Apostila QIE0001 2015 1

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2015 
QIE0001 
Prof. Fernando R. Xavier 
Departamento de Química 
Centro de Ciências Tecnológicas 
Universidade do Estado de Santa Catarina 
 
Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 1 
 
Cronograma das Aulas Práticas 
Semana Data CH 
(h/a) 
Conteúdo Programático Avaliação 
1 - - - 
PROVA 1 
 19/02 - Não haverá aula (Prof. em viagem) 
2 24/02 3A Apresentação da disciplina 
 27/02 3B Apresentação da disciplina 
3 03/03 3A Exp. 1: Reatividade de metais 
 06/03 3B Exp. 1: Reatividade de metais 
4 10/03 3A Exp. 2: Det. Massa Molar do Mg 
 13/03 3B Exp. 2: Det. Massa Molar do Mg 
5 17/03 3A Exp. 3: Síntese do BaC2O4 
 20/03 3B Exp. 3: Síntese do BaC2O4 
6 24/03 3A Exp. 4: Aplicação do ciclo de Born-Harber 
 27/03 3B Exp. 4: Aplicação do ciclo de Born-Harber 
 
28/03 
(sáb)* 
3B Exp. 5: Cristalização do alúmen de potássio 
7 31/03 3A Exp. 5: Cristalização do alúmen de potássio 
 03/04 - Feriado (Sexta-Feira Santa) 
8 07/04 3A Exp. 6: Alguma química de iodo: Eletrólise 
 10/04 3B Exp. 6: Alguma química de iodo: Eletrólise 
9 14/04 3A Exp. 7: A química redox do vanádio 
 17/04 3B Exp. 7: A química redox do vanádio 
10 21/04 3A Dúvidas e exercícios 
 24/04 3B Dúvidas e exercícios 
 
25/04 
(sáb)* 
3 A/B Prova 1 
 
11 28/04 3A Exp. 8: Síntese e carac. Química do [Ni(NH3)6]Cl2 
PROVA 2 
 01/05 - Feriado (Dia do Trabalho) 
 
02/05 
(sab)* 
3B Exp. 8: Síntese e carac. Química do [Ni(NH3)6]Cl2 
12 05/05 3A Exp. 9: Síntese do [Co(NH3)5Cl]Cl2 
 08/05 3B Exp. 9: Síntese do [Co(NH3)5Cl]Cl2 
13 12/05 3A Exp. 10: Bioinorgânica: Síntese do [Cu(gly)2] 
 15/05 3B Exp. 10: Bioinorgânica: Síntese do [Cu(gly)2] 
14 19/05 3A Exp. 11: Síntese do [Fe(acac)3] 
 22/05 3B Exp. 11: Síntese do [Fe(acac)3] 
15 26/05 3A Exp. 12: Análise condutométrica de complexos 
 29/05 3B Exp. 12: Análise condutométrica de complexos 
16 02/06 - Não haverá aula 
 05/06 - Feriado (Corpus Christi) 
17 09/06 3A Exp. 13: Espectroscopia eletrônica de complexos 
 12/06 3B Exp. 13: Espectroscopia eletrônica de complexos 
18 16/06 3A Exp. 14: Voltametria cíclica de complexos 
 19/06 3B Exp. 14: Voltametria cíclica de complexos 
19 23/06 3A Dúvidas e exercícios 
 26/06 3B Dúvidas e exercícios 
 
27/06 
(sáb.)* 
3 A/B Prova 2 
04/07/2015 – Exame* – Turmas A e B 
 *Aulas e/ou Provas aos sábados serão das 07:30h às 10:00h. 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
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Índice 
1 APRESENTAÇÃO .......................................................................................................................................................................... 3 
1.1 DADOS GERAIS ............................................................................................................................................................................................. 3 
1.2 EMENTA DA DISCIPLINA ............................................................................................................................................................................. 3 
1.3 OBJETIVOS DA DISCIPLINA ......................................................................................................................................................................... 4 
1.4 METODOLOGIA ............................................................................................................................................................................................ 4 
1.5 AVALIAÇÃO ................................................................................................................................................................................................... 4 
1.6 CRONOGRAMA DE ATIVIDADES DO SEMESTRE ........................................................................................................................................ 5 
2 INSTRUÇÕES GERAIS ................................................................................................................................................................. 6 
2.1 RECOMENDAÇÕES AOS ACADÊMICOS ........................................................................................................................................................ 6 
2.2 SEGURANÇA NO LABORATÓRIO ................................................................................................................................................................ 6 
2.3 CONFECÇÃO DO RELATÓRIO CIENTÍFICO ................................................................................................................................................. 7 
3. EXPERIMENTOS PROPOSTOS ................................................................................................................................................ 9 
3.1 REATIVIDADE DE METAIS: SÍNTESE DO GÁS HIDROGÊNIO ................................................................................................................... 9 
3.2 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO ........................................................................................................................... 14 
3.3 SÍNTESE DO OXALATO DE BÁRIO ........................................................................................................................................................... 21 
3.4 TERMOQUÍMICA – APLICAÇÃO DO CICLO DE BORN-HARBER ........................................................................................................... 24 
3.5 O PROCESSO DE CRISTALIZAÇÃO: SÍNTESE DO ALÚMEN DE POTÁSSIO .......................................................................................... 28 
3.6 ELETROQUÍMICA – ALGUMA QUÍMICA DO IODO ................................................................................................................................. 31 
3.7 A QUÍMICA REDOX DO VANÁDIO ............................................................................................................................................................. 37 
3.8 SÍNTESE E CARACTERIZAÇÃO QUÍMICA DO CLORETO DE HEXAAMINONÍQUEL(II)......................................................................... 40 
3.9 SÍNTESE DO CLORETO DE PENTAAMINOCLOROCOBALTO(III) .......................................................................................................... 44 
3.10 BIOINORGÂNICA: SÍNTESE DO BISGLICINATOCOBRE(II) ................................................................................................................ 47 
3.11 SÍNTESE DO ACETILACETONATO DE FERRO(III) .............................................................................................................................. 51 
3.12 CARACTERIZAÇÃO DE COMPLEXOS VIA ANÁLISE CONDUTOMÉTRICA............................................................................................ 52 
3.13 ESPECTROSCOPIA ELETRÔNICA APLICADA A COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO ............................................................................ 55 
3.14 AVALIAÇÃO DA FORÇA DO LIGANTE SOBRE O ÍON METÁLICO VIA VOLTAMETRIA CÍCLICA ...................................................... 59 
4 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ......................................................................................................................................... 69 
ANEXOS ...........................................................................................................................................................................................70 
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1 APRESENTAÇÃO 
 
As atividades propostas para a disciplina Química Inorgânica Experimental visam proporcionar ao aluno a 
oportunidade para trabalhar com autonomia e segurança em um laboratório de química. Procurar-se-á, para isto, não 
apenas desenvolver a habilidade no manuseio de reagentes e aparelhagens, mas também criar condições para uma 
avaliação crítica dos experimentos realizados. Estes encontram-se diretamente ligados aos tópicos discutidos nas aulas 
teóricas, estimulando-se assim a sedimentação do conhecimento em Química Inorgânica. 
 
 
1.1 DADOS GERAIS 
 
DISCIPLINA: Química Inorgânica Experimental – QIE0001 
PRÉ-REQUISITO: Química Geral – QGE0002 
NATUREZA: Semestral 
CARGA HORÓRIA TOTAL: 54 h/a Práticas: 54 h/a Teóricas: - 
CRÉDITOS: 03 
 
 
1.2 EMENTA DA DISCIPLINA 
 
Estudo quali e quantitativo de reações químicas e síntese de compostos inorgânicos que ilustrem diferentes tipos 
de ligações, associações, interações ácido/base e tipos de estrutura. Caracterizações químicas e físico-químicas de 
compostos inorgânicos. 
 
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1.3 OBJETIVOS DA DISCIPLINA 
 
1.3.1 Objetivos gerais 
 
Explorar e aplicar conceitos, princípios e leis fundamentais da química inorgânica fundamentais para a formação do futuro 
profissional (Licenciado em Química), com a finalidade de auxiliar lhe quando no exercício de sua profissão. 
 
 
1.3.2 Objetivos específicos 
 
 Desenvolver nos alunos a habilidade de reconhecer as características mais importantes de cada teoria discutida em 
aula, identificando os potenciais e limitações de reatividades dos compostos químicos do bloco s e p bem como de 
compostos de coordenação simples; 
 Promover mudança de comportamento dos alunos para o ensino de nível superior, onde estes também deverão ter 
responsabilidades pelo seu processo de aprendizagem; 
 Ampliar a capacidade dos estudantes de buscar informações na literatura química, como livros didáticos e 
periódicos, que podem estar representadas na forma escrita, tabelas e gráficos. 
 
 
1.4 METODOLOGIA 
 
A disciplina será ministrada através de aulas expositivas, com auxílio de recursos audiovisuais e artigos de 
periódicos nacionais e internacionais, devendo o acadêmico complementar seus estudos nos livros indicados nas 
bibliografias básicas e complementares, ou ainda em algum outro de preferência do mesmo. Serão indicados exercícios e 
problemas que visem à aplicação dos conceitos e postulados apresentados nas aulas expositivas. O objetivo é que o aluno 
manuseie e trabalhe com a bibliografia indicada. Durante as aulas, eventuais demonstrações pelo uso de modelos serão 
conduzidas pelo professor. Serão feitas aulas especiais de resolução coletiva de exercícios. Serão ainda estimulada a busca e 
interpretação de artigos científicos atuais que abordem tópicos do conteúdo programático em questão. 
 
 
1.5 AVALIAÇÃO 
 
A qualidade/quantidade de desempenho escolar será avaliada através dos seguintes indicadores: 02 (duas) provas 
escritas discursivas individuais (P1 e P2), cada uma com peso relativo de 30%; 02 (dois) relatórios científicos completos, 
conforme formatação exigida pelo professor onde cada um destes corresponderá à 10% da nota final, e, a média aritmética 
das notas dos (n-1) pré-testes realizados (MPT) ao longo do semestre. A média destes pré-testes corresponderá aos 20% 
restantes da nota final do aluno. 
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Logo: MF = P1 (30%) + P2 (30%) + R1 (10%) + R2 (10%) + MPT (20%) 
 
Obs.: MF = Média final. Todas as avaliações terão notas atribuídas no intervalo de 0,0 (zero) à 10,0 (dez). 
 
As provas P1 e P2, bem como o exame, para ambas as turmas, serão realizadas em conjunto (turmas A e B) e, possivelmente 
aos sábados, de acordo com a resolução no. 005/2008 – CONCECCT. 
 
 
1.6 CRONOGRAMA DE ATIVIDADES DO SEMESTRE 
 
CARGA HORÁRIA CONTEÚDO PROGRAMÁTICO AVALIAÇÃO 
3 h/a 
1. Apresentação da disciplina 
1.1 Normas de segurança do laboratório; 
1.2 Elaboração de relatórios; 
1.3 Limpeza de materiais e procedimentos básicos gerais; 
 
21 h/a 
2. Estudos de preparação e caracterização de compostos dos 
elementos do grupo principal (blocos “s” e “p”) 
2.1 Reatividades de metais 
2.2 Determinação da massa molecular do magnésio; 
2.3 Síntese do oxalato de bário; 
2.4 Aplicação do ciclo de Born-Harber; 
2.5 Síntese e cristalização do alúmen de potássio; 
2.6 Alguma química do Iodo; 
2.7 A química redox do vanádio; 
PROVA 1 
3 h/a Dúvidas e revisão 
3 h/a Prova 1 + Entrega do Relatório 1 
21 h/a 
3. Prepração de compostos com meais do bloco “d”: Síntese, 
caracterização e propriedads fisico-químicas de complexos. 
3.1 Síntese do cloreto de hexaaminoníquel(II); 
3.2 Síntese do cloreto de pentaaminoclorocobalto(III); 
3.3 Bioinorgânica: Síntese do bisglicinatocobre(II); 
3.4 Síntese inorgânica e consulta à Literatura 
3.5 Caracterização de complexos via Condutometria; 
3.6 Espectroscopia UV-Visível aplicada a complexos; 
3.7 Caracterização do K3[Fe(CN)6] via voltametria cíclica; 
PROVA 2 
3 h/a Dúvidas e revisão 
3 h/a Prova 2 + Entrega do Relatório 2 
 Exame 
57 h/a 
 
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2 INSTRUÇÕES GERAIS 
 
2.1 RECOMENDAÇÕES AOS ACADÊMICOS 
 
1. O uso da apostila é imprescindível a partir da primeira aula. 
2. O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das instalações do laboratório, bem como de suas 
normas de funcionamento. 
3. É obrigatório, por razões de segurança, o uso de guarda-pó e óculos de segurança durante as aulas. 
4. O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e somente aqueles reagentes e soluções 
especificados. 
5. Não é permitido fumar, comer ou beber nos laboratórios. 
6. Todo o material usado deve ser lavado ao final de cada aula e organizado no local apropriado (mesas, bancadas 
ou armários). 
7. A bancada de trabalho deve ser limpa. 
8. Após o uso deixar os reagentes nos devidos lugares. 
9. Devem ser evitadas conversas em voz alta, e sobre assuntos alheios à aula. 
10. As normas de segurança relacionadas no texto "Segurança no Laboratório" devem ser lidas atentamente. 
 
2.2 SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
 
a) Ao chegar ao laboratório lembre-se que este é um local de trabalho onde o cuidado e atenção são requisitos 
fundamentais para evitar acidentes. 
b) Utilize sempre um guarda-pó, de preferência de algodão (os tecidos sintéticos podem grudar na pele, quando 
inflamados) e de manga comprida (para uma maior proteção). É proibido o uso de shorts, bermudas, saias, 
sandálias ou chinelos; a pele fica melhor protegida com calças compridas e sapato ou tênis fechado. 
c) Cabelos compridos deverão ser presos, para evitar o risco de se incendiarem quando próximos de um bico de 
gás. 
d) Faça apenas as experiências indicadas. Caso tenha interesse emoutras experiências, consulte o seu professor. 
EXPERIÊNCIAS NÃO AUTORIZADAS SÃO PROIBIDAS. 
e) Use sempre o guarda-pó. Use capelas sempre que indicado. Comunique seu professor sobre qualquer acidente, 
por menor que seja. 
f) Tenha cuidado com os materiais inflamáveis. Qualquer incêndio deve ser abafado imediatamente com uma 
toalha ou cobertor. Na primeira vez que entrar no laboratório procure se familiarizar com a localização dos 
extintores de incêndio, toalhas ou cobertores, chuveiros, etc. 
g) Nunca jogue produtos ou soluções na pia ou no lixo. Descarte os resíduos conforme os procedimentos 
indicados pelo professor. 
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h) Leia com atenção o rótulo de qualquer frasco antes de usá-lo. Leia duas vezes para ter certeza de que pegou o 
frasco certo. Anote no Caderno de Laboratório os dados constantes nos rótulos dos reagentes. 
i) Nunca use as espátulas de um frasco em outro para evitar contaminações. 
j) Se um ácido ou outra solução em uso for derramado lave o local imediatamente com bastante água. Chame 
imediatamente o professor. 
k) Não toque com os dedos os produtos químicos nem prove qualquer droga ou solução. 
l) Não é recomendável tentar sentir o odor de uma substância. Entretanto, desde que o professor assim o permita, 
traga com as mãos pequenas porções do vapor em sua direção. 
m) Deixe qualquer objeto quente esfriar por bastante tempo. Lembre-se que a aparência do objeto quente ou frio é 
a mesma. 
n) Saber tomar certas iniciativas em caso de pequenos acidentes. Exemplos : 
 
 Queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis: lavar a área atingida repetidas vezes com 
bastante água de torneira e depois com solução de bicarbonato de sódio (para neutralizar ácidos) ou 
ácido acético (para neutralizar bases). Esta última etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito 
severa, pois o calor da reação resultante poderá piorar a situação. Neste caso, usar apenas água e 
chamar o professor. Sugere-se aos portadores de lentes de contato que não as usem no laboratório, 
devido ao perigo de, num acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea; 
 Todas as vezes em que ocorrer um acidente com algum aparelho elétrico (centrífuga, por exemplo), 
puxar imediatamente o pino da tomada; 
 Ao cortar um tubo de vidro ou tentar inseri-lo numa rolha de borracha, enrolar ambos num pedaço de 
pano a fim de evitar cortes; 
 Cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O mercúrio, além de 
corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou zinco em pó; 
 Procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida seriedade • lembrar 
que em caso de incêndio, na ausência de um extintor, um avental pode servir como um cobertor para 
abafar as chamas. 
 
o) Finalmente, lembrar que a atenção adequada ao trabalho evita a grande maioria dos acidentes. É muito importante 
ter a certeza de que se sabe perfeitamente bem o que se está fazendo. 
 
 
2.3 CONFECÇÃO DO RELATÓRIO CIENTÍFICO 
 
O relatório é uma das maneiras do professor avaliar o trabalho do acadêmico. Deve conter, portanto, todos os 
detalhes necessários à finalidade a que se destina. A redação deve ser simples, direta, evitar divagações desnecessárias. Não 
deixe de ter em mente que em sua vida profissional, tanto na universidade quanto na indústria, você terá que redigir 
trabalhos científicos ou textos que devem ser interlegíveis às pessoas. 
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A seguir será descrito, de forma breve, cada um dos itens necessários para a montagem de um relatório técnico-
científico. Juntamente das informações abaixo o professor irá ainda disponibilizar em sua página pessoal um um “template” 
ou “forma” em arquivo de editor de texto (MSWord) já com todas as normas de fontes e tabulações adequadas a confecção 
do mesmo. 
O relatório deve conter as seguintes partes na ordem que se segue: 
1 Capa (De acordo com modelo fornecido na página pessoal do Professor). 
2 Resumo: aproximadamente 100 palavras. Recapitulação concisa do trabalho. Como foi realizado. Destacar 
os resultados obtidos e citar as técnicas usadas. 
3 Sumário e/ou Índice (opcional) 
4 Introdução ou Fundamentação Teórica: É a apresentação do relatório. Coloca a natureza do problema e 
estabelece o objetivo da investigação. Revisão da literatura relacionada ao tópico da prática. 
5 Parte Experimental: Procedimento executado para a obtenção dos resultados. Não omita os detalhes. Se 
alguma modificação foi feita no procedimento original esta deve ser anotada com destaque. Descrever os 
reagentes empregados, as soluções preparadas, os métodos de análise utilizados, as técnicas usadas nas 
medidas físicas, os aparelhos empregados (modelo e marca), os esquemas de montagem e principalmente 
as observações feitas durante o procedimento. 
6 Resultados e Discussão: Os resultados, sempre que possível devem ser redigidos em forma de tabelas 
numeradas remetidas pelo texto. Devem aparecer os rendimentos obtidos nas preparações, os gráficos e os 
desvios avaliados nas medidas realizadas. A discussão destes resultados obtidos constitui na parte mais 
importante do relatório. Todos os resultados deverão ser discutidos mediante comparação com dados 
da literatura. Toda divergência entre os resultados obtidos e a literatura deve ser discutida. Compare 
sempre os resultados obtidos. A discussão do relatório, a princípio, pode parecer difícil, porém, à medida 
que esta prática for exercitada, o aluno por si próprio sentirá os progressos. 
7 Conclusão: Deve ser sucinta, e informar se os objetivos foram atingidos ou não. Cabem aqui também 
breves comentários acerca dos resultados obtidos. 
8 Referências Bibliográficas: Deverá conter todos os livros, revistas, artigos e qualquer outra fonte de 
conhecimento consultada durante a confecção do relatório. Toda afirmação que não for pessoal deverá ser 
identificada, indicando-se a procedência, segundo as normas da ABNT. O link a seguir é uma ótima fonte de 
consulta e deverá ser utilizado na confecção das referências bibliográficas: 
www.leffa.pro.br/textos/abnt.htm#5.16 
 
 A entrega do relatório deverá ser feita impreterivelmente na data e horário descrito no cronograma da 
disciplina, sem exceções. 
 
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3. EXPERIMENTOS PROPOSTOS 
 
3.1 REATIVIDADE DE METAIS: SÍNTESE DO GÁS HIDROGÊNIO 
 
3.1.1 Introdução 
 
O gás hidrogênio foi sintetizado pela primeira vez na história por Von Hohenheim, também conhecido por 
Paracelso (1493-1591), através da reação química entre certos metais na presença de ácidos fortes. Sua fórmula molecular 
(H2) é consideravelmente estável, porém raramente é encontrado na natureza nesta forma. Normalmente o hidrogênio está 
ligado a outros elementos sendo um elemento indispensável para a manutenção da vida como a conhecemos. O H2 é incolor, 
inodoro, atóxico, mais leve que o ar e combustível. 
Fora da Terra, o hidrogênio pode ser encontrado em grande abundância dentro de estrelas, nebulosas dentre 
outras estruturas celestes. Acredita-se que cerca de 75% da massado Universo conhecido seja hidrogênio em sua forma 
elementar. 
Quimicamente, o hidrogênio, constituído por um próton e um elétron (sem nêutrons) possui propriedades físico-
químicas únicas e desta forma não se enquadra claramente em nenhum grupo periódico (família). Sua posição na tabela 
periódica acima do elemento lítio é apenas uma convenção uma vez que o hidrogênio possui apenas um elétron em sua 
camada de valência. 
O gás hidrogênio possui larga aplicação industrial como a hidrogenação de óleos vegetais, na síntese de diversos 
compostos de interesse tais como amônia, o ácido clorídrico, o metanol, e em maçaricos de oxicorte. 
Atualmente sua aplicação como um combustível verde e economicamente viável tem chamado a atenção da 
comunidade científica e maciças atividades de pesquisa e desenvolvimento são feitas nesta área. 
O H2 pode ser obtido industrialmente partindo-se da água dentre outras substâncias através de processos 
eletrolíticos (alto consumo de energia elétrica) ou ainda pelo aquecimento do carvão na presença de água, gerando 
monóxido de carbono e H2. Em laboratório, o hidrogênio molecular pode ser gerado facilmente através de reações químicas 
do tipo oxidorredução entre os íons H+ e metais de maior reatividade que este cátion. Desta forma, metais em podem ceder 
elétrons (substância redutora) aos íons H+ (substância oxidante) que são reduzidos ao hidrogênio molecular. A equação 
abaixo ilustra um exemplo deste processo: 
 
 
Uma maneira prática de verificar se um metal ou alguma substância química é capaz de reduzir os íons H+ para 
gerar gás hidrogênio é a verificação dos potenciais redox das semi-reações de oxidação e de redução envolvidas. Para o caso 
acima as semi-reações envolvidas são: 
 
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Desta forma, quanto mais positivo for o valor do potencial redox indicado na tabela, mais favorável será o seu 
acontecimento. O raciocínio inverso vale para os potenciais negativos: quanto mais negativo for um processo menos 
favorável será o seu acontecimento. O processo redox do hidrogênio (0,00 V) foi escolhido por convenção como sendo o 
padrão de comparação, logo todos os demais valores são referenciados a ele. O símbolo Eo expressa então o potencial 
padrão (em volts) para uma dada semi-reação. O termo “padrão” se refere às seguintes condições experimentais: 
[reagentes] = 1 mol L-1; 25 oC e 1,0 bar (1,0×105 Pa ou ≈1 atm). A seguir é apresentado um exemplo de tabela de potenciais 
redox para algumas substâncias selecionadas: 
 
 
 
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O sinal algébrico dos valores de potencial padrão (Eo) indica o sentido espontâneo das reações redox em questão. 
Desta forma, o processo de redução mais favorável é a redução do flúor molecular (F2) para íons fluoreto (F-) (+2,87 V) 
enquanto, no sentido oposto, a redução dos íons lítio (Li+) para a formação do lítio metálico Li0 é bastante desfavorável. 
Um ponto fundamental deve ser agora esclarecido: Em um processo redox (oxidação de uma substância e redução 
de outra) ambos os valores de Eo devem ser levados em conta para que um veredito seja encontrado para a espontaneidade 
de uma reação. Assim, utilizamos o cálculo de ΔEo ou diferença de potencial padrão (ddp) que, por definição, é descrita da 
seguinte forma: 
 
“A ddp de uma reação redox, em condições padrão, é a diferença entre o 
potencial da substância oxidante (Eo do cátodo) e o potencial da substância 
redutora (Eo do ânodo).” 
 
ΔEo = Eo (cátodo) – Eo (ânodo) ou ΔEo = Eo (agente oxidante) – Eo (agente redutor) 
 
É importante ressaltar que, no momento de inserir os valores dos potencias redox na equação, estes devem ser 
considerados exclusivamente no sentido de redução para que os cálculos estejam corretos e as condições padrão estejam 
mantidas. Quando valores encontrados de ΔEo são > 0 (positivos), diz-se que este processo é espontâneo. E por fim, quando 
valores encontrados de ΔEo são < 0 (negativos), diz-se que este processo não é espontâneo do ponto de vista 
termodinâmico. 
 
3.1.2 Objetivos 
 
Testar a reatividade de metais tais como zinco, alumínio e cobre na presença de ácidos e bases fortes buscando a 
formação de gás hidrogênio. 
 
3.1.3 Pré-laboratório 
 
a) Defina oxidação e redução citando semi-reações como exemplos. 
b) Escreva as semi-reações de oxidação dos seguintes metais: Na, Mg, Al, K e Ca. 
d) Escreva a semi-reação de redução do íon H+. 
e) Defina substância oxidante e substância redutora. 
f) Ao compararmos o gás cloro (Cl2) e o gás flúor (F2), qual teria um maior poder oxidante frente à outra espécie química? 
Justifique. 
g) Mostre todos os cálculos para o preparo de uma solução de HCl 2,0 mol L-1 a partir da garrafa concentrada (37%) e 
densidade 1,18 g cm-3. 
h) Quantos gramas de KOH são necessários para prepararmos uma solução aquosa de concentração 2,0 mol L-1? 
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3.1.4 Materiais e Métodos 
 
Materiais e reagentes 
02 balões volumétricos de 50 mL 02 béquer de 100 mL 
Pipetas de 05 ou 10 mL Espátula 
Pinça 06 tubos de ensaio com estante 
NaOH(s) H2SO4 concentrado 
Alumínio metálico Cobre metálico 
Zinco metálico Água destilada 
 
Procedimento Experimental 
 
Preparar 50 mL de ácido sulfúrico 2,0 mol L-1 e 50 mL de hidróxido de sódio 4,0 mol L-1. Estas soluções serão 
preparadas uma única vez e todos os demais alunos se utilizarão destas para realizarem o experimento. 
Tome dois tubos de ensaio e adicione a cada um destes uma pequena porção de zinco metálico. Repita o mesmo 
processo com o alumínio e com o cobre metálico. 
Adicione 2 mL da solução de ácido sulfúrico em um dos tubos contendo cada metal e repita o procedimento 
utilizando a solução de hidróxido de sódio no tubo restante. Faça o procedimento com calma e um tudo de cada vez, 
anotando cuidadosamente todos os fenômenos observados. 
Caso o metal não tenha sido consumido completamente, adicione um pouco mais da respectiva solução de ácido ou 
base necessária. 
 
3.1.5 Resultados e Questionário 
 
Complete a tabela abaixo, indicando se houve reação ou não para cada caso estudado: 
Metal H2SO4 NaOH 
Alumínio 
 
 
 
Cobre 
 
 
 
Zinco 
 
 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 13 
Com base nas observações feitas responda as seguintes questões: 
 
a) Para os casos onde houve reação e consequente evolução de gás hidrogênio escreva as semi-reações de oxidação e 
redução bem como a reação global do processo. 
b) Calcule a variação de potencial padrão (ΔEo) para cada caso acima confirmando teoricamente os resultados obtidos na 
prática. Utilize a tabela de potenciais padrão fornecida na parte introdutória do experimento. 
c) Explique os casos onde não houve reação química através do cálculo de ΔEo com base nas possíveis reações redox. 
d) Por questões de segurança, não foi ateado fogo ao gás hidrogênio formadoembora suas propriedades combustíveis 
sejam bastante conhecidas. Por que a queima do gás hidrogênio pode ser descrita como “limpa” ou, em termos atuais, dita 
“verde”? Explique utilizando equações químicas. 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 14 
3.2 DETERMINAÇÃO DA MASSA MOLAR DO MAGNÉSIO 
 
3.2.1 Introdução 
 
O magnésio é um metal alcalino-terroso de cor branco prateado bastante resistente, duro e leve (no seu estado 
puro é o mais leve de todos os metais conhecidos). Quando pulverizado, pode entrar facilmente em ignição exibindo uma 
chama branca intensa bastante característica. 
Por ser bastante reativo, não é encontrado em sua forma elementar na natureza, mas sim ligado a outros elementos 
químicos principalmente sob a forma de sais e óxidos. O magnésio metálico, assim como os demais metais alcalino-terrosos, 
reagem prontamente com ácidos fortes para gerarem seus respectivos sais junto com a evolução de hidrogênio nascente 
(H2(g)). Esta última propriedade nos será útil no experimento a ser realizado. 
 
3.2.1.1 Gases ideais e mistura de gases 
 
Para discutir as transformações que ocorrem em um sistema, é necessário definir precisamente suas propriedades 
antes e depois da transformação. Isto se faz pela especificação do estado do sistema, ou seja, um conjunto particular de 
condições de pressão (P), temperatura (T), número de mols de cada componente (n) e suas formas físicas (gás, líquido ou 
sólido). 
As grandezas P, T e V são chamadas variáveis de estado, pois servem para determinar o estado físico de qualquer 
sistema em questão. Há alguns casos em que as inter-relações entre funções de estado podem ser expressas sob a forma de 
uma equação. No caso de um gás ideal, por exemplo, a equação responsável por este fato é a equação de Clapeyron (1): 
 
𝑷𝑽 = 𝒏𝑹𝑻 (𝟏) 
Onde: P é a pressão 
 V é o volume 
 n é o número de mols 
 R é a constante dos gases ideais 
 T é temperatura absoluta 
 
Os valores de R (constante universal dos gases ideais) podem variar em função das unidades das outras grandezas 
dispostas na equação de Clapeyron. Alguns valores comuns são: 
 
8,314 J mol-1 K-1 0,0821 atm L mol-1 K-1 
62,36 mmHg L mol-1 K-1 62,36 Torr L mol-1 K-1 
 
Vale lembrar ainda que o número de mols de uma substância (n) é a razão entre a massa desta referida quantidade 
de substância e sua massa molar: 
𝒏 =
𝒎
𝑴𝑴
 (𝟐) 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 15 
Como estaremos trabalhando com a evolução e coleta de um gás em determinadas condições experimentais esta 
relação entre variáveis será bastante útil durante os cálculos. 
No caso de uma mistura de gases ideais, cada gás do sistema exercerá uma pressão parcial, Pi, que corresponde a 
pressão do gás como se ele estivesse sozinho no sistema. Segundo a Lei de Dalton para os gases ideais temos: 
 
𝑷𝒊 = 𝒙𝒊 . 𝑷 (𝟑) 
 
onde xi é a fração molar do gás na mistura e P é a pressão total da mistura gasosa. A fração molar xi pode ser expressa ainda 
pela razão entre o número de mols da substância em questão ni e o número de mols total da mistura gasosa n. 
 
𝒙𝒊 =
𝒏𝒊
𝒏
 (𝟒) 
 
Por fim, o somatório das pressões parciais (Pn) é definido como a pressão total do sistema (P) segundo a equação 
(5) a seguir: 
𝑷 = 𝑷𝟏 + 𝑷𝟐 + ⋯ + 𝑷𝒏 = ∑ 𝑷𝒊
𝒏
𝒊=𝟏
 (𝟓) 
 
 
3.2.1.2 Fundamentos de Hidrostática 
 
Admita os pontos B e C no interior de uma massa fluida, supondo-a em equilíbrio estático e sujeita à ação da 
gravidade conforme ilustrado na Figura 1 a seguir: 
 
Figura 1. Fluido em equilibro estático sujeito à ação da gravidade. 
 
PB e PC indicam as pressões nos pontos B e C, respectivamente; g é a aceleração da gravidade local; ρ é a massa 
específica do líquido; e h (hB – hC) é a distância vertical entre os pontos B e C, respectivamente. Desta forma, demostra-se 
que a diferença de pressão entre os pontos B e C é dado por: 
 
𝑷𝑩 − 𝑷𝑪 = 𝝆. 𝒈. 𝒉 ou 𝑷𝑩 = 𝑷𝑪 + 𝝆. 𝒈. 𝒉 (𝟔) 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 16 
A equação (6) é descrita como Lei de Stevin ou Equação Fundamental da Hidrostática, indicando que a pressão 
depende somente da profundidade abaixo da superfície livre do líquido. A Figura 2 (a seguir) mostra diversos recipientes 
com diferentes formas e orientações espaciais interconectados, porém a um mesmo ponto de altura “h” a pressão observada 
é sempre a mesma não importando em qual terminal ela esteja sendo medida. 
 
Figura 2. Verificação do “Paradoxo hidrostático” ou Princípio de Stevin. 
 
O excesso de pressão atmosférica, P – Patm denomina-se pressão manométrica, Pg, logo: 
 
𝑷𝒈 = 𝝆. 𝒈. 𝒉 (𝟕) 
 
Desta forma, uma vez que muitos medidores de pressão indicam em relação ao ambiente (a atmosfera em muitos 
casos), em geral é mais conveniente usar a pressão manométrica. 
A pressão atmosférica padrão é a pressão média ao nível do mar. A pressão atmosférica local, em qualquer elevação, 
pode ser medida por um barômetro. O modelo mais comum empregado é o barômetro de mercúrio, com escalas em uma 
das extremidades, Figura 3. Uma simples balaço de força entre a superfície externa do fluido (Patm) e a pressão interna no 
tubo (Pvap + ρ.g.h) fornece: 
𝑷𝒂𝒕𝒎 = 𝑷𝒗𝒂𝒑 + 𝝆. 𝒈. 𝒉 (𝟖) 
 
onde Pvap é a pressão de vapor do fluido em questão. 
 
 
 
Figura 3. Um barômetro do séc. XIX (esquerda) e um esquema geral de um barômetro de mercúrio (direita). 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 17 
A pressão absoluta simplesmente envolve a soma da pressão atmosférica com a pressão manométrica: 
 
𝑷𝒂𝒃𝒔 = 𝑷𝒂𝒕𝒎 + 𝝆. 𝒈. 𝒉 (𝟗) 
 
3.2.2 Objetivos 
 
Determinar a massa molar do magnésio através da coleta de gás hidrogênio desprendido na sua reação com o ácido 
sulfúrico. Utilizar conceitos tais como a Lei dos gases ideais, misturas gasosas e princípios de hidrostática para efetuar os 
cálculos pertinentes. 
 
3.2.3. Pré-laboratório 
 
a) Defina ácido forte e ácido fraco. 
b) Escreva as semi-reações de redução das seguintes substâncias: I2; Cu2+, Au3+. 
c) Escreva a semi-reação de redução do íon H+. 
d) Um mol de qualquer gás ocupa um volume de 22,4 L nas CNTP. Nestas condições qual o valor da temperatura (T) e 
pressão (P)? 
e) Dada a reação genérica abaixo de um metal M em meio ácido: 
 
Identifique a substância oxidante (SO) e a substância redutora (SR). 
 
f) No item anterior, considerando n = 3, calcule o volume de H2(g) nas CNTP produzido pela reação de 1 mol do metal M. 
g) Defina pressão parcial de um gás. 
h) O que você entende por pressão de vapor da água? Por que ela varia com a temperatura? 
i) Sabendo que um mol de magnésio produz um mol de hidrogênio gasoso, qual é o volume de um mol de hidrogênio à 
temperatura de 25 oC e 1 atm? 
 
 
 
 
 
 
__________________________________________________________________________QIE0001– Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 18 
3.2.4 Materiais e Métodos 
 
Materiais e reagentes 
01 béquer de 600 mL Funil sem haste 
Gaze 01 Proveta 100 mL 
Grampeador 01 béquer de 250 mL 
Régua de pelo menos 20 cm H2SO4 concentrado 
Mg(s) em fita 
 
 
Procedimento Experimental 
 
Com o auxílio de uma semi-analítica, pese entre 40 e 80 mg de fita de magnésio. A seguir, coloque a amostra em um 
pedaço quadrado de gaze e grampeie as bordas para evitar a saída do metal ao mergulha-lo na água. Coloque o conjunto 
(gaze + Mg) no fundo do béquer de 600 mL e cubra-o com o funil sem haste como indicado 
na Figura 4. Encha o béquer com água até atingir ¾ de sua capacidade máxima e emborque 
a proveta de 100 mL totalmente cheia de água não deixando bolhas de ar dentro da mesma. 
Fixe a proveta verticalmente utilizando uma garra e suporte universal. 
Depois do sistema montado, adicione lentamente dentro do béquer de 600 mL, 06 
mL de ácido sulfúrico concentrado com o auxílio de uma pipeta. Essa adição deve ser feita 
bem próxima à borda do funil para que o ácido entre rapidamente em contato com o 
magnésio. Tome cuidado para não introduzir bolhas de ar no sistema. 
Espere até que todo o metal tenha reagido e agite cuidadosamente o sistema para 
deslocar eventuais bolhas de hidrogênio retidas no funil. Anote o volume de gás coletado 
efetuando a leitura na proveta invertida, bem como a temperatura próxima a boca da 
proveta. Com o auxílio de uma régua meça a altura da coluna de água restante. Cheque a 
pressão atmosférica do dia com o auxílio de um barômetro. Depois de efetuadas todas as 
medidas, lave o material utilizado e deixe a bancada organizada. 
Figura 4. Esquema de 
montagem do sistema para 
medida do volume de gás 
coletado em uma proveta. 
 
 
 
 
 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 19 
3.2.5. Resultados e Questionário 
 
Complete o quadro abaixo com todos os dados coletados durante o experimento: 
Massa de magnésio utilizada (g) 
Volume de H2 produzido (L) 
Altura da coluna d’água (m) 
Temperatura da água (K) 
Pressão Barométrica (mmHg) 
Densidade da água (kg m-3) (vide Tabela 1) 
Pressão parcial do vapor de água (vide tabela 2) 
 
Resultados calculados: 
Pressão exercida pela coluna d’água (Pa) 
Pressão exercida pela coluna d’água (mmHg) 
Pressão parcial do H2(g) (mmHg) 
Volume de H2(g) na mistura gasosa (L) 
Massa molar do magnésio encontrada (g mol-1) 
Erro relativo encontrado (%) 
Composição dos Gases em %molar (H2) 
Composição dos Gases em %molar (H2O) 
Composição dos Gases em massa (H2) 
Composição dos Gases em massa (H2O) 
 
Com base nas observações feitas, dados coletados e resultados calculados respoda as seguintes questões: 
 
a) Por que ao adicionar o ácido sulfúrico concentrado, este desce através da água e consegue então entrar em contato com a 
fita de magnésio prensa a gaze? 
b) Equacione quimicamente a reação observada escrevendo as reações de oxidação, redução bem como a reação global. 
c) Por quê os íons sulfato não são essenciais no momento em que as equações químicas redox são 
escritas neste caso? 
d) Prove através do cálculo de ΔEo que a reação entre o magnésio metálico e o ácido sulfúrico é um 
processo espontâneo. 
e) Dado o esquema ao lado onde um gás foi coletado sobre uma coluna d’água de altura “h”, 
podemos dizer que a pressão da coluna d’água, a pressão do vapor de água e a pressão do gás em 
questão estão sendo equilibradas por que tipo de pressão? Relacione matematicamente estas 
quantidades. 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 20 
f) Por que é comum o uso de mercúrio em barômetros e não simplesmente uma coluna d’água? Para responder a pergunta 
calcule em metros, a altura de uma coluna d’água equivalente a 760 mmHg a 25 oC. 
g) Por que, a partir do volume de H2 coletado é possível calcular a massa molar do magnésio? Que relação é esta? 
h) Por que no experimento deve-se determinar a pressão parcial do gás hidrogênio? 
i) Suponha que 0,157 g de certo gás coletado sobre água ocupe um volume igual a 135 mL a 25 oC e 745 mmHg. 
Considerando um comportamento ideal, determine a massa molar do gás. 
 
ANEXOS 
Tabela 1. Variação da massa específica (ρ) da água em função da temperatura (T). 
t (oC) ρ (kg m-3) t (oC) ρ (kg m-3) 
0 999,8 40 992,2 
4 999,8 50 988,0 
5 1000,0 60 983,2 
10 1000,0 70 977,8 
15 999,7 80 971,8 
20 999,1 90 965,3 
25 998,2 100 958,4 
30 997,0 
Tabela 2. Variação da pressão de vapor da água (PH2O) em função da temperatura (T). 
t (oC) PH2O (mmHg) t (oC) PH2O (mmHg) 
0 4,579 30 31,824 
2 5,294 35 42,175 
4 6,101 40 55,324 
6 7,013 45 71,880 
8 8,045 50 92,510 
10 9,209 55 118,04 
12 10,518 60 149,38 
14 11,987 65 187,54 
16 13,634 70 233,70 
18 15,477 75 289,10 
20 17,535 80 355,10 
22 19,827 85 433,60 
24 22,377 90 525,76 
25 23,800 95 633,90 
26 25,209 100 760,00 
28 28,349 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 21 
3.3 SÍNTESE DO OXALATO DE BÁRIO 
 
3.3.1 Introdução 
 
Os processos de síntese química, sejam por via natural ou artificial, são os grandes responsáveis pela geração de 
novas substâncias e moléculas. Estes processos podem ser subdivididos em duas grandes classes: Síntese de compostos de 
compostos orgânicos (baseados exclusivamente na química do carbono) e a síntese de compostos inorgânicos (baseados em 
todos os demais elementos químicos conhecidos, juntamente com alguns compostos do carbono). 
Na natureza, ambas as formas são verificadas. Processos como os observados em atividade vulcânica e processos 
ligados a erosão, por exemplo, são tipicamente inorgânicos, enquanto os processos metabólicos tais como a respiração 
celular, são resultados de uma longa série de reações de síntese orgânica. 
Entretanto, muitos processos tanto orgânicos quanto inorgânicos, que não ocorrem espontaneamente na natureza, 
podem ser realizados pelo homem. Este ramo da ciência, intimamente ligado à química, é chamado então de Química 
Sintética. 
Através dos anos, o homem acumulou vasto conhecimento sobre as propriedades físico-químicas de inúmeras 
substâncias e, com base nestas propriedades, foi possível muitas vezes fazer uma predição se um determinado composto irá 
reagir com outro. Desta forma, os compostos, aos poucos, começaram a ser separados em grupos (funções químicas), de 
acordo com sua reatividade. 
Normalmente em síntese, a ideia geral consiste em, a partir de compostos de estrutura química mais simples, gerar-
se compostos de maior complexidade. Porém este fato não é necessariamente sempre verdadeiro. Muitas vezes compostos 
são reagidos simplesmente para alterar sua estrutura de maneira pontual, não aumentando então a complexidade da 
substância. 
Outro papel fundamental da química sintética é a obtenção, por vias artificiais, de substâncias presentes na 
natureza que, muitas vezes, são de difícil extração ou ainda inviáveis do ponto de vista econômico. Um exemplo típico é a 
essência de baunilhaou vanilina que possui a seguinte estrutura química: 
Tal material é extraído de orquídeas do gênero vanilla, nativas do México e é, atualmente, 
considerada a segunda especiaria mais cara do mundo (cerca de R$ 3200,00 kg-1), atrás apenas do 
açafrão. 
Atualmente, existem cerca de 11 milhões de produtos químicos sintéticos reconhecidos e 
catalogados e, cálculos indicam que 2000 novos compostos sejam criados a cada dia ao redor do 
mundo. O progresso científico tem permitido um grande desenvolvimento das técnicas de síntese 
química uma vez que antigamente era muito comum que substâncias eram sintetizadas ou descobertas de maneira casual. 
Nos dias de hoje, outro campo de pesquisa químico é a chamada química computacional, onde através de simulações de 
computadores, reações hipotéticas são testadas evitando muitas vezes horas de material e trabalho sejam desperdiçados. 
Embora algumas espécies inorgânicas possam ser encontradas em sua forma pura na natureza a grande maioria 
das substâncias inorgânicas são sintetizadas em laboratório ou em indústrias químicas. 
Os métodos de síntese em química inorgânica podem ser classificados em parte de acordo com a solubilidade e a 
volatilidade dos reagentes empregados. Reagentes solúveis em um determinado solvente de interesse são tratados como 
nos experimentos de química orgânica. Reações sensíveis ao oxigênio são feitas sob atmosfera inerte (Linhas de Schlenk 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 22 
e/ou aparelhos do tipo “Glove-box”). Compostos com baixo ponto de fusão podem ser liquefeitos ou vaporizados a baixa 
pressão enquanto reações no estado sólido podem ser feitas a altas temperaturas. No experimento de hoje utilizaremos a 
química em solução, sendo água o solvente. 
 
3.3.2 Objetivos 
 
 Sintetizar o oxalato de bário partindo de um sal pouco solúvel (carbonato de bário) através de reações químicas 
consecutivas. 
 
3.3.3 Pré-laboratório 
 
a) Defina solubilidade de um composto. 
b) Em que consiste a grandeza química dita produto de solubilidade (Kps) de um determinado composto? 
c) O que é um indicador químico do tipo ácido-base? Explique seu funcionamento. 
d) O ácido oxálico é considerado forte ou fraco? Com base em que você pode suportar sua afirmação? 
e) Pesquise como podemos detectar qualitativamente a presença de íons cloreto em uma solução. Qual reagente é 
comumente empregado nestas situações? Escreva sua reação química característica. 
 
 
3.3.4. Materiais e Métodos 
 
Materiais e regentes 
01 béquer de 25 mL Pipetas de 5 ou 10 mL 
Placa de aquecimento c/ agitação Barra magnética 
Espátulas Funil de Büchner 
Rolha furada (p/ funil) Papel filtro 
Trompa de vácuo Placa de Petri 
Carbonato de bário HCl 6,0 mol L
-1
 
Vermelho de metila 0,5 % NH4OH 6,0 mol L
-1
 
(NH4)2C2O4(aq) saturado Uréia 
AgNO3(aq) 0,1 mol L
-1
 
 
 
 
 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 23 
Procedimento Experimental 
 
Em um béquer de 25 mL pese 100 mg de carbonato bário e adicione 2 mL de água. Coloque a mistura sob agitação 
magnética e aquecimento moderado. Adicione gota a gota uma solução 6.0 mol L-1 de ácido clorídrico até que todo o sólido 
tenha se dissolvido. 
Dilua a solução para o volume final de 10 mL e adicione duas gotas de uma solução 0,5% de vermelho de metila. A 
solução deve estar ácida e, portanto uma cor vermelha deve ser observada. 
Adicione então 6,0 mL de uma solução aquosa saturada de oxalato de amônio e 4,0 g de uréia a mistura. Deixe a 
solução entrar em ebulição branda, até que a cor mude de vermelho para amarelo. Acrescente mais água, se necessário, para 
compensar as perdas por evaporação e a fim de evitar a precipitação de uréia. 
A precipitação de cristais incolores de oxalato de bário deve ser observada. Caso não haja precipitação, adicione 
gotas de uma solução 6,0 mol L-1 de hidróxido de amônio, até que ocorra a precipitação. Deixe o béquer esfriar até a 
temperatura ambiente. Filtre o sólido formado e lave-o com água gelada até que o teste para cloretos (com AgNO3) resulte 
negativo. Coloque o papel filtro com o sólido branco em uma placa de Petri e leve a estufa para a secagem. Pese-os após 
terem secado, e calcule o rendimento da reação global. 
Ao término da prática, lave o material utilizado e deixe a bancada organizada. 
 
3.3.5 Resultados e Questionário 
 
Com base no experimento realizado respoda as seguintes questões: 
 
a) Por que o carbonato de bário é praticamente insolúvel em água? Dica: busque o valor de Kps deste sal e compare com sais 
mais solúveis. 
b) Por que HCl é adicionado ao carbonato de bário? Escreva a reação ocorrida entre eles. Qual é o gás desprendido na 
reação? 
c) Busque a estrutura do vermelho de metila na literatura e explique o comportamento ácido-base desta substância. Qual a 
faixa de viragem deste indicador? Como sabemos que esta substância é adequada para acompanharmos a reação em 
questão? 
d) A uréia (um composto molecular) foi utilizada para elevar o pH do meio reacional. Como isto é possível? Explique 
utilizando uma equação química para justificar sua resposta. 
e) Como foi certificada a pureza do composto sintetizado? De onde está impureza originou-se? 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 24 
3.4 TERMOQUÍMICA – APLICAÇÃO DO CICLO DE BORN-HARBER 
 
3.4.1 Introdução 
 
Desenvolvido em 1917 pelos cientistas alemães Max Born e Fritz Harber, o ciclo termodinâmico que recebeu o 
nome de seus proponentes caracteriza-se como uma importante ferramenta na análise da energia (ou troca de calor neste 
caso) envolvida em uma reação química. 
Através do ciclo de Born-Harber é possível determinar a variação de entalpia de uma etapa qualquer durante uma 
transformação em estudo. Para tal, é necessário escrever o ciclo termoquímico de todas as etapas envolvidas no processo. 
Desde que todas, menos uma entalpia, sejam conhecidas e, aplicando-se a lei de Hess, isto é, partindo de um ponto do ciclo e 
retornando a ele, a variação total de entalpia será nula. 
Varias são as aplicações químicas do ciclo de Born-Harber. Dentre estas, um exemplo típico é a determinação da 
energia reticular (ΔHret ou U0) do cloreto de sódio. A equação química abaixo descreve o processo: 
 
 
 
Experimentalmente a medida direta desta entalpia não pode ser feita, mas se considerarmos que reações químicas 
consecutivas devem ocorrer até que o produto final seja atingido, podemos montar um ciclo termoquímico segundo as 
ideias de Born e Harber. O diagrama a seguir apresenta o ciclo de Born-Harber para a formação do cloreto de sódio: 
 
 
Onde: ΔHr é a entalpia de reação D = entalpia de dissociação 
 S é a entalpia de sublimação AE = afinidade eletrônica 
 I é a energia de ionização U0 é a energia reticular 
 
Aplicando a Lei de Hess para o ciclo termoquímico de Born-Harber obtém-se a seguinte expressão: 
 
 
 
Se o valor da energia reticular (U0) é desconhecido e todas as demais grandezas conhecidas matematicamente 
podemos reescrever a equação acima da seguinte forma: 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – QuímicaInorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 25 
 
 
Dados os valores tabelados para as demais grandezas termodinâmicas (abaixo) a energia reticular pode ser então 
calculada: 
 
ΔHr = -411,15 kJ mol-1 ½ D = 121,68 kJ mol-1 AE = -348,94 kJ mol-1 
S = 107,32 kJ mol-1 I = 495,70 kJ mol-1 
 
 
 
Em muitos casos, este mesmo ciclo é utilizado também para calcular a afinidade eletrônica (AE), já que esta 
grandeza é um valor difícil de determinar experimentalmente. 
 Em nosso experimento, faremos um estudo das trocas térmicas envolvendo uma reação ácido-base (ácido 
clorídrico e hidróxido de amônio) e uma reação química de ionização/dissolução (cloreto de amônio e água). O calor de 
neutralização da base fraca NH3(aq) pelo ácido forte, HCl(aq) (ΔHneutr) e o calor de dissolução do sal NH4Cl(aq) (ΔHd) serão 
determinados experimentalmente. 
Os valores das seguintes entalpias de formação (ΔfH) são fornecidos: 
 
NH3(g) = -46,13 kJ mol-1 HCl(g) = -92,34 kJ mol-1 NH4Cl = -314,58 kJ mol-1 
 
Com base nestas informações o ciclo de Born-Harber para este processo é representado a seguir: 
 
 
 
3.4.2 Objetivos 
 
Calcular a partir de dados experimentais a entalpia de dissolução da amônia gasosa (NH3), aplicando o ciclo de 
Born-Harber. 
 
 
 
 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 26 
3.4.3 Pré-laboratório 
 
a) Por que é necessário indicar os estados físicos das substâncias representadas numa equação química? 
Qual é a formulação da lei de Hess? 
b) É possível determinar os calores de neutralização e de dissolução pela variação de temperatura observada na água? 
Explique. 
c) Defina: Entalpia, calor de neutralização, calor de dissolução, entalpia de reação, entalpia de formação, entalpia de 
sublimação, energia de ionização e energia reticular. 
d) Diferencie: eletronegatividade e afinidade eletrônica 
e) Diferencie: calor de reação e entalpia de reação. 
f) Diferencie: ácido fraco/forte e base fraca/forte. 
g) Qual a função de um calorímetro? 
h) Defina calor específico e quantidade de calor. 
 
3.4.4 Materiais e Métodos 
 
Materiais e reagentes 
1 béquer de 100 mL 1 termômetro (-10 a 100 oC) 
2 provetas de 100 mL 1 porta-lata de ISOPOR® 
HCl 0,5 mol L-1 NH4Cl(s) 
NH4OH 0,5 mol L-1 
 
Procedimento Experimental 
 
Parte 1 – Determinação do calor de neutralização (ΔHneutr) 
 
Para a preparação do calorímetro, insira o béquer de 100 mL dentro do recipiente de ISOPOR® previamente 
forrado com papel toalha para maximizar o isolamento térmico do sistema. Adicione 50 mL de HCl 0,5 mol L -1 no 
calorímetro e 50 mL de NH4OH 0,5 mol L-1 em um proveta de 100 mL. Anote separadamente as temperaturas das duas 
soluções e use o valor médio como temperatura inicial. 
Junte a solução de NH4OH à solução do calorímetro e anote a temperatura extrema obtida. Para o cálculo das 
quantidades de calor considere o calor específico da água 1,00 e do vidro 0,16 cal g-1 oC-1, respectivamente. Os dados obtidos 
deverão constar na tabela presente no item Resultados. 
 
 
 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 27 
Parte 2 – Determinação do calor de dissolução (ΔHd3) 
 
Após a limpeza, secagem e nova montagem do calorímetro, adicione 100 mL de água destilada no mesmo e anote a 
temperatura inicial. Pese 2,5 ± 0,01 g de cloreto de amônio, agite e anote a temperatura extrema. Novamente, para o cálculo 
das quantidades de calor considere o calor específico da água 1,00 e do vidro 0,16 cal g-1 oC-1, respectivamente. Os dados 
obtidos deverão constar na tabela presente no item Resultados. 
 
3.4.5 Resultados e Questionário 
 
Complete a tabela abaixo, efetuando os cálculos pertinentes para que os valores de entalpia sejam encontrados. 
Adote 1, cal = 4,184 Joules e 1000 J = 1 kJ. 
 
Experimento Parte 1 Parte 2 
Variação de temperatura (Δt / oC) 
Calor trocado (Qt / cal) 
Número de mols (n / mols) 
Calor de reação (Qp / cal mol-1) 
Entalpia de reação (ΔHr / kJ mol-1) 
 
Com base nos dados obtidos e calores de reação calculados responda as seguintes perguntas. 
 
a) Monte o ciclo de Born-Harber para as reações estudadas, e aplique a Lei de Hess no mesmo. 
b) Calcule a entalpia de reação (ΔHr) entre NH3(g) e o HCl(g) usando valores de entalpias de formação (ΔHf) fornecidos na 
parte introdutória deste experimento. 
c) Calcule a soma das entalpias de dissolução da amônia e do cloreto de hidrogênio. 
d) Considerando as entalpias de formação (ΔHf) do HCl(g) (-92,31 kJ mol-1) e do HCl(aq) (-167,16 kJ mol-1), calcule a entalpia 
de dissolução do cloreto de hidrogênio em água e em seguida a entalpia de dissolução da amônia. Compare o resultado final 
com o valor teórico (ΔHd[NH3] = -34,28 kJ mol-1). 
e) Construa um ciclo de Born-Harber para calcular a energia reticular (Uo) do CaCl2(s). Dados: 
Entalpia de formação do CaCl2 -795,8 kJ mol-1 (reação de síntese) 
Entalpia de vaporização do Ca 178,2 kJ mol-1 
Entalpia de 1ª ionização do Ca 589,8 kJ mol-1 
Entalpia de 2ª ionização do Ca 1145,4 kJ mol-1 
Entalpia de dissociação do Cl2 243,4 kJ mol-1 
Entalpia de afinidade eletrônica do Cl2(g) -350,0 kJ mol-1 
 
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__________________________________________________________________________________________________________________ 28 
3.5 O PROCESSO DE CRISTALIZAÇÃO: SÍNTESE DO ALÚMEN DE POTÁSSIO 
 
3.5.1 Introdução 
 
Conforme visto em aulas anteriores, o campo de estudo chamado Química Sintética é de fundamental importância 
tanto do ponto de vista puramente científico (desenvolvimento de novas substâncias e métodos de síntese) quanto nas 
ciências mais aplicadas e ainda no âmbito industrial. 
Tanto na área de síntese orgânica quanto em síntese inorgânica, muitas vezes o desenvolvimento e geração de uma 
nova substância não é a etapa determinante e/ou mais complexa. Um dos grandes desafios dos químicos sintéticos a 
purificação da substância sintetizada. 
Atualmente são conhecidas diversas formas de purificação de substâncias sendo, sem dúvida, o ramo da 
cromatografia um dos mais proeminentes. Entretanto os processos de cristalização também consistem uma forma muitas 
vezes viável para a obtenção de compostos com elevado grau de pureza. 
A técnica de cristalização consiste basicamente em criar condições específicas de solubilidade de um dado 
composto dissolvido em um solvente (ou mistura de solventes) em que esta substância precipite de um modo lento e 
ordenado. Desta forma, quando uma solução se torna supersaturada (concentração de soluto acima do coeficiente de 
solubilidade deste em um determinando solvente) dá-se inicio ao processo chamado de nucleação. 
A nucleação, tida como a primeira etapa do processo de cristalização, consiste a aproximação de partículas 
dispersas no solvente e a consequente formação de aglomerados (“clusters”) ainda em escala nanométrica. Estes clusters 
são estáveis apenas a partir de um tamanho crítico que depende das condições de cristalização. Quando o cluster não atinge 
a estabilidade necessária ele acaba por se redissolver na solução. Dentre diversos fatores que influenciam o processo de 
nucleação a temperaturae grau de supersaturação são os dominantes. 
A partir do momento em que o processo de nucleação é consistente, ou seja, as partículas estão organizadas de 
forma coesa e organizadas, dá-se inicio a segunda etapa do processo de cristalização caracterizado pelo crescimento do 
cristal propriamente dito. O crescimento nada mais é que a repetição da estrutura organizacional criada pela nucleação. 
Quanto maior número de partículas justapostas de forma periódica e ordenada, maior será o cristal obtido. 
Paralelamente, a força motriz do processo de cristalização é o grau de supersaturação da solução em questão, pois, 
os cristais continuarão crescendo enquanto a solução estiver supersaturada. 
A qualidade dos cristais é então fruto de fatores internos e externos à solução. Como fator interno, provavelmente a 
pureza da solução é fundamental, pois quanto menor o número de impurezas dissolvidas melhor será a qualidade e 
tamanho dos cristais obtidos. Quanto a fatores externos tais como temperatura e fontes de vibração podem também 
influenciar a qualidade e tamanho dos cristais a serem obtidos. De fato, quanto melhor a qualidade dos cristais obtidos, mais 
puros estes podem ser considerados assim, a obtenção de cristais pode ser considerado um método eficaz de purificação de 
um composto. Esta prática trata da obtenção de cristais de alúmen de potássio através do processo de síntese partindo-se 
do alumínio metálico. 
Quimicamente, alúmens são sulfatos duplos onde temos a presença de dois tipos de cátions: um monovalente e 
outro trivalente. Normalmente, ocorrem em sua forma polihidratada. O alúmen de potássio, KAl(SO4)2 . 12H2O, é um 
composto utilizado como coagulante na purificação de água, na indústria de papel e na produção de picles. Uma maneira 
alternativa de escrever-se a fórmula do composto é: Al2(SO4)3 . K2SO4 . 24 H2O. 
__________________________________________________________________________QIE0001 – Química Inorgânica Experimental 
__________________________________________________________________________________________________________________ 29 
3.5.2 Objetivos 
 
Obter cristais de KAl(SO4)2 . 12H2O sintetizados a partir da reação redox do alumínio metálico em um meio 
fortemente alcalino. 
 
3.5.3 Pré-laboratório 
 
a) Qual a nomenclatura oficial para sais duplos recomendada pela IUPAC? 
b) Escreva a semi-reação de oxidação do alumínio. 
c) Por que o alumínio metálico se torna solúvel em meio alcalino concentrado? Explique. 
d) Qual a massa de KOH necessária para se preparar 100 mL de uma solução aquosa 4,0 mol L-1? 
e) Ao efetuarmos uma diluição de um ácido concentrado, H2SO4, por exemplo, devemos sempre adicionar o ácido à água ou 
água ao ácido? Justifique sua resposta. 
 
 
3.5.4 Materiais e Métodos 
 
Materiais e regentes 
02 béqueres de 100 mL Espátulas 
Funil Balão Volumétrico 
Papel filtro Pipetas graduadas de 5 e 10 mL 
Agitador magnético c/ aquecimento KOH 4,0 mol L-1 
Alumínio metálico em lascas Água destilada 
H2SO4 concentrado 
 
Procedimento Experimental 
 
Com o auxílio de uma balança semi-analítica, pese 0,4 g do alumínio metálico em lascas. Se necessário corte o 
mesmo em pequenos pedaços para aperfeiçoar o processo. Coloque o alumínio em um béquer de 100 mL e acrescente 
20 mL de uma solução 4,0 mol L-1 de KOH. Deixe a mistura reagir até que a liberação de gás hidrogênio não seja mais 
observada. Filtre a mistura, coletando o filtrado em um béquer limpo de 100 mL. Sob agitação, adicione lentamente ao 
filtrado 12 mL de uma solução 9,0 mol L-1 de ácido sulfúrico. Mantenha agitação até que todo o sólido tenha se dissolvido. 
Caso necessário aqueça o sistema e/ou adicione um pouco de água ao sistema. Identifique seu béquer com uma etiqueta 
contendo o nome da dupla, código da disciplina (QIE0001) e turma. Coloque o béquer no fundo da capela indicada pelo 
professor e deixe-o repousar até a próxima aula. Na semana seguinte colete o sólido obtido, lave-o com um mistura de 
etanol água 50% v/v, meça a massa resultante e calcule o rendimento da reação. 
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__________________________________________________________________________________________________________________ 30 
3.5.5 Resultados e Questionário 
 
Com base no experimento realizado respoda as seguintes questões: 
 
a) Equacione quimicamente o processo de dissolução do alumínio metálico em KOH 4,0 mol L-1. Mostre as semi-reações de 
oxidação e redução, bem como a reação global. 
b) Escreva a reação química ocorrida quando o ácido sulfúrico 9,0 mol L-1 é adicionado a mistura. Que tipo de reação é esta? 
c) Por que no início da dissolução do alumínio em KOH o processo é lento e, depois de alguns minutos, se torna mais rápido? 
d) Que volume de H2SO4 9,0 mol L-1 é necessário para a total neutralização de 50 mL de KOH 4,0 mol L-1? 
e) Por quê em regiões costeiras é comum a utilização de portões e grades de alumínio ao invés de ferro? Explique 
quimicamente. 
 
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3.6 ELETROQUÍMICA – ALGUMA QUÍMICA DO IODO 
 
3.6.1 Introdução 
 
Os halogênios ocorrem na forma combinada por toda a crosta terrestre em abundância entre 0,08% (flúor) e 
0,001% (iodo). Íons fluoreto são comumente encontrados na forma de sais pouco solúveis em água, decantados no fundo de 
rios e lagos como CaF2. Já cloretos e brometos concentram-se ainda em grande parte nos oceanos, devido à lixiviação 
natural dos continentes. 
Embora a concentração de íons iodeto seja pequena na água do mar, estes íons são seletivamente absorvidos por 
determinadas espécies de algas marinhas e ali permanecem armazenados. Compostos de iodo tais como iodatos e 
periodatos ocorrem em grande concentração na crosta terrestre, mas especificamente no Chile. 
O iodo foi descoberto na França em 1811 como um subproduto do tratamento de algas marinhas pelo ácido 
sulfúrico pelo químico francês Bernard Courtois. Em temperatura ambiente, o iodo encontra-se no estado sólido (cor 
púrpuro-negra) sob a forma de I2. É classificado com um não-metal e também o menos reativo de todos os halogênios 
devido sua baixa eletronegatividade. Apesar de fundir em temperaturas um pouco acima de 100 oC, à 70 oC o iodo sublima, 
devido as suas fracas interações intermoleculares, liberando vapores violáceos bastante característicos e extremamente 
irritante as vias aéreas. Devido à relativa fraca energia de ligação da molécula de I2, esta pode ser facilmente quebrada (fato 
semelhante aos demais halogênios). O iodo é capaz de se combinar quimicamente com todos os elementos da tabela 
periódica com exceção dos gases nobres. 
 O íon iodeto (I-) é o mais reativo dos halogenetos e se oxida facilmente a iodo molecular (I2). A molécula de iodo é 
pouco solúvel em água por ser apolar, porém é muito solúvel em solventes não polares tais como o clorofórmio, benzeno, 
hexano e em álcoois de cadeia curta originando uma solução violeta. Na presença de soluções aquosas que já contenham 
íons iodeto, o iodo molecular se torna solúvel e um solução marrom escura se forma devido à formação de espécies I3- (aq) 
(íons triiodeto) de acordo com o equilíbrio descrito abaixo. 
 
Um teste muito sensível e comum para detectar a presença de iodo livre em solução é a formação de um complexo 
com moléculas de amido (Figura 1, abaixo). Quando este halogênio se aloja entre uma cadeia polimérica e outra um 
processo eletrônico de transferência de carga ocorre, gerando uma coloraçãoazul escura intensa. 
 
 
Figura 1. Formação da cadeia polimérica de amido (esquerda). Estrutura proposta para o complexo de coloração azul-
escuro amido-iodo (direita). 
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__________________________________________________________________________________________________________________ 32 
Na medicina o iodo é usado como antisséptico e desinfetante (tintura de iodo). O isótopo I131, com meia-vida de oito 
dias, é utilizado no tratamento do câncer de tireoide. A deficiência de iodo no organismo causa o bócio (supercrescimento 
da glândula tireóide). Para combater esta doença, sais de iodo tais como NaI e KI ou ainda iodatos (IO3-) são acrescentados 
em pequenas quantidades ao sal de cozinha (NaCl) sendo os limites aceitáveis previstos por lei (Portaria MS 218 
24/03/1999 Art. 6º, VIII) entre 40 e 100 mg kg-1. Tanto em fotografia como em exames de raios X, sais de iodo (que são 
fotossensíveis) são largamente empregados na preparação de filmes e chapas fotográficas. Na agricultura sais de iodo são 
dispersos nas nuvens para gerar chuva artificial. 
 Industrialmente, uma maneira economicamente viável de se obter halogênios em sua forma elementar do tipo X2 
(onde X pode ser F, Cl, Br ou I) é através da eletrólise ígnea de seus respectivos sais fundidos. Por definição, eletrólise é um 
processo físico-químico que induz uma reação química não espontânea (ΔG > 0) ocorrer através da passagem de uma 
corrente elétrica no sistema. A Figura 2 a seguir ilustra o processo da eletrólise ígnea do NaCl puro (fundido à ~ 800 oC): 
 
 
Figura 2. Esquerda: Desenho esquemático da eletrólise ígnea do NaCl. Direita: Resumo dos processos eletroquímicos que 
ocorrem em uma célula eletrolítica. 
 
 Para o caso da eletrólise ígnea do NaCl(l) as seguintes semi reações de oxidação e redução, e reação global são 
observadas: 
 
 
No caso típico de eletrólise da água, a oxidação, que tem seu lugar no ânodo (+), produz oxigênio gasoso (O2) 
enquanto a redução, no cátodo (-), produz hidrogênio gasoso (H2). As reações abaixo resumem este processo: 
 
 
 
 Entretanto, ao efetuarmos uma eletrólise sobre uma solução salina (NaCl em água, por exemplo), as reações 
químicas que podem ocorrer no cátodo e no ânodo podem levar à oxidação ou redução da própria água bem como dos íons 
geramos pelo sal dissolvido, se estes íons forem mais facilmente oxidados ou reduzidos do que a própria água. 
 
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__________________________________________________________________________________________________________________ 33 
Nesta prática iremos eletrolisar uma solução aquosa de iodeto de potássio e identificar os produtos que se formam 
em cada um dos eletrodos. Considerando a existência das espécies I-(aq), K+(aq) e H2O(l) e, com base nos potenciais redox 
padrão (Eo) destas espécies, pode-se fazer uma predição de qual espécie irá se formar em cada eletrodo. 
 
3.6.2 Objetivos 
 
 Montar, realizar e identificar os produtos da eletrólise de uma solução aquosa de iodeto de potássio e, na segunda 
etapa, verificar qualitativamente a presença de iodo em uma amostra de sal de cozinha. 
 
3.6.3 Pré-laboratório 
 
a) Defina eletrólise, eletrodo, cátodo, ânodo e eletrólito. 
b) Em que consiste, mas especificamente, o termo “eletrólise ígnea”? 
c) O que você entende por “célula eletrolítica”? 
d) Como diferenciar um processo eletrolítico de uma pilha? 
e) Como se chamam os terminais positivo e negativo em uma eletrólise? 
f) Defina potencial padrão de um eletrodo. 
g) Como podemos inferir se um dado processo eletroquímico será espontâneo ou não? 
h) Com base na tabela de potenciais padrão (em anexo) escreva todas as semi-reações de oxidação e redução passíveis de 
ocorrência durante a eletrólise do KI(aq). 
 
3.6.4 Materiais e Métodos 
Materiais e reagentes 
1 fonte CC (12 V/1,5 A) 1 tubo em “U”, Ø ~15 mm 
1 par de eletrodos de grafite 4 tubos de ensaio 
2 pipetas graduadas de 5 ou 10 mL 1 Pera de sucção 
Almofariz c/ pistilo 1 béquer de 100 mL 
Placa de aquecimento c/ agitação Barra magnética 
2 tubos de ensaio 1 rola p/ tubo de ensaio 
Cápsula de porcelana Iodo sólido (I2) 
KI 5% em água Amido 3% em água (suspensão) 
Fenolftaleína (solução) FeCl3 1,0 mol L-1 
Amostra de sal de cozinha Etanol 
Hexano Água destilada 
 
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Procedimento Experimental 
 
Parte 1 – Eletrólise da solução aquosa de KI 
 
Fixe o tubo em “U” com o auxílio de uma garra adequada em um suporte universal e adicione a solução de iodeto de 
potássio no tubo. Conecte os eletrodos de grafite a cada um dos terminais elétricos disponíveis e mergulhe-os na solução até 
que pelo menos ¾ dos eletrodos estejam imersos. Acione a fonte e deixe o processo correr por pelo menos 10 minutos 
desligando então a energia. 
Colete 2 mL da solução próxima ao eletrodo onde houve liberação de produtos gasosos e adicione duas gotas de 
fenolftaleína (anote o resultado observado). Colete mais 2 mL desta solução e adicione gotas de FeCl3(aq) 1,0 mol L-1 (anote 
o resultado observado). Do lado oposto do tubo, colete 2 mL de solução eletrolisada e transfira para um tubo de ensaio 
adicionando algumas gotas da suspensão de amido (anote o resultado observado). 
 
Parte 2 – Determinação qualitativa da presença de Iodo no sal de cozinha 
 
Conforme exposto na introdução desta prática, o sal de cozinha contém, por legislação federal entre 40 e 100 mg de 
iodeto e/ou iodatos por kg de produto para que este seja considerado próprio para consumo humano. 
Qualitativamente o iodeto pode ser determinado oxidando-o a iodo molecular e extraindo-o em hexano. Para tal, 
pulverize 10 g de sal de cozinha e transfira para um béquer de 100 mL. Adicione 10 mL de etanol e mantenha a mistura sob 
agitação magnética por pelo menos 30 minutos. O etanol deverá dissolver e extrair o KI, permanecendo o NaCl na fase 
sólida. Decante o líquido em uma cápsula de porcelana para evaporação do etanol aquecendo a amostra cuidadosamente 
para evitar respingos e consequente perda de material. 
 Feito isto, adicione 5 mL de água destilada, aqueça a mistura e transfira-a para um tubo de ensaio. Junte 10 gotas de 
FeCl3(aq) 1 mol L-1 e agite. Adicione 1 mL de hexano e agite vigorosamente por 1 minuto. Observe e anote a cor da fase 
orgânica. Para efeitos de comparação, em um tubo de ensaio separado, adicione 2 mL de hexano e um ou dois cristais de 
Iodo molecular. Agite, observe e compare com o tubo da reação anterior (anote seus resultados). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.6.5 Resultados e Questionário 
 
Parte 1 – Eletrólise da solução aquosa de KI. 
 
 Com base na tabela de semi-reações de oxidação e redução fornecida em anexo, escreva todas as possibilidade de 
reatividade para o cátodo e ânodo: 
 
Eletrodo positivo (ânodo) 
Semi-reações de oxidação Valor de Eo (V) 
 
 
Eletrodo negativo (cátodo) 
Semi-reações de redução Valor de Eo (V) 
 
 
 
Observações e resultados experimentais 
 
No cátodo houve desprendimento de um gás e a adição de fenolftaleína