Buscar

apostila experimentos inorganica 2015 1

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 3, do total de 41 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 6, do total de 41 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Você viu 9, do total de 41 páginas

Faça como milhares de estudantes: teste grátis o Passei Direto

Esse e outros conteúdos desbloqueados

16 milhões de materiais de várias disciplinas

Impressão de materiais

Agora você pode testar o

Passei Direto grátis

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
CENTRO UNIVERSITÁRIO NORTE DO ESPÍRITO SANTO 
Departamento de Ciências Naturais 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
MANUAL DE INSTRUÇÕES E 
ROTEIROS DOS EXPERIMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Centro Universitário Norte do Espírito Santo 
Rodovia BR 101 Norte, Km. 60, Bairro Litorâneo, CEP 29932-540 
São Mateus – ES 
Sítio eletrônico: http://www.ceunes.ufes.br 
 
2 
 
PLANO DE ENSINO 
 
DISCIPLINA – DCN10505 - INSTRUMENTAÇÃO PARA O ENSINO DE QUÍMICA 
INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
 
1. CARACTERÍSTICAS 
Carga horária: 60 h (4 horas semanais) 
Créditos: 4 
 
2. EMENTA 
Estudo dos currículos de química do 1o e 2o graus (Inorgânica: propriedades dos 
elementos representativos e seus compostos.). Análise crítica dos principais projetos de ensino 
de química aplicados no Brasil. Treinamento em criação e construção de experiências didáticas 
aplicáveis ao ensino fundamental e médio (inorgânica). 
 
3. OBJETIVOS 
• Preparar os alunos para executar experiências na área de Química Inorgânica. 
• Verificar experimentalmente os conteúdos da Química Inorgânica I e II. 
• Estabelecer relações entre conhecimentos teóricos e os verificados experimentalmente. 
 
 3.1 Conteúdo Programático 
N° 
aula 
Data Experimento Descrição 
1 02/03 - Apresentação do curso 
Informações sobre segurança no laboratório 
Apresentação das normas para elaboração do 
relatório 
2 9/03 1 Ciclo de reação do cobre 
3 16/03 2 Precipitação e cristalização 
4 23/03 3 e 4 Reatividade de metais e Estudo do hidrogênio / 
dureza da água 
5 30/03 5 Estudo dos halogênios 
6 06/04 6 Estudo do oxigênio e do enxofre 
7 13/04 FERIADO 
8 20/04 FERIADO 
9 27/04 7 Estudo do nitrogênio 
10 04/05 Semana de Química 
11 11/05 8 Estudo do carbono e do sílicio 
12 18/05 9 Síntese do Hexanitrocobaltato(III) de sódio 
13 25/05 10 Complexos em solução 
14 01/06 11 Química de coordenação - Bioinorgânica 
15 08/06 Preparação seminário 
16 15/06 Seminário 
17 22/06 Prova 
18 29/06 Prova final 
 
 
 
 
3 
 
4. AVALIAÇÃO 
A avaliação da disciplina será feita sobre o conjunto de atividades realizadas no decorrer 
do período letivo. Para cada atividade será atribuída uma nota em escala numérica no intervalo 
de 0 (zero) a 10 (dez). 
Serão atribuídas notas para as seguintes atividades: 
 
● Relatórios ou pós-testes sobre os experimentos executados (média no semestre Rm); 
● Uma prova escrita sobre os experimentos realizados (Pe); 
● Um trabalho final (Tf). 
 
O pós-teste consiste de uma avaliação breve com 10 minutos de duração, e será 
realizado no início da aula prática, sempre antes da explanação da aula corrente. O objetivo 
desta avaliação é verificar o conteúdo teórico e prático absorvido pelo aluno na aula prática 
anterior. O aluno que chegar atrasado à aula perderá o pós-teste da aula corrente. 
O relatório da aula prática, quando solicitado, deverá ser entregue no máximo na semana 
subseqüente. 
O trabalho final será a criação e construção de experiências didáticas aplicáveis ao 
ensino fundamental e médio (inorgânica). Deverá ser entregue um trabalho escrito contendo 
aspectos teóricos envolvidos no experimento e a descrição da metodologia utilizada. Além 
disso, o experimento será demonstrado pelos alunos. 
A média parcial será dada por: 
MP = (Tf + Rm + Pe)/3 
 
O aluno que obtiver média parcial maior ou igual a sete (MP ≥ 7) estará aprovado. Caso 
contrário, o aluno fará uma prova final ( PF ). A média final ( MF ) é igual a 2
PFMPMF +=
. Se a 
média final for maior ou igual a cinco ( 5≥MF ) estará aprovado. Caso contrário estará 
reprovado. 
O aluno que obtiver freqüência inferior a 75% das aulas previstas estará reprovado por 
falta, independente de suas avaliações. 
 
5. BIBLIOGRAFIA 
 
a) J.D., LEE, Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
b) D. F.SHRIVER, P. W. ATKINS, Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
c) F.A., COTTON e G., WILKIUSM e P.L. GAUS, Basic Inorganic Chemistry, 3a ed, John Wiley 
& Sons, 1995. 
d) J.E. HUHEEY, E.A.Keiter e R.L.Keiter, Inorganic Chemistry, Harper e Row Publishers, 4a ed., 
1993. 
 
6. ROTEIRO PARA ELABORAÇÃO DE RELATÓRIO 
 
O relatório de atividades deve em primeiro lugar, retratar o que foi realmente realizado no 
experimento, sendo de fundamental importância a apresentação de um documento bem ordenado 
e de fácil manuseio. Além disso, deve ser o mais sucinto possível e descrever as atividades 
experimentais realizadas, a base teórica dessas atividades, os resultados obtidos e sua 
discussão, além da citação da bibliografia consultada. 
O relatório deve ser redigido de uma forma clara, precisa e lógica. Redija sempre de forma 
impessoal, utilizando-se a voz passiva no tempo passado. Ex. a massa das amostras sólidas foi 
determinada utilizando-se uma balança. 
Devem ser evitados expressões informais ou termos que não sejam estritamente técnicos 
(Não utilize em hipótese alguma adjetivo possessivo, como por exemplo, minha reação, 
meu banho, meu qualquer coisa). É bastante recomendável, efetuar uma revisão do relatório 
para retirar termos redundantes, clarificar pontos obscuros e retificar erros no original. 
 
4 
 
Uma atenção especial deve ser dada aos termos técnicos, resultados, fórmulas e 
expressões matemáticas. As ilustrações (tabelas, fórmulas, gráficos) deverão vir na sequência 
mais adequada ao entendimento do texto e seus títulos e legendas devem constar imediatamente 
abaixo. 
 
Tabela: é composto de título, um cabeçalho, uma coluna indicadora, se necessário, e um 
corpo: 
* Título- deve conter breve descrição do que contém a tabela e as condições nas quais os 
dados foram obtidos; 
* Cabeçalho- parte superior da tabela contendo as informações sobre o conteúdo da cada 
coluna; 
* Coluna indicadora- à esquerda da tabela, especifica o conteúdo das linhas; 
* Corpo- abaixo do cabeçalho e a direita da coluna indicadora, contém os dados ou 
informações que se pretende relatar; 
 
Exemplo 
Tabela 1. Algumas características dos estados da matéria 
Estado da matéria Compressibilidade Fluidez ou rigidez Densidade relativa 
Gasoso Alta fluido baixa 
Líquido muito baixa fluido alta 
Sólido muito baixa rígido alta 
 
Gráfico: é a maneira de detectar visualmente como varia uma quantidade (y) à medida que 
uma segunda quantidade (x) também varia. 
Eixos: 
horizontal (abscissa) - representa a variável independente; é aquela cujo valor é controlado 
pelo experimentador; 
vertical (ordenada)- representa a variável dependente; cujo valor é medido experimentalmente. 
Escolha das escalas - suficientemente expandida de modo a ocupar a maior porção do papel 
(não é necessário começar a escala no zero, sim num valor um pouco abaixo do valor mínimo 
medido) 
Símbolos das grandezas- deve-se indicar junto aos eixos os símbolos das grandezas 
correspondentes divididos por suas respectivas unidades; 
Título ou legenda- indicam o que representa o gráfico; 
Valores das escalas- deve-se marcar os valores da escala em cada eixo de forma clara; 
Pontos- deve-se usar círculos, quadrados, etc. para indicar cada ponto de cada curva; 
Traço- a curva deve ser traçada de modo a representar a tendência média dos pontos. 
 
Tópicos de Composição: 
 1. Identificação 
 2. Resumo 
 3. Introdução 
4. Materiais e Métodos 
5. Resultados e Discussão 
6. Conclusões 
7. Referências 
 
Identificação 
Relatório N. 
Título 
Nome dos autores: 
RESUMO 
 
5 
 
Inicialmente, deve ser feito um resumo dos principais aspectos a serem abordados no 
relatório, tomando por base, as etapas constantesdo procedimento experimental desenvolvido e 
dos resultados obtidos. Este item deve ser elaborado de forma clara e sucinta para proporcionar 
ao leitor os tipos de informações fornecidas no documento. 
 
INTRODUÇÃO 
Apresentar os pontos básicos do estudo ou atividades desenvolvidas, especificando as 
principais aquisições teórico-metodológicas, referentes às técnicas empregadas. Neste item é 
dado um embasamento teórico do experimento descrito, para situar o leitor naquilo que se 
pretendeu estudar no experimento. A literatura é consultada, apresentando-se uma revisão do 
assunto. Normalmente, as citações bibliográficas são feitas por números entre parênteses e 
listadas no final do relatório. Lembrar que a introdução não é uma cópia da literatura. Não 
copie os textos consultados, para isso basta uma máquina de fotocópias. 
 
PARTE EXPERIMENTAL (OU MATERIAIS E MÉTODOS) 
Descrição detalhada do experimento realizado, dos métodos analíticos e técnicas 
empregadas, bem como descrição dos instrumentos utilizados. Não é um receituário. Este item 
precisa conter elementos suficientes para que qualquer pessoa possa ler e reproduzir o 
experimento no laboratório. Utilizam-se desenhos e diagramas para esclarecer sobre a 
montagem de aparelhagem. Não deve incluir discussão de resultados. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Esta é a parte principal do relatório, onde serão mostrados todos os resultados obtidos, 
que podem ser numéricos ou não. Deverá ser feita uma análise dos resultados obtidos, com as 
observações e comentários pertinentes. 
Em um relatório desse tipo espera-se que o aluno discuta os resultados em termos dos 
fundamentos estabelecidos na introdução, mas também que os resultados inesperados e 
observações sejam relatados, procurando uma justificativa plausível para o fato. Em textos 
científicos utilizam-se tabelas, gráficos e figuras como suporte para melhor esclarecer o 
leitor do que se pretende dizer. 
 
CONCLUSÕES 
 Neste item deverá ser feita uma avaliação global do experimento realizado, são 
apresentados os fatos extraídos do experimento, comentando-se sobre as adaptações ou não, 
apontando-se possíveis explicações e fontes de erro experimental. Não é uma síntese do que 
foi feito (isso já está no sumário) e também não é a repetição da discussão. 
 
BIBLIOGRAFIA 
 Listar bibliografia consultada para elaboração do relatório, utilizando-se as normas 
recomendadas pela ABNT: 
Sobrenome do autor, iniciais do nome completo. Título do livro: subtítulo. Tradutor. Nº da 
edição. Local de publicação, casa publicadora, ano de publicação. Páginas consultadas. 
Exemplo: 
Russel, J.B. Química Geral. Trad. de G. Vicentini et alli. São Paulo, Mc Graw-Hill, 1982. 
 
EMBORA TODOS OS GRUPOS REALIZEM O MESMO EXPERIMENTO OS RELATÓRIOS 
DEVEM SER PREPARADOS DE FORMA PERSONALIZADA PELO GRUPO. RELATÓRIOS 
COPIADOS SERÃO CREDITADOS COMO ZERO. 
 
 
 
 
 
 
6 
 
EXPERIMENTO 1: CICLO DE REAÇÕES DO COBRE 
 
1) OBJETIVO 
 Realizar uma série de reações iniciando e terminando o experimento com cobre 
metálico. 
2) INTRODUÇÃO 
 
O cobre é um elemento químico de símbolo Cu (do latim cuprum), número atômico 29 (29 
prótons e 29 elétrons) e de massa atómica 63,6 uma. À temperatura ambiente o cobre 
encontra-se no estado sólido. Classificado como metal de transição, pertence ao grupo 11 da 
Classificação Periódica dos Elementos. É um dos metais mais importantes industrialmente, de 
coloração avermelhada, dúctil, maleável e bom condutor de calor e eletricidade. Conhecido 
desde a antiguidade, o cobre é utilizado atualmente, para a produção de materiais condutores 
de eletricidade (fios e cabos) e em ligas metálicas como latão e bronze. 
O cobre forma uma rica variedade de compostos com estados de oxidação de +1 e +2. 
Ele não reage com água, mas reage lentamente com o oxigênio atmosférico formando uma 
camada marrom escura de óxido de cobre. É um elemento biológicamente importante, sendo 
encontrado em diversas enzimas do grupo das oxidases, nos transportadores de oxigênio de 
certos invertebrados e no sistema fotossintético. 
Nesta prática será demonstrado como a síntese inorgânica pode ser convenientemente 
utilizada para a preparação dos mais variados compostos de cobre, num experimento em que 
se começa e termina com o cobre metálico. 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Funil de Büchner Cobre metálico 
Pipeta graduada Ácido nítrico concentrado 
Becker Hidróxido de sódio 3 mol/L 
Pipeta Pasteur Hidróxido de amônio 6 mol/L 
Bastão de vidro Ácido sulfúrico 6 mol/L 
Estufa Zinco metálico 
Vidro de relógio Ácido clorídrico 3 mol/L 
Chapa de aquecimento Ácido clorídrico 6 mol/L 
Etanol Acetona 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
1. Pese em um béquer de 100 mL aproximadamente 100 mg de cobre metálico. 
2. Na capela adicione 0,5 mL de ácido nítrico concentrado. Cubra o béquer com um vidro 
de relógio e aqueça cuidadosamente na chapa de aquecimento, até a dissolução total 
do cobre. Após o final da reação adicione 6 mL de água destilada. 
3. Adicione lentamente 3 mL de hidróxido de sódio 3 mol/L, com agitação constante. 
4. Aqueça a solução resultante até a ebulição, agitando com um bastão de vidro. Assim 
que atingir a temperatura de ebulição, remova o bico de Bünsen e continue agitando por 
cerca de 5 minutos. Pese o papel de filtro que será utilizado no próximo passo. Isole o 
sólido formado através de uma filtração à pressão reduzida. Após a filtração lave o 
sólido com aproximadamente 30 mL de água destilada. (Desligue o vácuo e elimine o 
 
7 
 
filtrado em resíduos básicos). Conecte novamente o sistema ao vácuo e lave o 
precipitado com cerca de 10 mL de etanol e a seguir com 10 mL acetona (desligue o 
vácuo e elimine o filtrado em resíduos orgânicos). Conecte novamente o sistema ao 
vácuo e deixe secar ao ar por 5 minutos. Transfira com muito cuidado o sistema (sólido 
+ papel de filtro) para um vidro de relógio e leve-o à estufa por 10 minutos. Feito isto, 
retire da estufa, espere esfriar e pese o sistema (sólido + papel de filtro). 
5. Transfira o sistema (sólido + papel de filtro) obtido no item 4 para um béquer de 250 mL 
e adicione, gota a gota HCl 6 mol/L, até dissolução total do sólido. Adicione, a seguir 10 
mL de água destilada e retire o papel de filtro com auxílio de uma pinça. Observe a 
coloração resultante. 
6. À solução obtida no item 5 adicione hidróxido de amônio 6 mol/L até obter uma solução 
de cor azul intensa. 
7. Leve para a capela o béquer com a solução obtida no item 6 e então adicione, pouco a 
pouco, 1,5 mL de ácido sulfúrico 6 mol/L com agitação constante, verifique se houve 
neutralização do meio. 
8. Ainda na capela, adicione, pouco a pouco, com agitação, 150 mg de zinco metálico em 
pó, até que o líquido sobrenadante fique incolor. Decante o líquido sobrenadante 
(descarte em resíduos ácidos). 
9. Na capela adicione, pouco a pouco, com agitação, 1,5 mL de ácido clorídrico 3 mol/L,. 
Quando a evolução de gás se tornar lenta, remova para a bancada e aqueça 
brandamente, sem ferver por cerca de 5 minutos. Quando mais nenhum desprendimento 
de gás puder ser detectado visualmente, decante o líquido sobrenadante. (resíduo de 
íons de zinco) 
10. Transfira o sólido obtido para um funil de Büchner com o auxílio de um bastão de vidro 
e de água destilada. Lave o precipitado da seguinte forma (seguindo a ordem descrita): 
duas vezes com água destilada (descartar esse filtrado na pia); uma vez com etanol e 
uma vez com acetona. 
11. Transfira o sólido para um vidro de relógio previamente pesado e deixe o produto no 
tubo de centrífuga e coloque na estufa a 100°C durante 20 minutos. Retire da estufa e 
depois de esfriar pese-o. 
 
 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1. Calcule o rendimento do ciclo. 
2. Quais são as possíveis causas de erro? 
3. Equacionetodas as reações ocorridas. 
4. Por que não foi usado HCl para dissolver o cobre metálico? 
5. Por que o precipitado final foi lavado na seguinte ordem pelos solventes: água, etanol e 
acetona? 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
 
a) CONDLKE, G.F., J. Chem. Educ., 52, 615, 1975. 
b) LEE, J.D., Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
c) SHRIVER, D. F., ATKINS, P. W., Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
 
 
 
8 
 
 
EXPERIMENTO 2 – PRECIPITAÇÃO E CRISTALIZAÇÃO 
 
1) OBJETIVO 
 
Estudar a cristalização e precipitação de alguns sais. 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
A cristalização é um processo que ocorre em duas fases: a nucleação e o crescimento 
da partícula. Durante a nucleação, as moléculas da solução se juntam aleatoriamente 
formando pequenos agregados. O crescimento da partícula envolve a adição de mais 
moléculas ao núcleo de cristalização, de modo a formar um cristal. 
Quando uma solução contém mais soluto que o que deve estar presente no equilíbrio, 
dizemos que a solução está supersaturada. Em uma solução supersaturada, a nucleação 
ocorre mais rapidamente que o crescimento das partículas. O resultado é uma suspensão de 
partículas diminutas ou, pior ainda, uma dispersão coloidal. Em uma solução menos 
supersaturada, a nucleação é mais lenta e o núcleo formado tem chances maiores de crescer 
obtendo-se partículas maiores, mais adequadas. 
A formação de precipitados é um processo cinético que tende para um equilíbrio. O 
controle da velocidade de formação permite, em certa extensão, conduzir a precipitação de 
maneira a separar a fase sólida desejada com as melhores características possíveis. Os tipos 
de precipitados se distinguem principalmente quanto ao tamanho das partículas. Um 
precipitado formado por partículas grandes é retido quantitativamente por um papel de filtro 
mais aberto, e a filtração é mais rápida. Já um precipitado formado por partículas pequenas 
necessita de um papel de filtro mais denso e a filtração é mais lenta. Logo, é melhor para o 
andamento de qualquer análise que o precipitado seja constituído por partículas grandes. 
Quanto ao tamanho das partículas os precipitados classificam-se em cristalinos e 
coloidais. Os precipitados cristalinos podem ser: 
 
Precipitados graudamente cristalinos: formado por cristais individuais bem desenvolvidos. São 
os melhores precipitados que podem ser obtidos. Sedimentam-se facilmente e não oferece 
dificuldade a filtração. 
Precipitados pulverulentos ou finamente cristalinos: agregados de diminutos cristais individuais. 
Usam-se filtros mais densos. O sólido não sedimenta facilmente, dificultando a filtração. 
 
Os precipitados coloidais podem ser: 
 
Precipitados grumosos: resultam da floculação de colóides hidrófobos. São densos, pois 
arrastam pouca água. Os agregados das partículas coloidais são facilmente retidos pelos 
meios filtrantes usuais. 
Precipitados gelatinosos: resultam da floculação de colóides hidrófilos. São volumosos, 
possuem consistência de flocos e arrastam considerável quantidade de água. Difícil filtração e 
lavagem. 
 
CONTAMINAÇÃO DO PRECIPITADO 
É o arraste de substâncias estranhas pelo precipitado. Os tipos de contaminação são a co-
precipitação e a pós-precipitação 
 
Co-precipitação: é o arraste de substâncias estranhas pelo precipitado na sua formação. 
Pós-precipitação: a impureza é um composto insolúvel que precipita depois que o precipitado 
analítico se formou. 
 
SEPARAÇÃO DO PRECIPITADO 
 
9 
 
A filtração é a operação comumente usada para recolher o precipitado, separando-o tanto 
quanto possível da solução em que teve origem. Os meios de filtração usuais são o papel de 
filtro e os cadinhos filtrantes (de Gooch, de vidro sinterizado e de porcelana porosa). O uso dos 
diferentes meios de filtração depende da natureza do precipitado e do tratamento posterior a 
que este terá de ser submetido. 
 
LAVAGEM 
É uma operação por meio da qual se procura livrar o precipitado, após a filtração, das 
substâncias presentes na pequena porção de solução retida mecanicamente pelas partículas 
do precipitado. A lavagem deve ser iniciada tão logo o precipitado tenha sido transferido para o 
filtro. Se o precipitado for mantido no filtro por algum tempo sem lavar, a sua massa se aglutina 
tornando ineficiente qualquer tentativa de lavagem posterior. 
 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Tubo de ensaio Acetato de sódio 
Pipeta graduada Água destilada 
Becker Alumínio 
Pipeta Pasteur Hidróxido de potássio 4 mol/L 
Vidro de relógio Ácido sulfúrico 9 mol/L 
Estante para tubo de ensaio Gelo 
Funil de vidro 
Bastão de vidro 
Suporte Universal 
 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) CRISTALIZAÇÃO 
 
• Pese aproximadamente 5 g de acetato de sódio para um tubo de ensaio e adicione 0,5 
mL de água destilada. 
• Aqueça o tubo em banho Maria até a completa dissolução do sal. Caso sejam 
observados cristais na parede do tubo, lave com pequenas porções de água destilada. 
• Remova o tubo de ensaio do banho Maria e deixe esfriar até a temperatura ambiente, 
tapando o tubo de ensaio com papel alumínio. A solução e o tubo não devem apresentar 
cristais de acetato de acetato de sódio após frios. 
• Para observar a cristalização deste sal, coloque sobre um vidro de relógio um cristal do 
mesmo composto e goteje a solução com o auxílio de uma pipeta Pasteur aquecida, de 
maneira a formar uma estalagmite. 
• Após adicione um cristal à solução restante no tubo de ensaio e observe. 
 
4.2) OBTENÇÃO DO ALÚMEN DE POTÁSSIO 
 
• Pese 1 g de alumínio. Coloque o alumínio num Becker de 250 mL e acrescente 50 mL 
de uma solução de hidróxido de potássio 4 mol/L. 
• Deixe a mistura em reação até que a liberação de gás não seja mais observada. 
• Filtre a mistura coletando o filtrado num Becker de 250 mL. 
• Adicione ao filtrado 30 mL de uma solução 9 mol/L de ácido sulfúrico. 
 
10 
 
• Coloque a mistura em banho de gelo e observe a formação dos cristais. 
• Filtre os cristais e lave-os com água. Deixe-os secar a temperatura ambiente. 
4.3) CRESCIMENTO DOS CRISTAIS DE ALÚMEN DE POTÁSSIO 
 
• Pese o alúmen obtido em um Becker de 50 mL e calcule a quantidade de água destilada 
necessária para dissolver a massa de alúmen transferida, considerando-se que são 
necessários 7 mL de água para cada grama de alúmen. 
• Dissolva o sal na quantidade de água calculada e aqueça a solução até 60°C. Em 
seguida, resfrie a solução em banho de água e gelo. 
• Amarre um pequeno cristal de alúmen (gérmen) num fio de linha e fixe num pedaço de 
papel perfurado. 
• Mergulhe o gérmen na solução conforme a figura abaixo e mantenha o sistema em 
repouso até obter os cristais de forma octaédrica. 
• Após o experimento, a solução sobrenadante pode ser concentrada por evaporação do 
solvente para recuperar parte do alúmen de sal dissolvido. 
 
 
 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1. O que é precipitação? O que é cristalização? Como podem ser diferenciadas? 
2. O que é nucleação? Qual a diferença entre nucleação homogênea e heterogênea? 
3. Quais são e que características apresentam os tipos de precipitados? 
4. Quais os tipos de contaminação que um precipitado pode apresentar? 
5. O que é um sal duplo? E um sal complexo? 
6. O que são alúmens? 
7. Por que na cristalização do acetato de sódio o tubo de ensaio é resfriado tampado? 
8. Que tipo de nucleação foi utilizada para induzir a cristalização do acetato de sódio? 
9. Qual a fórmula química do alúmen de potássio? 
10. Equacione todas as reações envolvidas no experimento. 
 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
 
a) CONSTANTINO, V. R. L., Química Nova, 25, 490, 2002. 
b) Livros de Química Analítica 
 
 
 
 
 
 
 
11 
 
 
EXPERIMENTO 3 – REATIVIDADE DE METAIS 
 
1) OBJETIVO 
 
Obter conhecimento sobre areatividade de diversos metais comuns frente a íons metálicos. 
Comparar a reatividade entre alguns metais e as soluções aquosas de seus íons. 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
Em princípio, todos os metais podem atuar como agentes redutores, sendo oxidados 
com maior ou menor facilidade na presença de agentes oxidantes, conforme a expressão geral: 
M → Mn+ + ne- 
 
O potencial padrão de oxidação (Eox) atribuído a esse processo é um indicador da 
reatividade dos metais. Quanto mais positivo o Eox, tanto maior a força redutora e, 
consequentemente, maior a reatividade de um determinado metal frente a um dado agente 
oxidante. Os metais mais reativos, isto é, aqueles que apresentam valores de Eox próximos a 
+3,4V (valor máximo conhecido), reagem espontaneamente com água, um agente oxidante 
relativamente fraco, com desprendimento de hidrogênio. Exemplos desse tipo são sódio, 
potássio e cálcio. A maioria dos metais, no entanto, apresenta reatividade moderada, com Eox 
entre 0 e +2,5V. Metais com valores negativos de Eox como, por exemplo, prata e ouro, são 
mais resistentes à oxidação e são chamados metais nobres. 
Todos os processos de corrosão de metais correspondem a reações de oxidação. Na 
corrosão em condições atmosféricas (por exemplo, a formação de ferrugem), o oxidante 
geralmente é o gás oxigênio e a reação ocorre muito lentamente. 
Para prever o comportamento de uma determinada substância (na forma metálica ou 
iônica) como oxidante ou como redutora diante de outra substância qualquer se utiliza a tabela 
de potenciais de redução. O uso dessa tabela permite prever se uma reação é ou não 
espontânea e quais os resultados esperados. 
As reações redox em que participam apenas metais e sais, podendo ou não também 
participar H2 e H+, são chamadas de reações de deslocamento. A reação química pode ser 
representada por: 
M1+ + M2 → M1 + M2+ (reação 1) 
H+ + M2 → 1/2H2 + M2+ (reação 2) 
 
Onde M1 e M2 representam metais e M1+ e M2+ seus respectivos íons em solução aquosa. 
 
Diz-se que M2 deslocou M1 da solução, no caso da reação 1 ou H2 da solução, no caso 
da reação 2. Nesses casos M2 é mais redutor do que M1 ou do que H2. Costuma-se associar 
nobreza ao caráter redutor do metal. O metal é tanto mais nobre quanto menos redutor ele 
for. Uma listagem dos metais na qual se inclui também o hidrogênio, na ordem crescente de 
nobreza, constitui uma Escala de Nobreza. 
A ocorrência de uma reação de deslocamento é acusada pelo desgaste superficial do 
metal deslocante ou pela cobertura da superfície deste metal deslocado. Também pode ser 
acusada pela mudança de coloração da solução (caso de íons metálicos coloridos) ou ainda 
pelo desprendimento de hidrogênio gasoso. 
 
12 
 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Tubos de ensaio Ácido clorídrico 0,1 mol/L 
Pipeta Pasteur Sulfato ferroso 0,1 mol/L 
Vidro de relógio Cloreto de magnésio 0,1 mol/L 
Espátula Sulfato de zinco 0,1 mol/L 
Pinça tenaz Sulfato de mercúrio 0,1 mol/L 
Erlenmeyer Nitrato de prata 0,1 mol/L 
Cadinho de porcelana Sulfato de cobre 0,1 mol/l 
 Cobre, ferro, alumínio, zinco, sódio e magnésio metálicos 
 Ácido nítrico concentrado 
 Ácido nítrico 0,1 mol/L 
 Hidróxido de sódio 0,5 mol/L 
 Bicarbonato de sódio 
 Etanol 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) REAÇÕES DE DESLOCAMENTO 
 
Coloque em tubos de ensaio 1 mL de cada solução, especificado na tabela abaixo, e um 
pequeno pedaço de metal em estudo. Observe a reação ocorrida e anote o resultado obtido. 
 
METAL HCl FeSO4 MgCl2 ZnSO4 HgSO4 AgNO3 CuSO4 
COBRE 
FERRO 
ALUMÍNIO 
ZINCO 
MAGNÉSIO 
 
 
Descarte os resíduos nos frascos fornecidos pelo laboratório, seguindo a ordem 
indicada: rejeitos de mercúrio; resíduos de prata; resíduos de alumínio; resíduos de 
cobre; resíduos de zinco; demais soluções (ferro e magnésio). 
 
 
4.2) REATIVIDADE DO ALUMÍNIO EM RELAÇÃO A ÁCIDOS E BASES 
 
 
Coloque aproximadamente 0,01 g de alumínio em quatro tubos de ensaio e acrescente 1 mL 
dos reagentes conforme a tabela abaixo. Caso a reação não ocorra imediatamente, aqueça 
lentamente por dois minutos. Complete o quadro com a reação, quando houver, e com 
observações: 
 
 
13 
 
 
REAGENTE REAÇÃO OBSERVAÇÕES 
HCl 0,1 mol/L 
HNO3 concentrado 
HNO3 0,1 mol/L 
NaOH 0,5 mol/L 
 
4.3) REATIVIDADE DO ALUMÍNIO AO AR 
 
Coloque uma ou duas gotas da solução de HgSO4 sobre uma pequena chapa de alumínio. 
Espere alguns minutos e lave bem a chapa. Seque, observe e anote. 
Mergulhe a chapa de alumínio em um Becker pequeno contendo um pouco de HCl 0,1 mol/L. 
Observe e anote. 
Retire a chapa, seque-a e deixe exposta ao ar. Observe após alguns minutos. 
 
As chapas de alumínio deverão ser lavadas, secas e colocadas no frasco fornecido pelo 
laboratório. 
 
4.4) REAÇÕES DE METAIS COM O OXIGÊNIO 
 
Efetue os seguintes experimentos, equacionando as reações ocorridas e anotando suas 
observações. 
 
MAGNÉSIO (Experimento demonstrativo) 
 
a) Com o auxílio de uma tenaz leve ao fogo direto um pedaço de uma fita de magnésio. 
Observe e anote. PROTEJA OS OLHOS. 
b) Em um erlenmeyer de 250 mL coloque 5 g bicarbonato de sódio e 5 mL de ácido 
clorídrico 0,1 mol/L. Cubra o frasco e espere cerca de 1 minuto para o desenvolvimento da 
reação. Acenda um palito de fósforo em brasa e coloque-o na saída do frasco. 
Em seguida acenda novamente um pedaço de cerca de 2 cm de uma fita de magnésio e 
coloque-a na saída superior do frasco. PROTEJA OS OLHOS E OBSERVE!!! 
 
SÓDIO (Experimento demonstrativo) 
 
a) O sódio é um metal extremamente reativo e deve ser manuseado com cuidado. Observe 
o que acontece na superfície do metal quando o professor cortar um pedaço de sódio 
metálico. 
b) A seguir coloque um pedaço pequeno de sódio metálico dentro de um cadinho de 
porcelana e aqueça na chama do bico de bunsen. PROTEJA OS OLHOS E 
OBSERVE!! 
 
 
14 
 
c) O sódio metálico reage vigorosamente com a água e por isso é guardado em solventes 
orgânicos não clorados, como o querosene. Para não haver o perigo de fogo, todo o 
material, bem como os restos de sódio devem ser desativados pela reação com etanol. 
Coloque um pedaço pequeno de sódio metálico em um Becker com água e outro 
pedaço de sódio em um Becker com etanol. Observe a reação. 
 
FERRO 
 
a) Leve ao fogo direto, com o auxílio de uma tenaz, um pedaço de esponja de aço. 
b) Coloque a esponja de aço em um cadinho de porcelana, tampe-o e aqueça sobre o bico 
de bunsen por 3 minutos. 
c) Compare a coloração dos materiais resultantes. 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1) Coloque os metais (Cu, Zn, Fe, Ag, Mg, Hg e Al) em ordem crescente de reatividade, 
conforme os resultados obtidos no item 4.1. Justifique as inversões de posição na série 
obtida em relação à série teórica. 
2) Por que o alumínio apresentou comportamento diferente do esperado por sua posição 
na série de reatividade? 
3) Equacione todas as reações que ocorreram no item 4.1. 
4) No item 4.3, o que acontece com a chapa de alumínio ao final da prática? Explique. 
5) O que é passivação do alumínio? Por que o HgSO4 pode interromper a passivação do 
alumínio? 
6) No item 4.4, reações com o magnésio, qual o gás gerado no erlenmeyer? Qual a reação 
do magnésio com este gás? Equacione todas as reações. 
7) Como você classificaria o magnésio em termos de reatividade? 
8) Equacione todas as reações que ocorreram com o sódio no item 4.4. 
9) Por que nos experimentos com o ferro, os materiais obtidos após aquecimento 
apresentaram colorações diferentes. Que materiais são formados? 
 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
 
a) J.D., LEE, Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
b) D. F.SHRIVER, P. W. ATKINS, Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
c) F.A., COTTONe G., WILKIUSM e P.L. GAUS, Basic Inorganic Chemistry, 3a ed, John 
Wiley & Sons, 1995. 
d) J.E. HUHEEY, E.A.Keiter e R.L.Keiter, Inorganic Chemistry, Harper e Row Publishers, 4a 
ed., 1993. 
 
 
 
 
 
 
 
 
15 
 
EXPERIMENTO 4 – ESTUDO DO HIDROGÊNIO / DUREZA DA ÁGUA 
 
1) OBJETIVO 
 
Estudar a obtenção laboratorial do hidrogênio 
Reconhecer água de cristalização e constituição 
Estudar a dureza permanente e temporária da água 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
O hidrogênio é o mais leve dos elementos naturais. Na sua forma estável, ele existe sob 
a forma de molécula diatômica, H2, que é a mais leve de todas as moléculas (possui, portanto, 
baixa densidade). Os dois átomos encontram-se unidos por uma ligação covalente muito forte 
(energia de ligação 435,9 KJ.mol-1). 
O H2 é incolor, inodoro e quase insolúvel na água. A temperatura ordinária, o H2 pode 
ser deslocado da água pela ação de metais fortemente eletropositivos, ou pela eletrólise. 
Também pode ser preparado pela reação de hidretos de metais fortemente eletropositivos 
como o LiH e o CaH2 com água, em temperaturas ordinárias ou mais baixas. A temperatura 
mais elevada, o hidrogênio pode ser deslocado da água por alguns metais menos 
eletropositivos e alguns não metais. O H2 é um gás combustível, ou seja, queima em presença 
de oxigênio com grande liberação de energia. 
A preparação de hidrogênio pela reação de metais com soluções diluídas de ácido 
clorídrico é um dos métodos mais fáceis para se preparar esse gás em laboratório. Esta reação 
foi descoberta em 1766 por Henry Cavendish e foi uma forma bastante utilizada de obtenção 
desde gás naquela época. 
O termo hidrogênio vem do grego hydros e genes, significando formador de água. O H2 
é um gás altamente inflamável, sendo muito empregado como agente redutor. 
Do ponto de vista das aplicações práticas, o hidrogênio é muito consumido para a 
produção de amônia (muito utilizada para a produção de explosivos e fertilizantes), como 
combustível para foguetes e na hidrogenação de óleos vegetais para a produção de margarina. 
 
Dureza da água 
 
Inicialmente, a dureza da água era entendida como a capacidade da água de precipitar 
sabão. O sabão é precipitado principalmente pela presença de íons cálcio e magnésio. Outros 
cátions, como por exemplo, ferro, manganês e zinco, podem precipitar o sabão; porém, 
geralmente estão presentes na água na forma de complexos, frequentemente com 
constituintes orgânicos, e sua participação na dureza da água é mínima. 
A dureza da água é composta de duas partes, a dureza temporária e a dureza 
permanente. A dureza temporária é gerada pela presença de bicarbonatos que podem ser 
eliminados por meio de fervura da água. A dureza permanente é devida a cloretos, nitratos e 
sulfatos, que não são susceptíveis à fervura. O somatória da dureza temporária e permanente 
dá-se o nome de "Dureza Geral" (ou total) da água. 
Os bicarbonatos de cálcio e de magnésio, que também são responsáveis pela 
alcalinidade, causam a dureza chamada temporária, que pela ação de calor ou de substâncias 
alcalinas geram a precipitação dos carbonatos destes íons. 
Atualmente, utiliza-se o método de titulação com EDTA (ácido etileno diamino tetracético), 
para analisar dureza e é medida geralmente com base na quantidade de partes por milhão 
(ppm) de Carbonato de Cálcio CaCO3, também representada como mg/l de Cálcio CaCO3. 
Quanto maior a quantidade de "ppm", mais "dura" será considerada a água. 
Embora não haja uma convenção formal, a título de praticidade, a água pode ser 
classificada quanto a dureza de acordo com a tabela seguinte. 
 
 
16 
 
muito mole 0 a 70 ppm 
mole (branda) 70-135 ppm 
média dureza 135-200 ppm 
dura 200-350 ppm 
muito dura mais de 350 ppm 
 
Para efeito de potabilidade, são admitidos valores relativamente altos de dureza. No 
Brasil, a portaria N.º 1469, de 29 de dezembro de 2000 estabelece o limite máximo de 
500mgCaCO3/L para que a água seja admitida como potável. A objeção fica por conta do 
gosto, que eventualmente pode ser considerado uma característica desagradável de águas 
muito duras. Há, no entanto, águas naturais duras consideradas satisfatórias para consumo 
humano. 
Para um número vasto de aplicações, como combate a incêndio, regar o jardim ou 
lavagem das ruas, a água teria de ser muito dura antes de causar problemas. Para outros 
usos, tanto domésticos como industriais, no entanto, a água dura pode causar alguns 
inconvenientes. Um dos inconvenientes de uma água demasiado dura é a incrustação dos íons 
carbonato e hidrogenocarbonato nos permutadores de calor (em casa, este fenómeno nota-se 
especialmente nas máquinas de lavar e caldeiras de aquecimento). 
Para contornar este problema é necessário por vezes proceder a algumas correções da 
dureza: poderá ser feita através da adição de cal (método mais barato) ou através do uso de 
resinas permutadoras de íons, que os sequestram, impedindo desta forma a sua deposição nas 
canalizações e nas máquinas. 
 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Tubo de ensaio Sulfato de cobre 
Espátula Cloreto de alumínio 
Pinça tenaz Cloreto de ferro (III) 
Erlenmeyer Sulfato de magnésio 
Becker Ácido clorídrico concentrado 
Proveta Oxalato de amônio 0,1 mol/L 
Pipeta graduada Cloreto de cálcio 
Funil de vidro Carbonato de sódio 0,1 mol/L 
Papel tornassol azul Zinco metálico 
Chapa de aquecimento Ácido clorídrico 6 mol/L 
Pipeta Pasteur Alumínio metálico 
 Hidróxido de sódio 
 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) OBTENÇÃO DO HIDROGÊNIO 
 
• Prepare uma solução aquosa de ácido clorídrico 2 mol/L e de hidróxido de sódio 2 mol/L. 
• Separe 4 tubos de ensaio e acrescente em dois deles 4 g de zinco metálico e em outros 
dois tubos de ensaio 1 g de alumínio metálico. 
• Em um dos tubos contendo zinco acrescente 5 mL da solução de HCl. No outro tubo 
acrescente 5 mL da solução de NaOH. Faça o mesmo para os tubos contendo alumínio. 
 
17 
 
• Observe atentamente cada tubo. Se necessário acrescente um volume maior da solução 
do ácido ou da base, até que todo o metal tenha sido consumido. 
• Aproxime um fósforo aceso próximo a abertura de um dos tubos de ensaio e observe. 
 
• Equacione as reações ocorridas em cada caso. 
• Qualquer metal poderia ser utilizado para se preparar hidrogênio, utilizando-se as 
rotas de síntese propostas? Explique. 
 
4.2) ÁGUA DE CONSTITUIÇÃO E DE CRISTALIZAÇÃO 
 
• Separe 4 tubos de ensaio limpo e seco. Acrescente aproximadamente uma ponta de 
espátula de cada um dos seguintes sais: 
 
 
TUBO SAL OBSERVAÇÃO 
1 CuSO4.5H2O 
2 AlCl3.6H2O 
3 FeCl3.6H2O 
4 MgSO4.7H2O 
 
 
• Prenda um pedaço de papel tornassol azul na saída de cada tubo e aqueça diretamente 
no bico de Bunsen. Observe o que acontece e anote no quadro acima. 
 
 
4.3) ÁGUA DURA E SUAS PROPRIEDADES 
 
Dureza temporária 
 
• Separe dois Beckeres de 50 mL e em cada um deles acrescente 10 mL da solução de 
bicarbonato de cálcio. 
• Aqueça até a fervura o Becker de número 1 e em seguida filtre. Observe, anote e 
equacione. 
• Coloque algumas gotas da solução de oxalato de amônio no Becker de número 2 e no 
filtrado do Becker de número 1. Observe, anote e equacione. 
 
Dureza permanente 
 
• Coloque 0,1 g de cloreto de cálcio em 20 mL de água destilada. Agite até a completa 
dissolução do sólido. 
• Retire 10 mL desta solução para um Becker de 50 mL (Becker 1) e 10 mL para outro 
Becker (Becker 2). 
• Acrescente 2 mL da solução de carbonato de sódio ao Becker 1 sob agitação. Observe, 
anote e equacione. 
• Filtre o conteúdo do Becker 1 e adicione algumas gotas da solução de oxalato de 
amônio ao filtrado e ao Becker 2. Observe, anote e equacione. 
 
Onde devemos descartar os resíduos destas etapas? 
 
18 
 
5)QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1) Sobre o H2 comente sobre: reatividade; obtenção em laboratório; obtenção industrial e 
aplicações. 
2) Os compostos de hidrogênio são chamados de hidretos. Quais são os tipos de hidretos 
e para cada um dos tipos apresente exemplos, métodos de obtenção, tipo de ligação 
química envolvida e reatividade. 
3) Discuta: 
a) A estrutura da molécula de água com as explicações relativas ao desvio do 
ângulo de ligação. 
b) Explicação para o elevado ponto de ebulição. 
c) Estrutura do gelo e explicação para a sua menos densidade em relação à água 
líquida. 
4) O que são hidratos? 
5) Defina água de coordenação e de cristalização, diferenciando-as entre si. 
6) Apresente a fórmula estrutural dos hidratos estudados no item 4.2, dizendo quantas 
moléculas de água são de coordenação e quantas de cristalização. 
7) Responda: 
a) O que é água dura? 
b) O que é dureza temporária e permanente? 
c) Quais as formas de abrandar a dureza temporária? 
d) O que ocorre à água dura quando adicionamos oxalato de amônio? 
 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
 
a) J.D., LEE, Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
b) D. F.SHRIVER, P. W. ATKINS, Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
c) F.A., COTTON e G., WILKIUSM e P.L. GAUS, Basic Inorganic Chemistry, 3a ed, John 
Wiley & Sons, 1995. 
d) J.E. HUHEEY, E.A.Keiter e R.L.Keiter, Inorganic Chemistry, Harper e Row Publishers, 4a 
ed., 1993. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
EXPERIMENTO 5 – ESTUDO DOS HALOGÊNIOS 
 
1) OBJETIVO 
Estudar a solubilidade e a reatividade dos halogênios; 
Obter em laboratório gás cloro e HCl gasoso. 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
Os halogênios são elementos pertencentes à família 17. Os seus átomos apresentam 7 
elétrons periféricos havendo diferença no número de níveis energéticos. Nas reações químicas, 
os halogênios apresentam propriedades oxidantes, recebendo um elétron. A atividade oxidante 
dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico, sendo o flúor o oxidante mais forte. 
Suas propriedades redutoras apresentam-se muito fracas, sendo o iôdo, em comparação com 
os outros halogênios, um redutor mais forte. 
Nas condições normais, o flúor (F2) é um gás amarelo; o cloro (Cl2) é um gás amarelo-
esverdeado; o bromo (Br2) é um líquido castanho que passa facilmente a vapor; o iôdo (I2) é 
uma substância sólida cor vileta-escuro e com brilho metálico. 
As soluções aquosas de iôdo apresentam uma coloração parda. O iodo é bastante 
solúvel em álcool, apresentando coloração semelhante a da solução aquosa. Em solventes não 
polares ou pouco polares, o iodo dissolve-se conservando a cor violeta própria das moléculas 
de I2. Em presença de amido, o iôdo dá uma coloração azul. 
O bromo forma soluções cuja cor varia de dourada a marrom, dependendo da sua 
concentração. A solução aquosa de bromo é chamada água de bromo. 
A molécula de F2 tem uma atração por elétrons tão forte, que se torna perigoso o 
trabalho com o elemento. Ele reage violentamente com água, vidro quente e com a maioria dos 
metais. Flúor normalmente é armazenado em tanques de metal, uma ligação metálica de Ni, 
Cu e Fe. Este é um dos poucos metais não atacados pelo F2. 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Kitassato Ácido clorídrico concentrado 
Suporte universal Solução de hipoclorito de sódio 
Banho de gelo Hidróxido de sódio 1 mol/L 
Funil de separação Fenolftaleína 
Mangueira Iodo sólido 
Rolha de borracha Iodeto de potássio 
Tubo de ensaio Diclorometano 
Espátula Solução aquosa de cloro, bromo e iodo 
Pipeta Pasteur Solução aquosa de NaCl, NaBr e NaI 
 Ácido sulfúrico concentrado 
 Cloreto de sódio 
 Nitrato de prata (qualquer concentração) 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) OBTENÇÃO DO GÁS CLORO 
 
Experimento demonstrativo. Todos os grupos devem fazer um único experimento e anotar suas 
observações. 
 
 
20 
 
• A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho da figura abaixo: 
 
• Adicionar, através do funil, 5 mL de HCl concentrado sobre 30 mL da solução de 
hipoclorito de sódio, com agitação. O gás formado é coletado em um kitassato contendo água 
destilada gelada, formando água clorada. A água clorada obtida será utilizada nos testes de 
reação do cloro gasoso. Esta água deve ser guardada em frasco escuro, pois caso contrário, 
em contato com a luz se decomporia por hidrólise formando ácido clorídrico e oxigênio. 
• O excesso de cloro deverá borbulhar em uma solução de hidróxido de sódio para a total 
neutralização. 
 
Equacione todas as reações envolvidas. 
 
4.2) SOLUBILIDADE DOS HALOGÊNIOS 
 
Os halogênios são em geral pouco solúveis em água, sendo mais solúveis em solventes 
orgânicos. 
 
Solubilidade do iodo em água 
 
O iodo é praticamente insolúvel em água. Sua solubilidade pode ser aumentada pela adição de 
iodeto de potássio. 
• Coloque alguns cristais de iodo em um tubo de ensaio e acrescente 2 mL de água 
destilada. Agite e observe. 
• Acrescente alguns cristais de iodeto de potássio. Agite e observe. 
 
Por que a adição de KI à solução aquosa de I2 aumenta a solubilidade deste último? 
 
Solubilidade dos halogênios em diclorometano 
 
Os halogênios são bastante solúveis em diclorometano, formando soluções com colorações 
distintas. 
• Coloque cerca de 1 mL da solução aquosa de cada halogênio em um tubo de ensaio. 
• Acrescente a cada tubo 1 mL de diclorometano. Agite e observe. Anote a coloração 
obtida na tabela a seguir: 
 
TUBO COLORAÇÃO 
Cloro 
Bromo 
Iodo 
 
 
21 
 
4.3) REATIVIDADE DE HALOGÊNIOS 
 
Separe três tubos de ensaio e numere-os. Coloque em cada tubo de ensaio as seguintes 
soluções, exatamente na ordem descrita: 
 
Tubo 1: 1 mL de solução aquosa de cloro, 2 mL de solução aquosa de NaCl e 3 mL de 
diclorometano. 
Tubo 2: 1 mL de solução aquosa de bromo, 2 mL de solução aquosa de NaBr e 3 mL de 
diclorometano. 
Tubo 3: 1 mL de solução aquosa de iodo, 2 mL de solução aquosa de NaI e 3 mL de 
diclorometano. 
 
Agite vigorosamente os tubos. Observe a coloração da fase orgânica e compare com as cores 
da tabela anterior. Complete o quadro a seguir: 
 
OBSERVAÇÕES NaCl NaBr NaI HALOGÊNIOS 
Coloração 
Reação 
Cl2 
Coloração 
Reação 
Br2 
Coloração 
Reação 
I2 
 
4.4) OBTENÇÃO DE HCl GASOSO 
 
Experimento demonstrativo. Todos os grupos devem fazer um único experimento e anotar suas 
observações. 
• A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho da figura abaixo: 
 
 
Faça os seguintes testes: 
a) Coloque um pedaço de papel tornassol azul, molhado com água destilada na saída de 
HCl gasoso. Observe e anote. 
b) Faça borbulhar o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo 1 mL de AgNO3 
aquoso. Observe e anote. 
 
Equacione todas as reações. 
 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
22 
 
 
1) Cite os principais fontes e métodos de obtenção industrial de F2, Cl2, Br2 e I2. 
2) Sobre a forma molecular X2: 
a) Diagrama de orbitais moleculares. Calcule a ordem de ligação. 
b) Explique os baixos pontos de fusão e ebulição. 
c) Propriedades oxidantes. 
d) Relacione a reatividade com a energia da ligação. 
e) Como se comportam os halogênios em presença de água à temperatura 
ambiente e sob aquecimento. 
f) Por que os halogênios são mais solúveis em solventes orgânicos? 
g) Coloque os halogênios em ordem crescente de reatividade. Justifique. 
h) Aplicações. 
3) Sobre as moléculas de HX: 
a) Diagrama de orbitais moleculares para HF. 
b) Por que o HF é menos ácido que o HCl, HBr e HI? 
c) Por que o HF não pode ser guardado em frascos de vidro? 
d) Explique os baixos pontos de fusão e ebulição. Comente os valores do HF. 
e) Aplicações. 
4) Sobreos oxiácidos e oxisais: 
a) Quais os tipos de oxiácidos e oxisais de halogênios? 
b) Descreva o diagrama de Frost para as espécies cloradas. 
c) Descreva a ligação química das espécies oxicloradas. 
d) Compare a estabilidade, as propriedades ácidas e as propriedades oxidantes das 
espécies oxicloradas e as relacione com a natureza da ligação química. 
e) Aplicações. 
 
 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
a) J.D., LEE, Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
b) D. F.SHRIVER, P. W. ATKINS, Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
c) F.A., COTTON e G., WILKIUSM e P.L. GAUS, Basic Inorganic Chemistry, 3a ed, John 
Wiley & Sons, 1995. 
d) J.E. HUHEEY, E.A.Keiter e R.L.Keiter, Inorganic Chemistry, Harper e Row Publishers, 4a 
ed., 1993. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
23 
 
EXPERIÊNCIA 6 – ESTUDO DO OXIGÊNIO E DO ENXOFRE 
 
1) OBJETIVO 
 
Preparar o oxigênio por método laboratorial. 
Estudar o comportamento do enxofre frente ao aquecimento e sua reatividade. 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
O oxigênio é um elemento muito importante na química inorgânica já que ele reage com 
quase todos os outros elementos. O oxigênio é um elemento químico de número atômico 8, 
localizado no 2° período da tabela periódica e no grupo 16 da classificação periódica dos 
elementos. Forma duas substâncias simples, os alótropos O2 e O3. A ausência de números de 
oxidação mais elevados é uma conseqüência da limitação do segundo nível a oito elétrons. 
O oxigênio (O2) é um gás incolor e inodoro que pode ser obtido em laboratório por 
decomposição de sais oxigenados ou de óxidos por aquecimento. O processo mais utilizado é 
a decomposição do clorato de potássio com a utilização do dióxido de manganês como 
catalisador. Ao aquecermos uma mistura de 5 partes de KClO3 e 1 parte de MnO2, a reação de 
decomposição se passa a temperatura de 250°C, podendo ser controlada como processo de 
laboratório. 
Por ser um gás comburente, um grande número de substâncias metálicas ou não 
metálicas podem ser queimadas em atmosfera de oxigênio, produzindo os respectivos óxidos. 
Óxidos são compostos binários de oxigênio, onde o oxigênio apresenta, normalmente, número 
de oxidação -2 por ser o elemento mais eletronegativo. Os óxidos essencialmente iônicos são 
chamados de óxidos básicos e, quando em reação com a água, produzem bases, que serão 
mais fortes à medida que os óxidos sejam mais iônicos. Os óxidos iônicos apresentam 
elevados pontos de fusão. 
Os óxidos onde a ligação ametal-oxigênio possui caráter covalente pronunciado são 
classificados como óxidos ácidos e, quando em reação com a água, produzem ácidos. Quanto 
menor a diferença de eletronegatividade entre o ametal e o oxigênio, maior será o caráter ácido 
do ácido formado. Muitos ocorrem como moléculas discretas (CO2, SO2, Cl2O) e apresentam 
baixos pontos de fusão e ebulição. Muitos metais formam óxidos anfóteros, que reagem tanto 
com ácidos fortes quanto como com bases fortes. Os exemplos incluem BeO, AI2O3, Ga2O3, 
SnO, PbO e ZnO. Alguns poucos óxidos covalentes (óxidos neutros) não apresentam 
características nem básicas nem ácidas (N2O, NO, CO). 
 
O enxofre (do latim sulphur) é um elemento químico de símbolo S, número atômico 16 (16 
prótons e 16 elétrons) e de massa atómica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-
se no estado sólido. 
É um sólido amarelo pálido, inodoro, sem sabor, insolúvel em água, quebradiço e mal 
condutor de eletricidade. Existe em diferentes formas, sendo a ortorrômbica (às vezes 
chamada de rômbica) e a monoclínica as duas formas cristalinas mais importantes. A forma 
ortorrômbica (enxofre α), estável à temperatura ambiente, inclui o enxofre comum e as flores de 
enxofre (uma forma finamente dividida obtida por sublimação e resfriamento). A forma 
monoclínica ou prismática (enxofre β), S8, é obtida quando o enxofre líquido é esfriado 
lentamente, formando cristais longos e finos como agulhas. É estável entre 96 °C e 119 °C. No 
entanto, à temperatura ambiente (~25 °C), a forma monoclínica transforma-se lentamente na 
ortorrômbica. 
Estima-se que o enxofre seja o nono elemento mais abundante no universo. Constitui 
cerca de 0,03% da crosta terrestre. Geralmente, pode ser encontrado como sulfeto, sulfato e 
mesmo como enxofre elementar. Depois do oxigênio e do silício, é o constituinte mais 
abundante dos minerais. Como enxofre livre na natureza, ocorre principalmente em depósitos 
 
24 
 
vulcânicos ou sedimentares. Encontram-se também nos carvões, petróleos e gás natural, sob a 
forma de compostos orgânicos. 
Entre os principais minérios contendo enxofre temos a pirita (um dissulfeto de ferro, 
FeS2), a galena (sulfeto de chumbo, PbS), o cinábrio (sulfeto de mercúrio, HgS), a esfalerita 
(sulfeto de zinco, ZnS), assim como, sob a forma de sulfato, a gipsita (sulfato de cálcio, 
CaSO4), a barita (sulfato de bário, BaS) etc. 
A grande importância do enxofre nas nossas vidas pode ser exemplificada facilmente. O 
processo de vulcanização da borracha sintética ou natural, descoberto pelo inventor Charles 
Goodyear, em 1839, melhora drasticamente a qualidade das borrachas e não só teve como 
ainda tem uma enorme importância na indústria em geral, especialmente na automobilística, 
com relação à resistência dos pneus. O ácido sulfúrico, H2SO4, chega a ter tal importância na 
indústria que até hoje se pode avaliar o grau de desenvolvimento industrial de um país pelo 
consumo deste ácido. Em 1999, sua produção mundial chegou a 45 milhões de toneladas, 
cerca de 44% a mais do que a produção de nitrogênio, que vem em segundo lugar. 
Como dióxido ou sob a forma de sulfitos, é usado para preservar certos sucos de frutas e 
vinhos. No organismo humano, certos compostos de enxofre são fundamentais, como alguns 
aminoácidos etc. Na indústria farmacêutica, os compostos de enxofre têm enorme importância, 
como bactericidas, antibióticos etc. Na agroindústria, é importante na fabricação de adubos, 
defensivos etc. 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Funil de separação Permanganato de potássio 
Kitassato Peróxido de hidrogênio 3% 
Mangueira Tiossulfato de sódio 0,1 mol/L 
Proveta de 100 mL Ácido sulfúrico 0,2 mol/L 
Bacia plástica Enxofre em pó 
Tubo de desprendimento de gases Álcool etílico 
Tubo de ensaio Acetona 
Pipeta Pasteur Sacarose 
Becker Ácido sulfúrico concentrado 
Bastão de vidro Hidróxido de sódio 4 mol/L 
Bacia plástica Peróxido de hidrogênio 30% 
 Iodeto de potássio 
 Detergente de louça 
 Corante alimentício 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) OBTENÇÃO DO OXIGÊNIO: REAÇÃO ENTRE ÁGUA OXIGENADA E IODETO DE 
POTÁSSIO 
 
Separe uma proveta de 100 mL e acrescente 15 mL de peróxido de hidrogênio 30%, 5 mL de 
detergente e algumas gotas de corante. Agite a mistura com um bastão de vidro. Em seguida, 
coloque a proveta dentro da bacia plástica vazia e adicione uma ponta de espátula de iodeto de 
potássio a mistura dentro da proveta. Agite um pouco e observe. 
 
• Equacione a reação. 
• Qual a função do iodeto de potássio? 
 
 
 
 
25 
 
4.2) OBTENÇÃO DO OXIGÊNIO: REAÇÃO ENTRE PERMANGANATO DE POTÁSSIO E 
ÁGUA OXIGENADA 
 
Monte um sistema conforme a figura abaixo e coloque uma pequena quantidade (uma ponta de 
espátula) de permanganato de potássio sólido no kitassato. 
 
 
 
Abra parcialmente a torneira do funil e deixe gotejar lentamente a água oxigenada 3% sobre o 
permanganato de potássio. Deixe o gás borbulhar na água durante 15-20 segundos e só então 
comece a recolhê-lo em uma proveta emborcada, previamente cheia com água da torneira. 
Calcule a quantidade de peróxido de hidrogênio que deu origem ao volume de oxigênio 
recolhido. 
 
4.2) DECOMPOSIÇÃO DE TIOSSULFATOS 
 
Coloque em um tubo de desprendimento de gases 10 mL da solução de tiossulfato de sódio 
0,1 mol/L e 5mL de ácido sulfúrico 0,2 mol/L. Feche o tubo rapidamente, aqueça lentamente e 
recolha o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo água destilada. Cuide para 
não mergulhar na água a ponta da pipeta. Meça o pH no tubo de ensaio. Observe, anote e 
equacione todas as reações. 
 
Qual produto sólido formado nestas reações? 
 
• Filtre o sólido obtido e guarde-o. 
• Qual a composição da solução? Onde ela deve ser descartada? 
 
4.3) SOLUBILIDADE DO ENXOFRE 
 
O enxofre não é solúvel em água, mas bastante solúvel em álcool etílico e finamente dividido, 
forma com a água uma suspensão coloidal. 
Coloque 10 mg de enxofre em pó em um tubo de ensaio. Adicione cerca de 3 mL de acetona e 
agite até que se forme uma solução. Adicione água destilada aos poucos. Observe e anote o 
que acontece 
 
• Filtre todo o sólido obtido, utilizando o mesmo papel de filtro do item anterior. 
Descarte-o em recipiente apropriado. Após evaporar o solvente orgânico do 
filtrado, descarte-o na pia. 
 
4.4) COMPORTAMENTO ANÔMALO DO ENXOFRE SOB AQUECIMENTO 
 
Coloque 2 g de enxofre em um tubo de ensaio e aqueça cuidadosamente observando o que 
acontece em cada etapa de aquecimento até a formação de um líquido escuro e vapores 
amarelados. 
Verta rapidamente o enxofre líquido em água gelada. Observe a formação do enxofre plástico. 
• Relacione suas observações com as mudanças na estrutura molecular do enxofre. 
 
4.5) PROPRIEDADE DESIDRATANTE DO ÁCIDO SULFÚRICO 
 
26 
 
 
A sacarose é um carboidrato com dois átomos de H para cada O. O ácido sulfúrico, poderoso 
desidratante quando concentrado, remove moléculas de água da sacarose e deixa uma massa 
negra de carbono. 
 
• Coloque aproximadamente 0,5 g de sacarose dentro de um Becker e verta lentamente, 
com uma proveta, 5 mL de ácido sulfúrico concentrado. Adicione 1-3 gotas de água e 
observe. Apresente a equação da reação. 
• Repita o mesmo procedimento com 5 mL de ácido sulfúrico diluído. Equacione. 
 
Onde devem ser descartados os produtos sólidos formados? 
Neutralize a solução resultante com hidróxido de sódio 4 mol/L (utilizando um banho de 
gelo) e descarte na pia. 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1) Quais as principais formas de ocorrência do oxigênio na natureza? Quais destas formas 
podem ser consideradas fonte deste elemento? 
2) Quais as principais propriedades físicas e químicas do oxigênio? 
3) Descreva um processo industrial para a obtenção do oxigênio. 
4) Consulte a bibliografia recomendada e responda as questões abaixo: 
a) Classifique os óxidos segundo seu caráter ácido, básico e anfótero. 
b) Relacione com sua posição na tabela periódica. 
5) Construa os diagramas de orbitais moleculares para: 
a) Oxigênio molecular, O2. 
b) Íon superóxido, O2-. 
c) Íon peróxido, O2-2. 
6) Quais as principais fontes de ocorrência do enxofre na natureza? Quais destas formas 
podem ser consideradas fonte deste elemento? 
7) Quais as principais propriedades físicas e químicas do enxofre? 
8) Descreva um processo industrial de obtenção do enxofre. 
9) Por que o enxofre é pouco solúvel em água e é mais solúvel em álcool etílico? 
10)Explique o comportamento anômalo do enxofre no estado líquido. 
11)Apresente as principais propriedades químicas, a geometria e descreva a ligação 
química pela TLV dos seguintes compostos: H2S, SO2, SO3 e H2SO4. 
12)Explique a razão dos sulfatos serem mais estáveis que o ácido sulfúrico. 
 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
 
a) HILL Jr., W. D., J. Chem. Educ., 63, 441, 1986. 
b) J.D., LEE, Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
c) D. F.SHRIVER, P. W. ATKINS, Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
d) F.A., COTTON e G., WILKIUSM e P.L. GAUS, Basic Inorganic Chemistry, 3a ed, John 
Wiley & Sons, 1995. 
e) J.E. HUHEEY, E.A.Keiter e R.L.Keiter, Inorganic Chemistry, Harper e Row Publishers, 4a 
ed., 1993. 
f) http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc16/v16_A12.pdf 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
EXPERIMENTO 7 – ESTUDO DO NITROGÊNIO 
 
1) OBJETIVO 
Obter e estudar as propriedades de alguns compostos de nitrogênio. 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
O nitrogênio é um elemento químico com símbolo N, número atômico 7 e número de 
massa 14 (7 prótons e 7 nêutrons), representado no grupo (ou família) 15 da tabela periódica. 
É o quinto elemento mais abundante no Universo. Nas condições ambientes (25 °C e 1 atm) é 
encontrado no estado gasoso, obrigatoriamente em sua forma molecular diatômica (N2), 
formando cerca de 78% do volume do ar atmosférico. 
Ocorre como um gás inerte (N2), não-metal, incolor, inodoro e insípido, não participando 
da combustão e nem da respiração. Como elemento tem uma elevada eletronegatividade (3 na 
escala de Pauling) e 5 elétrons no nível mais externo (camada de valência), comportando-se 
como íon trivalente na maioria dos compostos que forma. Condensa a aproximadamente 77 K 
(-196 °C) e solidifica a aproximadamente 63 K (-210 °C). 
Apesar do N2 ser muito abundante na atmosfera, ele é relativamente escasso na crosta 
terrestre: nesta, seu teor é da ordem de 19 ppm (isto é, 19 g em cada tonelada), teor igual ao 
do gálio, 33º em ordem de abundância, e semelhante ao do nióbio (20 ppm) e do lítio (18 ppm). 
Grandes quantidades de nitrogênio são consumidas nos diversos processos de fixação 
do nitrogênio atmosférico, como por exemplo, o realizado por microrganismos, tornando o 
nitrogênio disponível às plantas. Com freqüência, o N2 é empregado nos processos químicos 
quando se deseja uma atmosfera inerte. Nitrogênio líquido é usado como refrigerante, tanto 
para o congelamento de produtos alimentícios como para o transporte de alimentos. 
O nitrogênio já foi bastante utilizado para encher os bulbos das lâmpadas de filamento e 
assim reduzir o processo de vaporização deste. Hoje em dia, porém, ele tem sido substituído 
em grande parte por argônio, que é mais inerte. Um dos seus compostos mais importantes é o 
gás amônia, NH3. Milhões de toneladas deste composto são produzidas a cada ano; grande 
parte dele é usada na produção de ácido nítrico, HNO3, de uréia e de outros compostos de 
nitrogênio. O NH3 é o mais comum dos gases refrigerantes, usado principalmente na produção 
de gelo e na manutenção de baixas temperaturas na indústria. O amoníaco caseiro, comprado 
nas farmácias e supermercados, nada mais é do que uma solução aquosa desse gás. 
O único processo de produção industrial de N2 em larga escala é através da liquefação 
seguida de destilação fracionada do ar liquefeito. Grande parte do aumento na produção de N2 
deve-se ao crescimento da demanda do coproduto deste processo, o oxigênio, cujo consumo 
na produção de aços tem aumentado bastante nos últimos anos. 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
MATERIAIS REAGENTES 
Tubo de ensaio Ácido clorídrico concentrado 
Bastão de vidro Amônia concentrada 
Becker Cloreto de amônio 
Kitassato Ácido nítrico concentrado 
Mangueira Cobre metálico 
 Solução de sulfato de cobre (qualquer concentração) 
 Solução de cloreto de cobalto (qualquer concentração) 
 Solução do indicador vermelho de metila 
 Solução do indicador fenolftaleína 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DA AMÔNIA 
Experimento demonstrativo. Todos os grupos devem fazer um único experimento e anotar suas 
observações. 
 
28 
 
• A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho da figura abaixo: 
 
Dissolver 8 g de hidróxido de sódio em 50 mL de água destilada em um kitassato e acrescentar 
cerca de 11 g de cloreto de amônio. Aquecer o kitassato. 
Borbulhar o que gás que sai em um Becker contendo água destilada com algumas gotas de 
fenolftaleína. 
• Observar o que ocorre e equacionar todas as reações que ocorreram. 
 
Borbulhar o gás em um tubo de ensaio contendo solução de sulfato de cobre e em seguida 
borbulhar o gás em outro tubo de ensaio contendosolução de cloreto de cobalto. 
• Equacione as reações ocorridas. 
 
4.2) OBTENÇÃO E DECOMPOSIÇÃO DO CLORETO DE AMÔNIO 
 
Obtenção 
Molhar um bastão de vidro com ácido clorídrico concentrado e aproximá-lo da boca de 
um tubo de ensaio contendo amônia concentrada. 
• O que acontece? Equacionar a reação. 
 
Decomposição térmica 
Colocar uma ponta de espátula de cloreto de amônio em um tubo de ensaio seco e 
aquecer. 
• Descrever o que acontece e equacionar a reação química. 
 
4.3) REAÇÃO DE COBRE METÁLICO COM ÁCIDO NÍTRICO: EQUILÍBRIO ENTRE DIÓXIDO 
DE NITROGÊNIO E TETRÓXIDO DE NITROGÊNIO 
Experimento demonstrativo. Todos os grupos devem fazer um único experimento e anotar suas 
observações. Monte um sistema experimental conforme o esquema a seguir: 
 
• Pese 1 g de cobre e acrescente ao tubo de recolhimento de gases. Acrescente em 
seguida, lentamente, 2 mL de ácido nítrico concentrado. Recolha o gás formado, 
armazenando-o em um tubo de ensaio. Remova o tubo de ensaio e vede-o com uma 
rolha e parafilme, para evitar a perda do gás. 
• Mergulhe o tubo contendo o gás recolhido em uma mistura de água e gelo. Deixe em 
repouso por 40 minutos. 
• Após 40 minutos deixe o tubo aquecer a temperatura ambiente e mergulhe em água 
morna. Deixe em repouso por 5 minutos. 
Teste: Borbulhe um pouco deste gás na água destilada contendo o indicador vermelho de 
metila. Este indicador apresenta coloração vermelha em pH>6,2, amarelo em pH<4,4 e laranja 
entre pH 4,4 e 6,2. 
 
29 
 
• Observe todas as etapas, anote e equacione. 
 
4.4) DECOMPOSIÇÃO TÉRMICA DO (NH4)2Cr2O7 (experimento demonstrativo) 
Esta reação química é conhecida como “Vulcão Químico” e é bastante usada em 
demonstrações químicas. O dicromato de amônio, de coloração alaranjada, passa a óxido de 
cromo III de coloração verde. Colocar cerca de 2,5 g de dicromato de amônio em uma cápsula 
de porcelana formando um pequeno monte. Colocar duas gotas de acetona no pico do monte e 
atear fogo. Quando a reação começar, tapar com um Becker grande a fim de conter a projeção 
de material. A reação deve ser realizada na capela. O que acontece? Equacionar a reação. 
 
4.5) PREPARAÇÃO DO NITROGÊNIO 
Monte um sistema de coleta de gás, semelhante ao procedimento 4.1 do experimento 7, 
substituindo o balão e a pêra de decantação por um kitassato. Colocar dentro do kitassato 4 g 
de cloreto de amônio, 5 g de nitrito de sódio e 30 mL de água destilada. Aquecer levemente a 
mistura, até que o desprendimento de gás possa ser observado. Recolha o gás formado em 
uma proveta, usando um sistema semelhante ao item 4.3. Meça o volume de gás recolhido e 
calcule a quantidade de nitrogênio obtido. Calcule a quantidade de reagente utilizado para 
produzir a quantidade de nitrogênio coletado. 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
1) Comente a ocorrência do nitrogênio no ar e crosta terrestre. 
2) Sobre o N2: 
a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares. 
b) Explique as seguintes propriedades: inércia química, baixos ponto de fusão e 
ebulição, reatividade com os metais. 
c) Descreva o método de obtenção por destilação fracionada do ar líquido. 
d) Aplicações. 
3) Sobre os nitretos: 
a) Definição geral. 
b) Apresente para cada tipo de nitreto alguns exemplos, método de obtenção, 
aplicações e propriedades químicas (nitretos covalentes, iônicos e instersticiais) 
4) Sobre a hidrazina: importância industrial, estrutura e ligação química e reatividade. 
5) Sobre a amônia: estrutura e ligação química (construa o diagrama de orbitais 
moleculares), importância industrial, método de obtenção industrial e reatividade. 
6) Sobre os principais óxidos de nitrogênio (NO, N2O e NO2): importância industrial, 
estrutura e ligação química (construa o diagrama de orbitais moleculares), propriedades 
químicas. 
7) Usando o diagrama de Frost do nitrogênio justifique: 
a) A ordem crescente de poder oxidante das espécies: NO3-<HNO3<NO2 
b) A ordem decrescente de estabilidade das espécies: NO3->HNO3>NO2 
8) Sobre o ácido nítrico: estrutura e ligação química, importância industrial, método de 
obtenção industrial, propriedades químicas. 
 
6) BIBLIOGRAFIA 
a) BAILEY, P. S., et al., J. Chem. Educ., 52, 524, 1975. 
b) J.D., LEE, Fundamentos da Química Inorgânica, Ed. da USP, 1971. 
c) D. F.SHRIVER, P. W. ATKINS, Química Inorgânica, 4ª ed., Bookman, 2008. 
d) F.A., COTTON e G., WILKIUSM e P.L. GAUS, Basic Inorganic Chemistry, 3a ed, John 
Wiley & Sons, 1995. 
e) J.E. HUHEEY, E.A.Keiter e R.L.Keiter, Inorganic Chemistry, Harper e Row Publishers, 4a 
ed., 1993. 
f) http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc06/elemento.pdf 
 
 
 
30 
 
 
EXPERIMENTO 8– ESTUDO DO CARBONO E DO SÍLICIO 
 
1) OBJETIVO 
 
Estudar as propriedades de alguns compostos de carbono e silício. 
 
2) INTRODUÇÃO 
 
O carbono é um elemento que apresenta uma grande afinidade para combinar-se 
quimicamente com outros átomos pequenos, incluindo átomos de carbono que podem formar 
largas cadeias. O seu pequeno raio atômico lhe permite formar cadeias múltiplas; assim, com o 
oxigênio forma o dióxido de carbono, vital para o crescimento das plantas; com o hidrogênio 
forma numerosos compostos denominados, genericamente, hidrocarbonetos, essenciais para a 
indústria e o transporte na forma de combustíveis derivados de petróleo e gás natural. 
Combinado com ambos forma uma grande variedade de compostos como, por exemplo, os 
ácidos graxos, essenciais para a vida, e os ésteres que dão sabor às frutas. 
São conhecidas quatro formas alotrópicas do carbono, além da amorfa: grafite, diamante, 
fulerenos e nanotubos. Em 22 de março de 2004 se anunciou a descoberta de uma quinta 
forma alotrópica as nanoespumas. A forma amorfa é essencialmente grafite, porque não chega 
a adotar uma estrutura cristalina macroscópica. Esta é a forma presente na maioria dos 
carvões e na fuligem. 
À pressão normal, o carbono adota a forma de grafite estando cada átomo unido a outros 
três em um plano composto de células hexagonais; neste estado, 3 elétrons se encontram em 
orbitais híbridos planos sp² e o quarto em um orbital p. As duas formas de grafite conhecidas, 
alfa (hexagonal) e beta (romboédrica), apresentam propriedades físicas idênticas. Os grafites 
naturais contêm mais de 30% de forma beta, enquanto o grafite sintético contém unicamente a 
forma alfa. Devido ao deslocamento dos elétrons do orbital pi, o grafite é condutor de 
eletricidade, propriedade que permite seu uso em processos de eletrólise. O material é frágil e 
as diferentes camadas, separadas por átomos intercalados, se encontram unidas por forças de 
Van der Waals, sendo relativamente fácil que umas deslizem sobre as outras. 
Sob pressões elevadas, o carbono adota a forma de diamante, na qual cada átomo está 
unido a outros quatro átomos de carbono, encontrando-se os 4 elétrons em orbitais sp³, como 
nos hidrocarbonetos. O diamante apresenta a mesma estrutura cúbica que o silício e o 
germânio, e devido à resistência da ligação química carbono-carbono, é junto com o nitreto de 
boro (BN) a substância mais dura conhecida. 
Os fulerenos têm uma estrutura similar à do grafite, porém o empacotamento hexagonal 
se combina com pentágonos (e, possivelmente, heptágonos), o que curva os planos e permite 
o aparecimento de estruturas de forma esférica, elipsoidal e cilíndrica. São constituídos por 60 
átomos de carbono apresentando uma estrutura tridimensional similar a uma bola de futebol. 
A esta família pertencem também os nanotubos de carbono, de forma cilíndrica, 
rematados em seus extremos por hemiesferas (fulerenos). Constituem um dos primeiros 
produtos industriais da nanotecnologia. Investiga-se sua aplicabilidade em fios de nanocircuitos 
e em eletrônica molecular, já que, por ser derivado do grafite, conduz eletricidade em toda sua 
extensão. 
O principal uso industrialdo carbono é como componente de hidrocarbonetos, 
especialmente os combustíveis como petróleo e gás natural; do primeiro se obtém por 
destilação nas refinarias gasolinas, querosene e óleos e, ainda, é usado como matéria-prima 
para a obtenção de plásticos, enquanto que o segundo está se impondo como fonte de energia 
por sua combustão mais limpa. Outros usos são: 
 
31 
 
• O isótopo carbono-14, descoberto em 27 de fevereiro de 1940, se usa na datação 
radiométrica. 
• O grafite se combina com argila para fabricar a parte interna dos lápis. 
• O diamante é empregado para a produção de jóias e como material de corte 
aproveitando sua dureza. 
• Como elemento de liga principal dos aços (ligas de ferro). 
• As pastilhas de carbono são empregadas em medicina para absorver as toxinas do 
sistema digestivo e como remédio para a flatulência. 
• O carbono ativado se emprega em sistemas de filtração e purificação da água. 
• O carvão é muito utilizado nas indústrias siderúrgicas, como produtor de energia e na 
indústria farmacêutica (na forma de carvão ativado) 
Os diamantóides são minúsculos cristais com forma cristalina composta por arranjos de 
átomos de carbono e também hidrogênio muito semelhante ao diamante. Os diamantóides são 
encontrados nos hidrocarbonetos naturais como petróleo, gás e principalmente em 
condensados (óleos leves do petróleo). Têm importante aplicação na nanotecnologia. 
O mais importante óxido de carbono é o dióxido de carbono (CO2), um componente 
minoritário da atmosfera terrestre (na ordem de 0,04% em peso) produzido e usado pelos seres 
vivos. Alguns importantes minerais, como a calcita são carbonatos. As rochas carbonáticas 
(calcários) são um grande reservatório de carbono oxidado na crosta terrestre. 
Os outros óxidos são o monóxido de carbono (CO) e o raro subóxido de carbono (C3O2). 
O monóxido se forma durante a combustão incompleta de materiais orgânicos, e é incolor e 
inodoro. Como a molécula de CO contém uma tripla ligação, é muito polar, manifestando uma 
acusada tendência a unir-se a hemoglobina, o que impede a ligação do oxigênio. O íon cianeto, 
(CN-), tem uma estrutura similar e se comporta como os íons haletos. Com metais, o carbono 
forma tanto carbetos como acetiletos, ambos muito ácidos. Apesar de ter uma 
eletronegatividade alta, o carbono pode formar carbetos covalentes, como é o caso do carbeto 
de silício (SiC), cujas propriedades se assemelham às do diamante. 
O silício (latim: silex, sílex ou "pedra dura") é um elemento químico de símbolo Si de 
número atômico 14 (14 prótons e 14 elétrons) com massa atómica igual a 28 u. À temperatura 
ambiente, o silício encontra-se no estado sólido. Foi descoberto por Jöns Jacob Berzelius, em 
1823. O silício é o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre, perfazendo mais de 
28% de sua massa. Aparece na argila, feldspato, granito, quartzo e areia, normalmente na 
forma de dióxido de silício (também conhecido como sílica) e silicatos (compostos contendo 
silício, oxigênio e metais). O silício é o principal componente do vidro, cimento, cerâmica, da 
maioria dos componentes semicondutores e dos silicones, que são substâncias plásticas 
muitas vezes confundidas com o silício. 
Pertence ao grupo 14 (IVA) da Classificação Periódica dos Elementos. Se apresenta na 
forma amorfa e cristalina; o primeiro na forma de um pó pardo mais reativo que a variante 
cristalina, que se apresenta na forma octaédrica de coloração azul grisáceo e brilho metálico. 
Suas propriedades são intermediárias entre as do carbono e o germânio. É um elemento 
relativamente inerte e resistente à ação da maioria dos ácidos; reage com os halogênios e 
álcalis. 
Utilizado para a produção de ligas metálicas, na preparação de silicones, na indústria 
cerâmica e, por ser um material semicondutor muito abundante, tem um interesse muito 
especial na indústria eletrônica e microeletrônica, como material básico para a produção de 
transistores para chips, células solares e em diversas variedades de circuitos eletrônicos. 
O silício é um elemento vital em numerosas indústrias. O dióxido de silício, areia e argila 
são importantes constituintes do concreto armado e azulejos ( ladrilhos ), sendo empregadas 
na produção do cimento Portland. 
Outros importantes usos do silício são: 
 
32 
 
• Como carga em materiais de revestimento e compósitos de cimento, como cerâmicas. 
• Como elemento de liga em fundições. 
• Fabricação de vidro e cristais para janelas e isolantes, entre outros usos. 
• O carboneto de silício é um dos abrasivos mais importantes. 
• Usa-se em lasers para a obtenção de luz com um comprimento de onda de 456 nm. 
• O silício é um dos componentes do polímero silicone. 
• Na fabricação dos diodos e diversos componentes eletrônicos. 
 
3) MATERIAIS E REAGENTES 
 
MATERIAIS REAGENTES 
Tubo de ensaio Hidróxido de cálcio 0,05 mol/L 
Tubo de desprendimento de gases Hidróxido de bário 0,05 mol/L 
Espátula Hidróxido de sódio 0,1 mol/L 
Balança Ácido clorídrico 6 mol/L 
Fita para medir o pH Carbonato de sódio 
Pipeta Pasteur Carbonato de magnésio 
Chapa de aquecimento Carbonato de cálcio 
Pipeta graduada Metassilicato de sódio (20% v/v) 
 Ácido clorídrico concentrado 
 Solução com resíduos de cobalto 
 Carbonato de potássio 
 
4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) OBTENÇÃO E REAÇÕES DO CO2 
 
Coloque aproximadamente 2 g de calcário em um tubo de desprendimento de gases. Adicione 
5 mL de HCl 6 mol/L. Feche o tubo e borbulhe o gás que se desprende nas soluções abaixo. 
Observe e anote. Verifique o pH no primeiro tubo. 
 
a) 5 mL de água destilada 
b) 5 mL de Ca(OH)2 0,05 mol/L 
c) 5 mL de Ba(OH)2 0,05 mol/L 
d) 5 mL de NaOH 0,1 mol/L 
 
Equacione todas as reações. 
 
Descarte o conteúdo dos tubos a, b e d na pia. O resíduo do tubo c deve ser descartado 
no frasco de resíduos de bário. 
 
4.2) SOLUBILIDADE DOS CARBONATOS DO GRUPO IA E IIA 
 
Adicione 1 mL de água destilada a cerca de 10 mg de cada um dos carbonatos listados abaixo. 
Agite e observe. Acrescente mais 1 mL de água destilada. Agite, observe e anote. Verifique o 
pH em cada tubo. Complete o quadro abaixo: 
 
carbonato pH Solubilidade em água 
Carbonato de sódio 
Carbonato de magnésio 
Carbonato de cálcio 
Carbonato de potássio 
Onde você descartaria o conteúdo dos tubos de ensaio? 
 
 
33 
 
4.3) PREPARAÇÃO DE GEL DE ÁCIDO SILÍCICO 
 
Adicione 2 mL de uma solução aquosa de metassilicato de sódio (20% v/v) a igual volume de 
ácido clorídrico concentrado em um Becker. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20 minutos. 
Descreva o que se observa. Sugira uma maneira de limpar o Becker. 
 
4.4) PREPARAÇÃO DE SÍLICA GEL PARA DESSECADOR 
 
Em um Becker misture 4 mL de uma solução aquosa de silicato de sódio (20% v/v) a igual 
volume de solução de sais de cobalto (resíduos de cobalto) e adicione em seguida, 4 mL de 
ácido clorídrico concentrado. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20 minutos. Secar o gel em 
chapa de aquecimento, mexendo de vez em quando. 
 
Descreva o que se observa? 
Qual a finalidade dos sais de cobalto? 
Explique as mudanças de cor observadas no material antes e depois do aquecimento. 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1) Comente a ocorrência do carbono e do silício na crosta terrestre. 
2) Sobre as formas alotrópicas do carbono (grafite, diamante e fulereno): apresente as 
propriedades químicas, descreva a estrutura e relacione com suas propriedades físicas, 
descreva o método de obtenção. 
3) Sobre os óxidos de carbono (CO e CO2): apresente os diagramas de orbitais 
moleculares, descreva as propriedades químicas e físicas, descreva a ligação do CO 
com metais, diga qual é o efeito tóxico do CO, explique o efeito estufa. 
4) Sobre os carbonatos: descreva a sua estrutura, explique a variação de solubilidade e da 
estabilidade

Outros materiais