete
	Cianeto de potássio (KCN 1,0 M)
	Tubos de ensaio
	Cloreto de sódio (NaCl 1,0 M)
	Vidro de relógio
	Hidróxido de amônio (NH4OH 1,0 M)
	Bastão de vidro
	Hidróxido de Sódio (NaOH 50% )
	
	Iodo ( 0,1 M)
	
	Nitrato de prata (AgNO3 0,5 M)
	
	Sulfato de sódio (Na2SO4 1,0 M)
	
	Tioacetamida (CH3CSNH2 0,5 M)
	
	Tiossulfato de sódio (Na2S2O3 0,5 M)
Procedimento Experimental
Óxido de prata.
Em um tubo de ensaio colocar pequeno volume (1ml ) de nitrato de prata e sobre este colocar a metade do volume de solução de soda caustica ( NAOH 50%). Obs. Colocar a soda aos poucos e observar.
Solubilidade.
Testar a solubilidade do produto acima formado com 1,0 mL de água e 2,0 mL de NH4OH (conc).
Sulfetos.
Medir aproximadamente 1,0 mL de nitrato de prata e sobre este coloque 1,0 mL de tioacetamida, se necessário aquecer. Testar a solubilidade do sulfeto acima obtido em água.
Haletos de prata.
Em três tubos de ensaio colocar cerca 1,0 mL de nitrato de prata e ao primeiro acrescentar cerca de 0,5 mL de cloreto de sódio ao segundo tubo colocar 0,5 mL de solução de brometo de sódio e último tubo colocar 0,5 mL de solução de iodo..
Sulfato de prata.
Sobre pequeno volume (2ml) de nitrato de prata colocar cerca de 0,5 a 1,0 mL de sulfato de sódio. Testar a solubilidade em água.
Carbonato de prata.
Sobre 2ml de nitrato de prata em solução colocar 0,5 ml de carbonato de sódio em solução.
Complexo de prata.
Em três tubos de ensaio colocar cerca de 2,0 mL de nitrato de prata e ao primeiro colocar 0,5 a 1,0 mL de NH4OH e ao segundo colocar 1,0 mL de tiossulfato de sódio e ao último tubo colocar 0,5 à 1,0 mL de cianeto de sódio ou potássio. Ao último todo acrescentar excesso de cianeto para concluir o complexo.
Resultados e Discussão
Óxido de prata.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ + 2NaNO3 + H2O
Precipitado marrom Ag2O Óxido de prata
Solubilidade.
Uma suspensão bem lavada do precipitado apresenta uma reação ligeiramente alcalina, devido ou equilíbrio da hidrólise:
Ag2O↓ + H2O ↔ 2Ag(OH)2 ↔ 2Ag+ + OH-
O precipitado é insolúvel em excesso de reagente. O precipitado dissolve-se em solução de amônia e em ácido nítrico.
Sulfetos.
Precipitado preto de Sulfeto de prata.
Ag+ + S2- → Ag2S↓
Haletos de prata.
- Cloreto de sódio
Precipitado branco de Cloreto de Prata
Ag+ + Cl- → AgCl↓
- Brometo de sódio
Precipitado floculento, amarlo-pálido de Brometo de Prata
Ag+ + Br - → AgBr↓
- Iodo 
Precipitado amarelo de iodeto de prata
Ag+ + I - → AgI↓
Carbonato de prata.
Precipitado branco amarelado de Carbonato de Prata
2Ag+ + CO3-2 → Ag2CO3↓
Complexo de prata.
NH4OH – Precipitado marrom de óxido de prata
2Ag+ + 2NH3 + H2O → Ag2O↓ + 2NH4+
A reação atinge um equilibrio e, portanto, a precipitação é incompleta em qualquer estágio.(Se o nitrato de amônio estiver presente na solução ou se a solução estiver fortemente ácida, não ocorrerá a precipitação). O precipitado dissolve-se em excesso de reagente, formando íons complexos diaminiargenato:
Ag2O↓ + 4NH3 + H2O → 2[ Ag(NH3)2]+ + 2OH-
TIOSSULFATO DE SÓDIO – Precipitado branco de tiossulfato de prata
2Ag+ + S2O32- → Ag2S2O3↓
Inicialmente, não ocorre precipitação, complexo solúvel ditiossulfatoargentato:
2Ag+ + S2O32- → [ Ag(S2O3)2]-3
CIANETO DE SÓDIO – Precipitado branco de cianeto de prata
Ag+ + CN- → AgCN↓
Quando o cianeto de potássio é adicionado em excesso, o precipitado dissolve-se devido a formação dos íons dicianoargentato.
Questionário
Colocar em ordem crescente de solubilidade dos haletos de prata obtidos ?
A solubilidade do sal de prata decai com o peso do halogeneto AgBr↓ AgCl↓ AgI↓
Quais são os estados de oxidação que a prata pode apresentar? Qual o estado de oxidação mais comum?
A prata em solução forma íons monovalentes incolores. Os compostos de prata (II) nãp são estáveis, mas desempenham uma função importante nos processos de óxido-redução catalisados pela prata.
Por que a prata apresenta um menor tamanho quando comparado com os elementos dos grupos anteriores?
A prata difere dos elementos do Grupo 1 por ter um penúltimo nível contendo 10 elétrons d. Os elétrons d propiciam uma fraca blindagem, fazendo com que o tamanho dos átomos dos elementos do Grupo 11 seja bem menor. Consequentemente, a prata é mais densa e dura, tem energia de ionização maior e forma compostos mais covalentes.
Por que a prata é menos reativa quando comparada com os metais do grupo I?
A prata tem um elétron s externo, além de um nível d completo. Apresenta estrutura cristalina cúbica de empacotamento compacto. Conduz bem a eletricidade e o calor, e tende a ser pouco reativa. O íon simples que pode ser encontrado em solução (além de íons complexos) é Ag2+.
Conclusão
A prata é um elemento químico do grupo 11 (metais de transição) que pertence ao quinto período da tabela periódica. Tem um elétron s externo, além de um nível d completo. Apresenta estruturacristalina cúbica de empacotamento compacto. Conduz bem a eletricidade e o calor, e tende a ser pouco reativa. O íon simples que pode ser encontrado em solução (além de íons complexos) é Ag2+.
A prata pertence ao grupo I dos cátions e como característica desse grupo formam precipitados com ácido clorídrico diluído.
Referências Bibliográficas
Russel, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004.
Vogel, Arthur Israel, 1905-Química Analítica Qualitativa / Arthur I.     Vogel ; [tradução por Antonio Gimeno da] 5. ed.  rev. por G. Svehla.- São Paulo : Mestre Jou, 1981 .
Mahan, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed.  São Paulo: Edgard Blücher, 2003.
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
EXPERIMENTO 04
PRÁTICA DO FERRO III E II
Objetivo 
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do ferro nos seus estados de oxidação II e III.
Fundamento Teórico
O ferro em seu estado quimicamente puro é um metal cinza prateado. Ë um metal tenaz e dúctil, possui ponto de fusão a 1535 ºC, raramente é comercializado puro, contém pequenas quantidades de carbureto, silicieto, fosfeto e sulfeto de ferro e um pouco de grafite. O Ferro (26Fe) é um metal de transição do Grupo 8 (família VIII B), de configuração eletrônica:[Ar] 4s23d6, seu Nox mais estável é o +2, podendo ter Nox máximo= VI, o qual é raro. O ácido clorídrico diluído ou concentrado e o ácido sulfúrico diluído o dissolvem, formando sais de ferro(II) e liberando hidrogênio. Os íons Fe2+ e Fe3+ produzem complexos, especialmente os complexos hexacoordenados octaédricos.
Materiais e Reagentes 
	Materiais
	Reagentes
	Balança Eletrônica
	Ácido Sulfúrico concentrado
	Bastão de vidro
	Água Destilada (H2O)
	Béquer de 250 mL
	Carbonato de sódio. (Na2CO3 a 5% )
	Bico de Bunsen
	Cloreto de Ferro III (FeCl3 1,0 M)
	Cadinho de Porcelana
	Ferricianeto de Potássio ( K3(Fe(CN)6( 0,25 M)
	Espátula
	Ferrocianeto de Potássio ( K4(Fe(CN)6( 0,25 M)
	Estante para tubos de ensaios
	Hidróxido de Sódio (NaOH 6,0 M)
	Pinça de madeira
	Iodeto de potássio (KI -1,0 M)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Peróxido de hidrogênio (H2O2 P.A)
	Pissete
	Sulfato de Ferro II (FeSO4 1,0 M)
	Triângulo de Porcelana
	Sulfato de Ferro II hepta hidratado (FeSO4 .7H2O P.A.)
	Tripé
	Tiocianato de Potássio ( KSCN 1,0 M)
	Tubo de ensaio
	-
Procedimento Experimental 
Compostos do Ferro III.
Óxidos de Ferro III.
Colocar dentro de um cadinho aproximadamente 2,0 g de sulfato de ferro II ( FeSO4.7H2O ) e calcinar durante 10 minutos . Verificar a mudança de cor e estrutura física.
Haleto de Ferro III
Dentro de um tubo de ensaio colocar pequeno volume (2ml ) de uma solução de ferro III e sobre este coloque também pequeno volume (0,5ml ) de KI .Observar o desenvolvimento da cor oriunda da reação de redução do ferro III. 
Oxidação do Ferro II a III.
Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 2,0 mL de uma solução a 1 Molar de sulfato de ferro II e sobre este, colocar 0,5 mL de ácido sulfúrico concentrado e 0,5 mL de peróxido de hidrogênio. Observar o que acontece.
Reações de identidade do ferro III.
Dentro de um tubo de ensaio colocar aproximadamente 2,0 mL de cloreto férrico ( FeCl3 ) e sobre este colocar 0,5 mL de ferrocianeto de potássio ( K4(Fe(CN)6(. Deve desenvolver uma coloração azul característica da presença de ferro III.
Dentro de outro tubo de ensaio colocar 2,0 mL de cloreto férrico ( FeCl3 ) e sobre este coloque 0,5 mL de tiocianato de potássio 1 Molar . Coloração vermelha e característica para ferro III.
Compostos de ferro II.
Hidróxido de ferro II
Medir aproximadamente 2,0 mL de uma solução a 1 Molar de sulfato de ferro II e sobre este colocar 1,0 mL de soda caustica concentrado. Observar o que acontece.
Sulfato de Ferro II.
Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 2,0 g de sulfato de ferro II hepta hidratado, levar ao aquecimento durante 2 minutos . Observar o que acontece.
Carbonato de ferro II.
Medir para dentro de um tubo de ensaio 2,0 mL de sol de sulfato de ferro II e sobre este colocar 0,5 mL de sol a 5% de carbonato de sódio. Verificar a evolução do precipitado.
Identidade do Ferro II.
Dentro de um tubo de ensaio colocar aproximadamente 2,0 mL de sulfato de ferro II e sobre este pequeno volume (0,5ml) de ferricianeto de potássio ( K3(Fe(CN)6( . Deve desenvolver uma coloração azul.	
Resultados e Discussões
Compostos do Ferro III.
Óxidos de Ferro III.
Colocamos no cadinho sulfato de ferro II e calcinamos durante 10 minutos, ocorreu a formação de óxido férrico, mudança de cor verde claro para ferrugem.
Verde claro 2’ amarelo 10’ ferrugem.
2 FeSO4 FeSO3 + SO3 + SO2
Haleto de Ferro III
Em um tubo de ensaio, colocamos um pequeno volume de solução de ferro III e também um pequeno volume de KI , ocorreu a mudança de cor de amarelo claro para castanho.
2 Fe³ + 2e 2 Fe²
2 I I2 + 2e
2 FeCl3 + 2KI 2 FeCl2 + 2KCl + I2
Oxidação do Ferro II a III.
Colocamos em um tubo de ensaio uma solução de sulfato de ferro II e adicionamos ácido sulfúrico PA e também adicionamos peróxido de hidrogênio, a reação foi exotérmica, com liberação de gás e mudança de cor turva para límpida.
FeSO4 + H2SO4 + H2O2 Fe(SO4)3 + 2H2O
Reações de identidade do ferro III.
Adicionamos cloreto férrico a um tubo de ensaio e solocamos ferrocianeto de potássio, ocorreu uma coloração azul característica da presença de ferro III.
FeCl3 + K4Fe(CN)6 K3Fe(CN)6 + FeCl2 + KCl
Dentro de outro tubo de ensaio colocamos cloreto férrico e sobre este, tiocianato de potássio, obteve-se uma coloração vermelho sangue que é característico para ferro III (Ferrocianeto III).
FeCl3 + K2S2O3 FeS2O3 + 2KCl + Cl2
Compostos de ferro II.
Hidróxido de ferro II
Ao adicionar soda caustica a uma solução de sulfato de ferro II, formou um precipitado cinza azulado de Hidroxido de ferro II.
FeSO4 + NaOH Fe(OH)2 + Na2SO4
Sulfato de Ferro II.
Colocamos em um tubo de ensaio sulfato de ferro II hepta hidratado e levamos ao aquecimento durante 2 minutos. Com o aquecimento, o sulfato de ferro II que era verde claro ficou branco, com desprendimento de vapores.
FeSO4 . 7 H2O Feº + H2O(vapor)
Carbonato de ferro II.
Adicionamos a um tubo de ensaio uma de solução de sulfato de ferro II e sobre este colocamos uma solução a 5% de carbonato de sódio. Ocorreu a formação de precipitado verde azulado de carbonato de ferro II.
FeSO4 + Na2CO3 FeCO3 + Na2SO4
Identidade do Ferro II.
Colocamos aproximadamente 2,0 mL de sulfato de ferro II e sobre este, adicionamos um pequeno volume de ferrocianeto de potássio. Formou-se um precipitado azul da Prússia de Hexacianoferrato de ferro (III),.
3 FeSO4 + 2 K3(Fe(CN)6) Fe3[Fe(CN)6]2 + 3 K2SO4
Questionário 
Quais são os estados de oxidação do ferro mais comum ?
Os estados de oxidação mais comuns são o +2 e +3.
Comentar sobre o estado mais alto de oxidação para o ferro ? 
Ferro +3, em virtude deste comportamento é um agente redutor forte, forma complexos quelatos ou por associação de íons, e são facilmente identificados por formar soluções coloridas.
Como as propriedades básicas podem variar com o número de oxidação do ferro?
É encontrado na natureza fazendo parte da composição de diversos minerais, entre eles muitos óxidos, como o FeO (óxido de ferro II, ou óxido ferroso) ou como Fe2O3 (óxido de ferro III,ou óxido férrico). Os números que acompanham o íon ferro dizem respeito aos estados de oxidação apresentados pelo ferro, que são +2 e +3, e é raramente encontrado livre. 
Para obter-se ferro no estado elementar, os óxidos são reduzidos com carbono, e imediatamente são submetidos a um processo de refinação para retirar as impurezas presentes. É o elemento mais pesado que se produz exotermicamente por fusão, e o mais leve produzido por fissão, devido ao fato de seu núcleo ter a mais alta energia de ligação por nucleon, que é a energia necessária para separar do núcleo um nêutron ou um próton. Portanto, o núcleo mais estável é o do ferro-56.
Apresenta diferentes formas estruturais dependendo da temperatura: 
Ferro α: É o que se encontra na temperatura ambiente, até os 788 °C. O sistema cristalino é uma rede cúbica centrada no corpo e é ferromagnético. 
Ferro β: 788 - 910 °C. Tem o mesmo sistema cristalino que o α, porém a temperatura de Curie é de 770°C, e passa a ser paramagnético. 
ferro γ: 910-1400°C; apresenta uma rede cúbica centrada nas faces.
Ferro δ: 1400 - 1539 °C; volta a apresentar uma rede cúbica centrada no corpo.mm
 
 Conclusões 
Com esta prática pode-se observar o desenvolvimento da cor oriunda da reação de redução do ferro III, oxidação do ferro II a ferro III e suas estruturas físicas. Os estados de oxidação mais comuns são +2 e +3. O estado +2 é o mais estável e existe em soluções aquosas. O estado +3 é ligeiramente oxidante, mas a diferença de estabilidade entre o estado +2 e o +3 é bem menos acentuada que a diferença de estabilidade que se observa em outros grupos. Os óxidos de ferro mais conhecidos são o óxido de ferro II, FeO, o óxido de ferro III, Fe2O3, e o óxido misto Fe3O4. Forma numerosa sais e complexos com estes mesmos estados de oxidação. O hexacianoferrato II de ferro III, usado em pinturas, é conhecido como azul da Prússia ou azul de Turnbull. São conhecidos compostos de ferro com estados de oxidação +4, +5 e +6, porém são pouco comuns.
 
 Bibliografia Consultada 
Disponível em: <http://teses.ufrj.br/COPPE_M/MilenaGouveiaOliveiraDeSouza.pdf>; Acesso em 06 jun 2017
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
WEILER, O.A., “Química Inorgânica”, vol. II, Ed. Edgard Blücher LTDA, São Paulo-SP, 1973.
V. Alexéev, “Química Qualitativa”, Ed. Lopes da Silva Porto, 1982.
EXPERIMENTO 05
PRÁTICA DO COBRE
Objetivo
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do cobre, nos seus estados de oxidação I e II. 
Fundamento Teórico
O elemento de transição cobre é um metal de coloração vermelha discretamente amarelada, com um brilho levemente opaco de aspecto agradável, está localizado no grupo I-B da tabela periódica, possui número atômico 29, massa atômica 63,55 g mol-, ponto de fusão de 1038°C, ponto de ebulição 2927ºC, é um metal macio, maleável e dúctil. O símbolo químico do metal é Cu. É encontrado na natureza na forma de calcopirita CuFeS2, principalmente, existem outros, porém este apresenta um teor mais alto do metal, além de ser um dos metais que podem ser encontrados em estado elementar.
Em contato com ar atmosférico por tempo prolongado o cobre sofre oxidação formando em sua superfície uma película tóxica oriunda de uma mistura de óxidos, hidróxidos e carbonatos, de cor verde comumente chamada de azinhavre. 
Quimicamente falando do cobre, ele forma diversos compostos sendo o principal o sulfato de cobre CuSO4· 5H2O,  utilizado como algicida e agente conferidor de coloração azul para água de piscinas, esse sal em estado anidro é de coloração branca, porém, em contato com o ar da atmosfera absorve a água e adquire coloração por ser higroscópico.
A purificação do metal pode ocorrer de duas formas através do aquecimento dos minérios em que ele se encontra ou ainda após o aquecimento, passar por eletrólise para a obtenção de um maior grau de pureza. O cobre apresenta dois estados de oxidação Cu+ e Cu+2.
Materiais e Reagentes
	Materiais
	Reagentes
	Balança Eletrônica
	Ácido Nítrico (HNO3 P.A)
	Bastão de vidro
	Ácido Nítrico (HNO3 1M)
	Béquer de 250 mL
	Ácido Sulfúrico (H2SO4 P.A)
	Bico de Bunsen
	Ácido Sulfúrico (H2SO4 2 M)
	Cadinho de Porcelana
	Água Destilada (H2O)
	Espátula
	Carbonato de Cobre (CuCO3 P.A)
	Estante para tubos de ensaios
	Cobre Metálico
	Pinça de madeira
	Hidróxido de Amônio (NH4OH 1M)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Hidróxido de Sódio (NaOH 50% )
	Pissete
	Iodeto de potássio (KI 1,0 M)
	Triângulo de Porcelana
	Nitrato de Cobre (CuNO3 P.A)
	Tripé
	Óxido de Cobre (CuO PA)
	Tubo de ensaio
	Sulfato de Cobre II (CuSO4 1M)
	Vidro de relógio
	Sulfato de Cobre II penta hidratado
	
	Tioacetamida (CH3CSNH2 0,5 M)
Procedimento Experimental
Reatividade do Cobre sobre ácidos oxidantes.
Dentro de três tubos de ensaio colocar pequeno pedaço de cobre metálico e ao primeiro com muito cuidado coloque 2,0 mL de ácido sulfúrico concentrado. Observar.
 Ao segundo coloque 2,0 mL de ácido nítrico concentrado, cuidado pois esta reação é violenta. Observar.
 Ao terceiro colocar 2,0 mL de ácido nítrico diluído. Cuidado, observar.
Oxido de Cobre.
A-	Coloque dentro de um tubo de ensaio cerca de 1,0 g de óxido de cobre e sobre este coloque cerca de 4,0 mL de sol de ácido sulfúrico 2 Molar. Aguardar em repouso por alguns minutos . Observar.
Haletos de Cobre.
A-	Medir 2,0 mL de uma solução de sulfato de cobre e sobre este colocar +/-0,5 mL de KI . Observar se há mudança brusca de cor .
Formação de Cobre II.(óxido).
Dentro de um cadinho colocar 1,0 g de carbonato de cobre calcinar durante 2 minutos. Guardar o produto obtido
Dentro de um cadinho colocar nitrato de cobre e calcinar durante 2 minutos. Observar.
Ao produto obtido no processo acima (A) colocar pequeno volume de ácido sulfúrico 2 Molar e observar o que acontece com a cor.
Hidróxido de Cobre II.
Medir aproximadamente 2,0 mL de sulfato de cobre e sobre este coloque 1,5 mL de hidróxido de sódio concentrado. 
Colocar excesso de soda caustica concentrado sobre o produto obtido acima, verificar se o precipitado foi solúvel.
Sulfeto de Cobre II.
Sobre uma solução de sulfato de cobre II colocar 0,5 a 1,0 mL de tioacetamida e gts de ácido sulfúrico, se necessário aquecer verificar o precipitado formado.
Hidratação do sulfato de cobre.
Dentro de um tubo de ensaio colocar 0,5 g de sulfato de cobre hidratado (CuSO4.5H2O) aquecer até perder completamente a cor azul.
Dissolver o produto obtido acima em pequeno volume de água e sobre este coloque pequeno volume de hidróxido de amônio.
Resultados e Discussão
Na análise qualitativa esse elemento pode ser identificado facilmente, com a adição de solução de hidróxido de sódio formando um precipitado gelatinoso de cor azul intensa, é importante também salientar que para análise qualitativa somente Cu+2, tem importância. O metal pertence ao segundo grupo de cátions, e apresenta um potencial de eletrodo padrão positivo de 0,34 Volts, o que impossibilita que sofra ataque de ácidos diluídos (HNO3, H2SO4 e HCl), porém é atacado  e dissolve-se em água- régia, além de se dissolver com facilidade em  H2SO4 concentrado a quente.:
Além de formar os compostos acima mostrados através das reações, forma também compostos de coordenação, ou seja, forma íons complexos com amônio e com a água tais como:
Tetraaminocuprato(II): [Cu(NH3)4]+2
Tetraaquocuprato(II): [Cu(H2O)4]+2 (este complexo é resultado da hidratação do íon cobre, e responsável pela coloração azul intensa da solução.)
Questionário
Como podemos comparar a energia de ionização para o cobre se comparado com outros grupos? 
A alta energiade ionização diminui a reatividade
Comentar sobre o desproporcionamento do cobre (I) em água.
Era de se esperar que o estado de oxidação (+1) fosse mais estável e comum devido à estabilidade resultante preenchimento completo do nível d10. Mas não é o caso. Embora Ag+ seja estável mais o Cu+ e Au+ sofrem desproporcionamento em água. Assim o íon Cu+ existe em solução aquosa durante fração de tempo inferior a um segundo o Au+ virtualmente inexiste em solução aquosa. Os únicos compostos de Cu+ e Au+ estáveis frente à água são insolúveis ou complexos entre eles estão CuCl, CuCN e CuSCN.
Por que o cobre quando comparado com os elementos do grupo I é dito como pouco reativo ?
Todos os elementos do grupo 1 apresentam mais diferenças do que semelhanças em suas propriedades. Conduzem particularmente bem a eletricidade e o calor, e tendem a ser pouco reativos. Quando comparamos vários metais, o que possui maior tendência de doar elétrons é o mais reativo.
Colocar em ordem de reatividade crescente os seguintes elementos já estudados Cu, Ag, Cd ?
Cu < Ag < Cd
Conclusões
Com este experimento vimos na prática como se comporta os ligantes e o próprio complexo em altas temperaturas, como os ligantes interferem nas caracteristicas do composto e como este é formado.
Bibliografia Consultada
Russel, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004.
Vogel, Arthur Israel, 1905-Química Analítica Qualitativa / Arthur I.     Vogel ; [tradução por Antonio Gimeno da] 5. ed.  rev. por G. Svehla.- São Paulo : Mestre Jou, 1981 .
Mahan, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed.  São Paulo: Edgard Blücher, 2003.
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
Disponivel em: <http://www.ulbra.br/mineralogia/colecao/cobre_nativo.htm>; Acesso em 04 mai 2017
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Ordem de reatividade dos metais"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm>. Acesso em 04 de maio de 2017.
EXPERIMENTO 06
PRÁTICA DO ZINCO
Objetivo
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do zinco. 
Fundamentos teóricos
O Zinco (30Zn) é um metal de transição do Grupo 12 (família II B), de configuração eletrônica:[Ar] 4s23d10 e Nox fixo= II, pois os elétrons do subnível 3d não participam e suas reações químicas. O zinco é um metal cinza metálico, com brilho forte, que, entretanto, esvanece gradualmente ao ar úmido como conseqüência da oxidação superficial. Esta oxidação é uma camada delgada protetora de óxido de zinco e carbonato básico. Quando aquecido ao ar, queima com chama brilhante formando óxido de zinco.
O metal puro dissolve-se muito lentamente em ácidos e em álcalis, se dissolve facilmente em ácido clorídrico diluído e em ácido sulfúrico diluído, com liberação de hidrogênio. Quando a dissolução é feita com ácido nítrico muito diluído, não há desprendimento de gás. Aumentando a concentração de ácido nítrico, são formados os óxidos de dinitrogênio (N2O) e de nitrogênio (NO). O zinco forma somente uma série de sais; estes contêm o cátion Zn2+, derivado do óxido de zinco, ZnO.
Materiais e Reagentes
	Materiais
	Reagentes
	Balança Eletrônica
	Ácido Clorídrico (HCl 1M)
	Bastão de vidro
	Ácido Nítrico (HNO3 1M)
	Espátula
	Ácido Sulfúrico (H2SO4 2 M)
	Estante para tubos de ensaios
	Água Destilada (H2O)
	Pinça de madeira
	Cloreto de Zinco (ZnCl2 1M)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Ferricianeto de Potássio
	Pissete
	Ferrocianeto de Potássio
	Tubo de ensaio
	Hidróxido de Amônio (P.A)
	Vidro de relógio
	Hidróxido de Sódio (NaOH 1,0 M )
	
	Hidróxido de Potássio (KOH 1,0 M)
	
	Óxido de Zinco (P.A)
	
	Sulfato de Cobre II (CuSO4 1M)
	
	Zinco em Pó
Procedimento Experimental
Reatividade do zinco frente a ação dos ácidos
Em três tubos de ensaio colocar cerca de 0,5 g de zinco em pó e ao primeiro tubo colocar aproximadamente 1,0 mL de ácido clorídrico 1 M, ao segundo colocar 1,0 mL de ácido sulfúrico 2 molar e ao terceiro acrescente 1,0 mL de ácido nítrico 1M.
Óxido de zinco.
Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 0,5 g de óxido de zinco e sobre este coloque 4,0 mL de água destilada. Observar.
Colocar dentro de dois tubos de ensaio aproximadamente 0,5 g de óxido de zinco ao primeiro coloque cerca de 2,0 mL de ácido sulfúrico 2,0 Molar e ao segundo 2,0 mL de ácido nítrico diluído. Observar
Aos produtos obtidos no item B verifique a solubilidade em água destes compostos.
Repetir o procedimento do item B substituindo os ácidos por hidróxido de sódio e hidróxido de potássio.
Compostos de zinco II
Dentro de um tubo colocar aproximadamente 2,0 ml cloreto de zinco e sobre este coloque 2,0 mL de hidróxido de sódio(6 mol) ou o quanto for necessário até formar um precipitado gelatinoso. Observar.
Ao composto formado acima coloque excesso de hidróxido de sódio. Observar se o precipitado formado se dissolve
Coloque dentro do tubo 2,0g de zinco metálico e sobre este 2,0 mL de sulfato de cobre. Deixar em repouso por dez minutos.
Medir 2,0 mL de sol de zinco II (ZnCl2) e colocar sobre este cerca de 2,0 mL de ferrocianeto de potássio K4(Fe(CN)6( e a outro tubo 2,0 mL de ferricianeto de potássio K3(Fe(CN)6( mais 2,0 mL de sol de zinco II.
Formação de complexos de Zinco.
Medir +/- 2,0 mL de solução de zinco II (ZnCl2) e sobre este coloque 2,0 mL de hidróxido de amônio até precipitação total em seguida acrescente excesso até que todo o precipitado seja solúvel.
Zinco II em presença de H2S
Medir 2,0 mL de Zinco II e acrescente gts de solução de NaOH e coloque 3,0 mL de tioacetamida, aquecer se for necessário até a formação de um precipitado branco de sulfeto de zinco.
Dividir o precipitado em dois tubos ao primeiro coloque pequeno volume de ácido acético concentrado e ao segundo grande volume de ácido acético concentrado. Observar o que acontece.
Resultados e Discussões
Reatividade do zinco frente a ação dos ácidos
Reação exotérmica e despendimento de gás para os três ácidos diluídos
Zn + H+ → Zn+2 + H2↑
Óxido de zinco.
Solução branca leitosa. Insolúvel em água.
O zinco pertence ao grupo III dos cátions. O óxido de zinco é classificado como óxido anfótero pois pode se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido. Só reagirá com outra substância de caráter químico pronunciado: ou ácido forte ou base forte. Em geral são, sólidos, moleculares ,insolúveis em água e formados por metais ou semimetais.
H2SO4 (2,0 Molar) – Não ocorreu a solubilização completa. Só reagirá com outra substância de caráter químico pronunciado: ou ácido forte ou base forte.
HNO3 diluído - Solução branca leitosa. Insolúvel em HNO3 diluído.
Todos são insolúveis em água. Uma vez que o óxido de Zinco só reagirá com outra substância de caráter químico pronunciado: ou ácido forte ou base forte. Em geral são, sólidos, moleculares ,insolúveis em água.
Todos são solúveis. Uma vez que o óxido de Zinco só reagirá com outra substância de caráter químico pronunciado: ou ácido forte ou base forte. Utilizados bases concentradas.
Compostos de zinco II
Precipitado branco gelatinoso de hidróxido de Zinco.
Zn+2 +2OH- ↔ Zn(OH)2↓
Precipitado branco gelatinoso de hidróxido de Zinco é solúvel em excesso do reagente.
 Zn(OH)2↓ + 2OH- ↔ [Zn(OH)4]-2
Após 10 minutos ocorreu despendimento de gás com aquecimento da solução.
O metal puro dissolve-se muito lentamente em ácidos e álcalis; a presença de impurezas ou contato com platina ou cobre, produzida por adição das soluções dos sais destes metais, acelera a reação devido à diferença de potencialdos metais.
Formação de precipitado branco de composição variável.
3Zn+2 + 2K+ +2[Fe(CN)6]-4 → k2Zn3[Fe(CN)62
Formação de complexos de Zinco.
Precipitado branco de hidróxido de zinco, facilmente solúvel em excesso de reagente e em soluções de sais de amônio devido à produção de tetraminozincato II.
Zn+2 + 2NH3 + H2O ↔ Zn(OH)2↓ +2NH4
Zn(OH)2↓ + 4NH3 ↔ [Zn(NH3)4]+2 + 2OH-
Zinco II em presença de H2S
Precipitado branco gelatinoso de hidróxido de Zinco
Zn+2 + 2OH- ↔ Zn(OH)2↓
Zn+2 + OH- + CH3CSNH2 → CH3CO2- + NH3+ ZnS↓ + H2O
Não houve dissolução do precipitado.
Questionário
Como são as propriedades básicas do zinco ?
O zinco exibe algumas poucas propriedades associadas aos elementos de transição típicos. O motivo disso é a presença de um nível d completo, não disponível para a formação de ligações.
Zn não tem valência.
Tem configuração eletrônica d10, não sendo possível a ocorrência de transição d-d. Por isso, muitos dos compostos desses elementos são brancos.
O metal é relativamente mole quando comparado aos demais metais de transição, provavelmente porque os elétrons d não participam das ligações.
Os pontos de fusão e de ebulição são muitos baixos.
O zinco se apresenta como um sólido prateado que rapidamente perde o brilho quando exposto ao ar úmido. O zinco se dissolve em ácidos não oxidantes diluídos liberando H2. Reage com ácidos oxidantes, como HNO3 e H2SO4 concentrados, formando sais e liberando uma mistura de óxidos de nitrogênio e de SO2, respectivamente.
Porque o zinco forma sais incolores ?
Alguns dos compostos dos metais de transição são incolores, tais como os compostos formados pelo zinco, já que nesses compostos, não é possível promover os elétrons de um nível d para outro. O Zn2+ possui configuração d10 logo o orbital está completo.
Quem é mais reativo Hg, Zn ou Cd? Colocar em ordem crescente de reatividade?
O mais reativo é o Zn, pois é o elemento mais eletropositivo. 
Hg <Cd< Zn.
Conclusão
O zinco é um elemento químico do grupo 12 (metais de transição) que pertence ao quarto período da tabela periódica. Apresenta uma configuração eletrônica d10s2, formando geralmente íons M2+. Contudo, muitos de seus compostos são covalentes em proporção elevada.
Como os íons de zinco têm camadas d completas, ele não se comporta como se fosse metal de transição típico. Embora os íons sejam divalentes, eles têm poucas semelhanças com os elementos do Grupo 2. Assim, o zinco mostra algumas semelhanças com o magnésio. Porém, é mais denso e menos reativo, por ter um raio menor e uma carga nuclear maior. O zinco também tem uma maior tendência a formar compostos covalentes. O zinco pertence ao grupo de cátions III e como característica desse grupo não reagem como ácido clorídrico nem ácido sulfúrico em meio ácido mineral diluído. Todavia formam precipitados com sulfeto de amônio em meio neutro ou amoniacal.
Referências Bibliográficas
Vogel, Arthur Israel, 1905-Química Analítica Qualitativa / Arthur I.     Vogel ; [tradução por Antonio Gimeno da] 5. ed.  rev. por G. Svehla.- São Paulo : Mestre Jou, 1981 .
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
EXPERIMENTO 07
PRÁTICA DO COBALTO
Objetivo
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do cobalto nos seus principais estados de oxidação.
Fundamento Teórico
O Cobalto é um metal de transição do Grupo 9 (família VIII B), ele apresenta dureza acentuada e é quebradiço, apresenta cor cinza-aço se assemelhando ao ferro, possui número atômico 27 e massa atômica 58,93 u,  propriedades discretamente magnéticas. As propriedades físicas do metal são variáves em decorrência da mistura alotróprica na qual este se apresenta comumente. Foi descoberto na antiguidade e isolado  em 1735 pelo químico sueco Georg Brandt.
É encontrado na natureza na forma de sulfoarsenieto de cobalto que que possui formula molecular CoAsS ou na forma de impureza associado a metais como Fe, Ag, Ni, Pb e Cu.
 O metal dissolve-se facilmente em ácidos minerais diluídos. A dissolução em ácido nítrico é acompanhada pela formação de óxido de nitrogênio. Em soluções aquosas, o cobalto está normalmente presente como íon cobalto (II), Co²+; às vezes, especialmente em complexos, o íon cobalto (III), Co³+, é encontrado. Em soluções aquosas de compostos de cobalto (II), os íons vermelhos Co²+ estão sempre presentes. Os compostos anidros ou não dissociados de cobalto (II) são azuis.
O cobalto é importante na utilização em eletrodos, e a obtenção de seus sais como cloretos, sulfatos, nitratos e acetatos são utilizados para colorir o vidro de azul e na fabricação de tintas e de outros revestimentos metálico anti-corrosão. Os sais solúveis do metal são bactericidas altamente enérgicos que são utilizados na desinfecção de diversos produtos.
Materiais e Reagentes
	Materiais
	Reagentes
	Balança Eletrônica
	Ácido Acético (CH3COOH 1,0 M)
	Bastão de vidro
	Água Destilada (H2O)
	Espátula
	Água Régia (HNO3:HCl 1:3)
	Estante para tubos de ensaios
	Cloreto de Cobalto II (CoCl21,0 M)
	Pinça de madeira
	Hidróxido de Amônio (NH4OH P.A)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Hidróxido de Sódio (NaOH 6,0 M)
	Pissete
	Hipoclorito de Sódio (NaClO P.A)
	Tubo de ensaio
	Peróxido de hidrogênio (H2O2 PA)
	Vidro de relógio
	Solução Saturada de Nitrito de Potássio
	Centrífuga
	Tioacetamida (CH3CSNH2 0,5 M)
	
	Tiocianato de Amônio (NH4SCN P.A)
Procedimento Experimental
Colocar em um tubo de ensaio cerca de 3,0 mL de sol de cloreto de cobalto II (CoCl2 )e sobre este coloque 0,5 ml de solução de hidróxido de sódio 6M até formação de um precipitado azul.
Aquecer o precipitado acima obtido e sobre este coloque pequeno excesso de hidróxido de sódio . Até a formação de um precipitado rosa de cobalto II.
Centrifugar o ppt, colocar o ppt em dois tubos e expor o precipitado obtido ao ar e esperar por alguns minutos. Verificar se ha mudança de cor. Ao segundo coloque sobre este um pouco de Peróxido de hidrogênio ou hipoclorito de sódio. Comparar a velocidade das reações.
Produzir novo hidróxido de cobalto item A.verificar a solubilidade do mesmo em hidróxido de amônio (conc.).
Coloque a solução obtida no item D sobre dois vidros de relógio e ao primeiro exponha simplesmente ao ar e ao segundo coloque gts de Peróxido de hidrogênio. Observar.
Sulfeto de Cobalto II
Sobre uma solução neutra de cloreto de cobalto II acrescente pequeno volume de tioacetamida até a ppt total. Se necessário adicionar gotas de hidróxido de amônio. .
Centrifugar o ppt obtido e verificar a solubilidade do mesmo em água régia, aquecer a solução formada para clarear a solução.
Hexanitritocobaltato(III) de potássio.
Dentro de um tubo de ensaio colocar cerca de 3,0 mL de solução de cobalto II e sobre este coloque 0,5 mL de ácido acético e 2,0 mL de solução saturada de nitrito de potássio, agitar até formação do precipitado.
Tiocianato de Amônio.
Coloque alguns cristais de tiocianato de amônio a uma solução neutra ou ácida de cobalto II. Observar a formação de uma cor azul.
Resultados e Discussão
Colocamos no tubo de ensaio, CoCl2 e NaOH. A solução de CoCl2 é vermelha e ao colocar NaOH, ocorreu um precipitado azul e rosa.
 
Ao aquecer, a solução ficou azul e ao adicionar o excesso de hidróxido de sódio, ficou rosa.
Deixando o precipitado exposto ao ar, não ocorreu a mudança de cor. No segundo tubo, colocou-se o peróxido de hidrogênio e houve uma reação violenta. A reação foi exotérmica com a liberação de H2. Coloração marrom
Ao adicionar hidróxido de amônio PA emuma nova solução de hidróxido de cobalto, verificamos que o mesmo é solúvel.
Pegamos a solução do item D e colocamos em dois vidros de relógio.
Vidro 1 – Exposto ao ar: Nada aconteceu
Vidro 2 – Adicionar gotas de H2O2: Mudou a coloração de azul para verde musgo
Sulfeto de Cobalto II
Preparamos uma solução de cloreto de cobalto II e ao adicionar hidróxido de amônio concentrado, a solução ficou com uma coloração marrom escuro com precipitado azul esverdeado. Quando preparamos a mesma solução, porém com o hidróxido de amônio não concentrado, obtivemos um resultado da solução vermelha com o precipitado azul
Questionário
Quais são os estados de oxidação mais comum e estável para o cobalto ?
Os estados de oxidação (+II) e (+III) são, de longe, os mais importantes para o cobalto. Também se verifica a tendência, observada na primeira série de transição, do elemento no estado (+II) ser mais estável que no estado (+III). 
Comentar sobre a estabilidade do cobalto (I) ?
As propriedades relativas à baixa estabilidade dos estados de oxidação muito elevados e a alta estabilidade do estado II em relação ao III, que ocorrem ao longo da série Ti, V, Cr, Mn e Fe persistem no Cobalto. O estado de oxidação mais elevado é o IV, e apenas poucos compostos são conhecidos. O Co(III) é relativamente instável em compostos simples, mas os complexos de spin baixo são bastante numerosos e estáveis, especialmente quando os átomos doadores (geralmente o nitrogênio) apresentam forte contribuição ao campo ligante. Existem também numerosos complexos de Co(I). Esse estado de oxidação é mais freqüente no cobalto do que em qualquer outro elemento da primeira série de transição, exceto o cobre.
Conclusões
Pode-se concluir que o Cobalto é encontrado em vários estados de oxidação e de acordo com pesquisas, estão tentando comprovar a existência do Cobalto (V+).
O cobalto também tem diversas utilizações no nosso cotidiano como na medicina (tratamentos com cobalto 60), alimentação, construções civis (cerâmicas e tintas) entre outras...
O cobalto 60 é usado para irradiar alimentos de origem vegetal, dessa forma, elimina micro-organismos patogênicos presentes, tornando-os seguros para o nosso consumo.
Mas não é só economicamente que este metal é importante, ele também é essencial em nosso corpo. O Cobalto faz parte da composição da vitamina B12 (vitamina essencial para a formação do sangue e manutenção do sistema nervoso). 
Bibliografia Consultada
Russel, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 2004.
Vogel, Arthur Israel, 1905-Química Analítica Qualitativa / Arthur I.     Vogel ; [tradução por Antonio Gimeno da] 5. ed.  rev. por G. Svehla.- São Paulo : Mestre Jou, 1981 .
Mahan, B. M. Química: um curso universitário. 4a ed.  São Paulo: Edgard Blücher, 2003.
SHRIVER, DUWARD; ATKINS, PETER. Química inorgânica - 4ª edição. Porto Alegre, Bookman, 2008.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
DOS SANTOS, Luiz Ricardo. "Cobalto"; Info Escola. Disponível em <http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cobalto/>. Acesso em 31 de maio de 2017.
SOUZA, Líria Alves de. "Cobalto"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/cobalto.htm>. Acesso em 31 de maio de 2017.
EXPERIMENTO 08
PRÁTICA DO MANGANÊS
Objetivo 
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do Manganês nos seus principais estados de oxidação. 
Fundamento Teórico 
O Manganês (25Mn) é um metal de transição do Grupo 7 (família VII B), de configuração eletrônica:[Ar] 4s23d5 e Nox máximo= VII. Reage com água quente, formando hidróxido de manganês (II) e hidrogênio. Os ácidos minerais diluídos e também o ácido acético o dissolvem, com a produção de sais de manganês (II) de hidrogênio. Quando ele é atacado por ácido sulfúrico concentrado a quente, desprende-se dióxido de enxofre. São conhecidos seis óxidos do manganês: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7 e Mn3O4. Os cincos primeiros correspondem aos estados de oxidação +2, +3, +4, +6 e +7, respectivamente, enquanto o último, Mn3O4, associa os óxidos de manganês (II) e manganês (III), MnO.Mn2O3. Os catíons manganês (II) formam sais incolores; contudo, se o composto contiver água de cristalização, e em soluções, são ligeiramente rosas; isto é devido à presença de íon hexaquomanganato (II), [Mn(H2O)6]²+. Os íons manganês (III) são instáveis; alguns complexos contendo manganês no estado de oxidação +3 são, contudo, conhecidos. Os compostos de Mn7+ contém o íon permanganato (MnO4-) que é um forte agente oxidante, seus sais produzem soluções de cor violeta que ao serem atacados por álcalis forte produzem soluções verdes do íon manganato (MnO42-) e O2.
 Materiais e Reagentes 
	Materiais
	Reagentes
	Estante para tubos de ensaios
	Ácido clorídrico concentrado (HCl P.A)
	Pipeta
	Ácido sulfúrico (H2SO4 1,0 M)
	Pêra
	Ácido sulfúrico concentrado ( H2SO4 P.A)
	Bastão de vidro
	Água Destilada (H2O)
	Tubos de ensaios
	Bismutato de sódio (NaBiO3 PA)
	Bécker
	Cloreto de Manganês II (MnCl2 1,0 M)
	Pissete
	Goma de Amido
	Papel de filtro
	Hidróxido de amônio (NH4OH 1,0 M)
	
	Hidróxido de potássio (KOH P.A)
	
	Hidróxido de Sódio (NaOH 1,0 M)
	
	Hidróxido de Sódio (NaOH P.A)
	
	Iodeto de potássio (KI P.A)
	
	Permanganato de potássio (KMnO4 0,1M)
	
	Óxido de manganês IV (MnO2 P.A)
	
	Permanganato de potássio (KMnO4 P.A)
Procedimento Experimental 
HIDRÓXIDO DE MANGANÊS
Tomar uma pequena quantidade de Mn 2+ , ou cloreto de manganês e sobre este adicionar 2,0 mL de hidróxido de sódio.
REAÇÃO COM O MnO2
Tomar pequena quantidade de MnO2, colocar em tubo de ensaio e adicionar vagarosamente acido clorídrico(conc.) até uma formação de um líquido marrom e desprendimento de gás cloro. 
Tomar uma pequena quantidade de MnO2 em um tubo de ensaio e adicionar vagarosamente ácido sulfúrico concentrado. Verificar a formação do sulfato de manganoso e oxigênio. A
Pegar pequena quantidade de MnO2 em um cadinho de porcelana, colocar KOH e fundir. Verificar o que se forma.
Aquecer suavemente uma solução de manganato de potássio, obtida no item 3,ou coloque grande quantidade de água, + gotas de H2SO4 a coloração torna-se rosa devido a formação de permanganato de potássio, em presença de CO2 atmosférico. a
PERMANGANATO DE POTÁSSIO.
Em um becker, colocar pequenas quantidades de KMnO4, KI e H2SO4 concentrado liberação de iodo. Que se pode confirmar pela adição goma de amido .
Pegar pequena quantidade de iodeto de potássio e sobre este coloque pequena quantidade de água o suficiente para diluir e em seguida adicione ácido sulfúrico concentrado, misture bem.
Formar uma base de Manganês item (1) e sobre esta base testar a solubilidade em excesso de base.
Sobre uma solução de cloreto de manganês e sobre este coloque pequeno volume água oxigenada e hidróxido de sódio.
Sobre pequeno volume de cloreto de manganês coloque pequeno volume de hidróxido de amônio.
Sobre 3,0 mL de sol de cloreto de manganês coloque sobre este algumas gotas de bismutato de sódio.
Sobre 1,0 mL de KMnO4 0,1M coloque algumas lentilhas de hidróxido de sódio P.A e aguarde 15 minutos a coloração deve ficar verde.
Resultados e Discussões
Hidróxido de Manganês
Houve a formação de precipitado, e com o excesso formou-se um precipitado branco. Solução cor marrom claro. 
MnCl2 + NaOH MnO2 + 2 NaCl + 2 H2O
Reação com o MnO2
Tubo A: Houve o desprendimento de gás cloro. O MnO2 foi diluído, sua coloração foi alterada e o tubo de ensaio ficou embaçado.
MnO2 + 2HCl Mn(OH)2 + Cl2
Tubo B: Houve a formação do sulfato de manganoso e também o desprendimento de oxigênio.
MnO2 + H2SO4MnSO4 + H2O + ½ O2
Após a adição do hidróxido de potássio e aquecimento a base fundiu-se a solução e obtivemos a coloração verde.
2MnO2 + 4KOH(s) O2 2K2MnO4 + 2H2O
... Após a adição do H2SO4 :
3K2MnO4 + 2H2SO4 2KMnO4 + MnO2 + 2K2SO4 + 2H2O
Permanganato de Potássio
KMnO4 + KI + H2SO4 MnO2 + I2
Houve a confirmação da liberação de iodo, com solução de amido, ficando azul
Houve a liberação de iodo. A reação foi exotérmica, houve o desprendimento de gás liberando uma fumaça roxa, e também liberando o I2
Reação: 4KI + 4H2O + H2SO4 2K2SO4 + 2I2 + 6H2O + 5O2
Após a adição do excesso da base formou-se um precipitado marrom.
Mn(OH)2 precipitado + O2 + H2O MnO(OH)2 precipitado + 2OH-
Ao adicionar Hidróxido de Amônio, Houve a formação de pouco precipitado, e mesmo com o excesso foi mantido a cor marrom claro e o precipitado também foi mantido a cor laranja amarronzado.
MnCl2 + NH4OH 2 NH4Cl + Mn(OH)2
Houve a formação de um precipitado gelatinoso alaranjado e com o excesso a cor foi alterada para marrom.
MnCl2 + NaBiO3 Hcl BiCl3 + NaMnO4 + NaCl + H2O
Em um Erlenmeyer foi adicionado 1mL de KMnO4 e NaOH P.A. A solução ficou verde de permanganato de sódio. (+6)
KMnO4 + NaOH(s) O2 Na3MnO4 + 2 H2O
Questionário 
Qual o elemento do grupo do Manganês que possui maior variação de número de oxidação?
O próprio Manganês (Mn)
As reações ocorridas para cada etapa ?
Reação1: MnCl2 + H2O2 + NaOH MnO2 + 2 NaCl + 2 H2O 
Reação 2: MnCl2 + NH4OH 2 NH4Cl + Mn(OH)2 
Reação 3: MnCl2 + NaBiO3 Hcl BiCl3 + NaMnO4 + NaCl + H2O 
Reação 4 : MnO2 + H2SO4 MnSO4 + H2O + ½ O2 
Reação 5: KMnO4 + KI + H2SO4 MnO2 + I2 
Reação 6: 4KI + 4H2O + H2SO4 2K2SO4 + 2I2 + 6H2O + 5O2
Reação 7: KMnO4 + NaOH(s) O2 Na3MnO4 + 2 H2O 
Como o caráter básico de um elemento do grupo do Manganês pode variar ?
Pode variar de acordo com o aumento de seu estado de oxidação ,quanto mais aumento mais ácido ele fica.
Porque o Mn+2 é mais estável que o Mn+3 ?
Pois possui configuração eletrônica 3d5, que corresponde a um nível de semi preenchimento.
 Conclusões 
Pode-se concluir que todos os metais do grupo 2 reagem com ácidos liberando H2, porém, o cádmio em especial não reage com a água. O cádmio reage lentamente com o oxigênio no ar úmido à temperatura ambiente, formando óxido de cádmio. 
 
 Bibliografia Consultada 
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, Ed, Mestre Jou São Paulo, 1981
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. Tradução de Maria Aparecida Gomes. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
EXPERIMENTO 09
SÍNTESE DO SULFATO HEXAMINONIQUEL (II)
Objetivo 
Realizar a síntese e a caracterização do sulfato de hexaminoníquel a partir do sulfato de níquel. 
Fundamento Teórico 
O níquel é um metal dúctil, resistente à corrosão e geralmente é encontrado associado ao arsênio, antimônio e enxofre. Pode formar uma grande quantidade de compostos e complexos nos quais apresenta os estados de oxidação +2 e +3.
Ele pode participar na formação de alguns complexos metálicos tais como o cloreto de hexaminoníquel (II) e sulfato de hexaminoníquel (II), sintetizados nessa prática. A geometria de ambos é octaédrica, e possuem o número de coordenação 6.
O complexo metálico é constituído basicamente por um átomo metálico ou íon central rodeado por um conjunto de ligantes, que são moléculas ou íons de existência independente. No complexo, o átomo central metálico comporta-se como ácido de Lewis e os ligantes como bases de Lewis. Portanto, o átomo central é receptor de elétrons e os ligantes doadores de elétrons. A formação das ligações metal-ligante causa uma alteração das propriedades observadas para íon metálico. O complexo metálico é uma espécie química distinta, com propriedade físico-química própria.
Os complexos de níquel possuem várias aplicações. Podem ser utilizados como inibidor de oxidação na indústria de borracha sintética, em análise e como pigmento em produtos de beleza, e na indústria dos corantes..
 Materiais e Reagentes 
	Materiais
	Reagentes
	Balança Eletrônica
	Sulfato de níquel hexahidratado ( NISO4.6H2O)
	Bastão de vidro
	Álcool etílico (C2H5OH)
	Béquer de 100 mL
	Éter etílico (C2H5)2O
	Bico de Bunsen
	Hidróxido de amônio (NH4OH P.A)
	Tripé
	Água Destilada (H2O)
	Pipetas de 10 mL e 5 ml
	
	Pissete
	
	Funil comum
	
	Papel de filtro
	
	Vidro de relógio
	
Procedimento Experimental 
Em um becker de 100 mL, solubilizar com 5,0 mL de água, 3,94 g de sulfato de níquel, hexaidratado. Caso seja necessário, aquecer a mistura brandamente até total solubilização. a
Esfriar a solução em um banho de gelo e adicionar, em capela, 8,0mL hidróxido de amônia P.A.
A coloração da solução (azul) não deve apresentar nenhuma tonalidade verde e se isto ocorrer, adicionar mais amônia.
Novamente esfriar a solução e adicionar com agitação 30 mL de álcool etílico P.A, para precipitação do complexo.
Filtrar a mistura usando papel de filtro e lavar o precipitado no próprio papel, primeiro com 30 mL de álcool etílico e depois com 20 mL de éter etílico.
Colocar o precipitado para secar, com exposição ao ar
Pesar o produto seco e determinar o rendimento
		
Resultados e Discussão 
Adicionamos 3,94g de sulfato de níquel hexaidratado a 5ml de água destilada e aquecemos a mistura para que haja a total solubilização
Esfriamos a solução com banho de gelo e adicionamos aproximadamente 8,0ml de hidróxido de amônio na solução de sulfato de níquel hexahidratado (verde).
 
Foi obtida uma coloração azul
Adicionamos álcool etílico P.A, para precipitação do complexo. A solução obteve um aspecto mais leitoso e continuou azul
Filtramos a mistura usando papel de filtro e lavamos o precipitado no próprio papel, primeiro com álcool etílico e depois com éter etílico.
 
Secamos com o auxilio da estufa durante 10 minutos
Pesamos o produto seco e determinamos o rendimento
	
Conclusões 
Existem vários fatores possíveis que influenciaram o rendimento baixo do sulfato de hexaminoníquel (II). Dentre eles esta a perda de massa ao transferir a solução para o filtro à vácuo e no ato de retirar o papel filtro. Outro fator é a umidade do ar que interfere na massa dos reagentes.
Bibliografia Consultada
Disponível em: <http://qui.ufmg.br/~ayala/matdidatico/apostila_inorg_exp.pdf> Acesso em 06 jun 2017
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. Tradução de Maria Aparecida Gomes. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
EXPERIMENTO 10
PRÁTICA DO NÍQUEL
Objetivo
Desenvolvimento de ensaios que mostrem algumas características do comportamento químico do cobalto e do níquel nos seus principais estados de oxidação.
Fundamentos Teóricos 
O 28Ni é um metal de transição do Grupo 10 (família VIII B), de configuração eletrônica:[Ar] 4s23d8 . O ácido clorídrico (diluído e/ou concentrado) e o ácido sulfúrico diluído dissolvem o níquel com formação de hidrogênio. Estas reações são aceleradas, se a soluçãofor aquecida. O ácido sulfúrico concentrado a quente dissolve o níquel com formação de dióxido de enxofre. O ácido nítrico diluído e concentrado dissolve facilmente o níquel a frio. Os sais de níquel (II) estáveis são derivados do óxido de níquel (II), NiO, que é uma substância verde. Os sais dissolvidos de níquel (II) são verdes, devido a cor do complexo hexaquoniquelato (II), [Ni(H2O)6]²+. Existe também o óxido de níquel (III), Ni2O3, preto pardacento, mas este se dissolve em ácidos, formando íons níquel (II). Com ácido clorídrico diluído, essa reação produz cloro gasoso.
Materiais e Reagentes 
	Reagentes
	Materiais
	Estante para tubos de ensaios
	Hidróxido de Sódio (NaOH 6,0 M)
	Pinça de madeira
	Ácido clorídrico ( HCl P.A)
	Tubo de ensaio
	Acido nítrico (HNO3 P.A) 
	Pinça de madeira
	Sulfato de Níquel II (NiSO4 1M)
	Pipetas de 10 mL e 5 mL
	Hidróxido de Amônio (NH4OH P.A)
	
	Carbonato de Sódio (Na2CO3 5%)
	
	Ácido Acético (CH3COOH 1,0 M)
	
	Dimetilglioxima (C4H8O2N2 1,0 M)
​
Procedimento Experimental
​​​ Usar uma solução de Níquel II (NiSO4 ) e sobre esta colocar pequeno volume de hidróxido de sódio até formação de um precipitado verde. Dividir em dois, ao primeiro coloque 2,0 mL de ácido clorídrico. Verificar a solubilidade
Ao segundo tubo colocar 2,0 mL de ácido nítrico verificar a solubilidade.
A solução primitiva de sulfato de níquel II 1,0 ml colocar cerca de 4,0 mL de solução de hidróxido de amônio aguardar por alguns minutos até formação de um precipitado e logo após a formação do precipitado colocar excesso do reagente e verificar se é solúvel neste excesso.
Colocar sobre 2,0 mL de solução de sulfato de níquel pequeno volume 1ml de carbonato de sódio. Deve formar um ppt verde.
Testar a solubilidade do ppt formado com hidróxido de amônio (conc.)
 Adicionar sobre o item anterior 2,0 ml de bifosfato de sódio. Testar a solubilidade em ácido acético.
Dentro de um tubo de ensaio colocar cerca de 2,0 mL de solução de níquel II e sobre este coloque pequeno volume de sol. de dimetilglioxima em etanol deve formar um precipitado vermelho-púrpura característico do complexo formado.
Resultados e Discussão
A reação entre o sulfato de níquel com hidróxido de sódio forma um precipitado verde de hidróxido de níquel. Ao adicionar acido clorídrico, o precipitado solubiliza 
NiSO4 + 2NaOH → Ni(OH)2 + Na2SO4
Ao adicionar ácido nítrico a solução inicial, o precipitado foi solubilizado e obtivemos uma coloração verde claro 
Ao adicionar hidróxido de amônio na solução de sulfato de níquel II , obtivemos um precipitado de coloração azul (como mostra o primeiro tubo).
 Ao adicionar excesso de hidróxido de amônio o precipitado se desfaz e ocorre a formação de compostos complexos amonicais de níquel com a coloração verde claro
Ni(OH)2 + 6NH4OH → [Ni(NH3)6] 2+ + 6H2O
 
Preparamos uma solução de sulfato de níquel e adicionamos o carbonato de sódio, imediatamente, foi formado um precipitado verde claro
Ao verificar a solubilidade com hidróxido de amônio, a amônia foi liberado em forma de gás, e obtivemos um precipitado verde com a solução azul
 
Adicionamos bifosfato de sódio a solução anterior e a solução mudou de verde para azul. Logo após, foi pedido para verificar a solubilidade com ácido acético, a solução continuou azul, porém começou a aquecer (reação exotérmica).
A fórmula molecular da dimetilglioxima é C4H8O2N2 e reage como um diácido fraco. O precipitado de níquel dimetilglioxima é obtido em solução diluída e fracamente alcalinizada com solução de hidróxido de amônio. O aumento da temperatura favorece a formação do precipitado que apresenta coloração vermelha
Ni2+ + 2H2DMG → Ni(HDMG)2 + 2H+
Questionário
Quais são os estados de oxidação mais comum e estável para o níquel e de maior importância ?
O elemento níquel pode ser encontrado nos estados de oxidação de (-I) a (+IV), mas sua química é denominada pelo Ni(+II). Os íons Ni [Ni(H2O)6]2+ são verdes e estáveis em solução e em muitos compostos simples. O Ni(+II) também forma muitos complexos. Os elementos nos estados de oxidação mais elevados são instáveis.
Como o níquel (IV) é obtido e qual a formula característica para este estado de oxidação (IV)?
É um metal de transição presente no 10º período e possui configuração (Ar) 3d8 4s2 eletrônica cinco estados de oxidação I-, II+ e III+ são os mais estáveis e comuns presentes em ligas e compostos, e nos estados I+,e IV+ menos estáveis e comuns.
Como podemos comparar a reatividade do grupo do níquel com o grupo da platina ?
	Uma de suas características principais é a boa condutividade elétrica, pouca reatividade com água ou oxigênio, boa maleabilidade, elevado ponto de fusão (1453 ºC) e de ebulição (2913 ºC), grande resistência mecânica, à corrosão e a oxidação, possui densidade de 8,9 g/cm3 e boa durabilidade e dureza. Devido a estas propriedades, é muito utilizado em ligas metálicas ferrosas e não ferrosas. Em compostos simples, o níquel é predominantemente iônico na forma Ni II+ na maioria de seus complexos.
A platina é um elemento químico com baixa reatividade. Ela tem uma extraordinária resistência à corrosão, inclusive sob altas temperaturas, e é também considerada um metal nobre. Consequentemente, a platina é geralmente descoberta pela produção de um fase da platina com outro elemento químico.
Conclusão:
As cores está de acordo com a literatura, sendo essa alteração das cores, consequente de energias, decorrente de adições diferentes de soluções. A partir disso entende-se como a concentração do ligante influencia na esfera de coordenação de um metal. Pôde-se avaliar o comportamento energético dos desdobramentos dos orbitais d do níquel II a partir da substituição do ligante H2O. Assim, com este trabalho os estudantes tem a oportunidade de aprimorar seus conhecimentos em técnicas para síntese de complexos.
Referência Bibliográfica
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. Tradução de Maria Aparecida Gomes. 3 ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.
LEE, J.D.. Química inorgânica não tão concisa – tradução da 4ª edição inglesa. São Paulo,  Edgard Blücher, 1996.
APOSTILA. Química Inorgânica II. Práticas de Laboratório. UNIGRANRIO. Duque de Caxias. 2011
EXPERIMENTO 11
SÍNTESE DO SULFATO DE TRIS(ETILENODIAMINO)NÍQUEL(II)
Objetivo
Sintetizar o complexo de níquel (II), o sulfato de tris(etilenodiamino)niquel (II) e substituição de um ligante monodentado por um bidentado – efeito quelato.
Fundamento Teórico
O metal níquel é 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 importante, sendo pouco comuns as reações de oxidação de +2 para +3.
O íon Ni(II) em solução aquosa acha-se coordenado a moléculas de água em uma geometria octaédrica, formando o íon 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, etc., ou ânions: Cl-, OH-, etc.).
A reação de formação do complexo cloreto de hexaaminoníquel(II), por exemplo, resulta da troca de moléculas de água por moléculas de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6] 2+,
[Ni(H2O)6] 2+(aq) + 6 NH3(aq) → [Ni(NH3)6] 2+ (aq) + 6H2O(l)
Muitos complexos são reativos e trocam ligantes rapidamente – são chamados complexos lábeis. Outros só o fazem muito lentamente, sendo conhecidos como inertes. Os complexos de metais de transição são geralmente lábeis, com exceção dos formados com os íons Cr(III) e Co(III). A partir do estudo dos complexos inertes muitas informações sobre mecanismos de reação, isomeria, etc., foram obtidas, uma vez que estes compostos podem