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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
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