Apostila de INOEXP (IC615) - UFRRJ

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IC 615 QUÍMICA INORGÂNICA I 
 
EXPERIMENTO I 
 
HIDROGÊNIO, METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS 
 
HIDROGÊNIO 
 
1) Preparação 
 
a) Reação com água 
 Em um tubo de ensaio, contendo um pouco de água, colocar um pequeno pedaço de cálcio e observar. Repetir 
o experimento, substituindo o cálcio por magnésio. 
 
b) Reação com solução alcalina 
 Em um tubo de ensaio, fazer reagir grânulos de alumínio com solução 6 M de hidróxido de sódio e observar. 
 
c) Reação com ácido 
 Colocar no erlenmeyer do gerador de gás, 10 g de zinco ou alumínio e 20 mL de água. Usando um funil, verter 
aos poucos solução diluída de ácido sulfúrico (3 M), em quantidade suficiente para manter o desprendimento de gás. 
 
2) Propriedades redutoras 
 
a) A 2 mL de ácido sulfúrico diluído (3 M), adicionar gotas de solução de permanganato de potássio. Agitar a solução e 
dividir em porções iguais em 3 tubos de ensaio. Reservar o primeiro tubo. Ao segundo, adicionar um grânulo de zinco 
e, ao terceiro, borbulhar hidrogênio (preparado no item 1c) por alguns minutos. Comparar os três tubos. 
 
b) Repetir o experimento anterior, substituindo o permanganato de potássio por cloreto férrico e, adicionar, gotas de 
solução de tiocianato de potássio. 
 
METAIS ALCALINOS 
 
1) Reações 
 
a) Reação com água 
 Colocar pequenos pedaços de sódio ou potássio num becher com água e gotas de fenolftaleina. Observar. 
 
b) Reação com álcool 
 Colocar um pedaço de sódio em um tubo de ensaio, isento de água, contendo 5 mL de álcool etílico anidro. Em 
seguida, adicionar gotas de água e observar a hidrólise. 
 
2) Preparação de amálgama 
 
 Tomar um pequeno pedaço de sódio, secar e retirar a camada de óxido. Colocá-lo em um tubo de ensaio, 
adicionar gotas de mercúrio e triturar para facilitar a dissolução. Adicionar 2 mL de água e verificar o pH da solução 
resultante. 
 
 
3) Solubilidade de alguns sais 
 
a) A um tubo de ensaio, contendo 3 mL de solução saturada de cloreto de lítio, adicione gotas de solução saturada de 
carbonato de sódio e observe. 
 
b) Teste, em dois tubos de ensaio, a solubilidade em água do cloreto de lítio e do fluoreto de potássio. Observe o 
aspecto de ambas as soluções. Misture as duas soluções e observe o novo aspecto. 
 
METAIS ALCALINOS TERROSOS 
 
1) Reações 
 
a) Reação com ácido 
 Colocar em dois tubos de ensaio 3 mL de solução diluída (3 M) de ácido sulfúrico. Adicionar ao primeiro um 
pedaço de magnésio e ao segundo um de cálcio. Repetir a experiência, substituindo o ácido sulfúrico por ácido acético. 
 
2) Solubilidade dos sulfatos 
 
 Colocar em três tubos de ensaio 2 mL de solução 1 M de sais solúveis de cálcio, estrôncio e bário. Adicionar a 
cada um deles 1 mL de solução diluída (3 M) de ácido sulfúrico. Observar a diferença de velocidade de formação de 
cada precipitado. 
 
3) Estabilidade térmica de alguns nitratos (REALIZAR EM CAPELA) 
 
 Aquecer diretamente na chama de um bico de Bunsen, um tubo de ensaio contendo uma pequena quantidade 
de nitrato de magnésio. Observar se há desprendimento de gás. Repetir este procedimento com nitrato de cálcio. Após 
esfriar, adicionar água e gotas de fenolftaleína. Observar. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Explique a diferença de comportamento observada para o cálcio em relação ao magnésio, na reação com a água. 
3- Como você explicaria o maior descoramento da solução de permanganato de potássio e/ou da solução de tiocianato 
férrico, na presença de zinco granular? 
4- Qual a diferença básica entre um amálgama e uma liga? 
5- Como varia a solubilidade dos carbonatos e dos haletos de metais alcalinos ao longo do grupo? Os resultados obtidos 
na prática estão de acordo com esta tendência? 
6- Por que a liberação de gás hidrogênio é maior na reação de metais alcalinos terrosos com ácido sulfúrico do que com 
ácido acético? 
7- Explique as diferentes velocidades de formação dos sulfatos de metais alcalinos terrosos. 
8- Compare os produtos da decomposição térmica dos nitratos de magnésio e cálcio. Explique as diferenças observadas. 
 
 
 
 
EXPERIMENTO II 
 
BORO E ALUMÍNIO 
 
BORO 
 
1) Preparação de ácido bórico 
 
 Em um tubo de ensaio, contendo 10 mL de água destilada, adicionar 2 g de bórax ( Na2B4O7. 10H2O) e 
aquecer até completa dissolução. Verificar o pH. Aquecer novamente a solução e acidificar com HCl (6 M), 
verificando o pH. Resfriar em banho de gelo e observar a formação de cristais. Reservar. 
 
2) Reações 
 
a) Secar, em uma caçarola, uma pequena quantidade do ácido bórico recém-preparado. Retirar a caçarola da chama do 
bico de Bunsen, adicionar 3 mL de etanol e agitar com bastão de vidro. Inflamar a solução e observar a chama 
característica. 
 
b) Preparar as seguintes soluções: 
 
Solução 1 – Dissolver 0,5 g do ácido bórico recém-preparado em 15 mL de água destilada. Ajustar para pH = 7 com 
solução de NaOH 0,01 M (cor verde do indicador azul de bromotimol). 
Solução 2 – Preparar 10 mL de solução de glicerol a 30 % e ajustar para pH = 7, conforme descrito no item anterior. 
Solução 3 – Ajustar o pH da água destilada para 7 com solução de NaOH 0,001 M. 
 
 Misture uma alíquota da solução 1 com igual volume da solução 2 e verifique o pH. Repita o passo anterior, 
misturando uma alíquota da solução 1 com igual volume da solução 3, bem como uma alíquota da solução 2 com igual 
volume da solução 3. 
 
ALUMÍNIO 
 
1) Comportamento do alumínio frente a ácidos 
 
 Fazer ensaios de reatividade do alumínio metálico com ácidos clorídrico, sulfúrico e nítrico, diluídos (1 M) e 
concentrados (6 M). Se necessário, aquecer (EM CAPELA). Identificar os gases liberados. 
 
2) Propriedade redox 
 
a) Lixar um fio de alumínio, dobrá-lo em V e colocar uma extremidade em contato com água, num tubo de ensaio, e a 
outra extremidade em contato com o ar. Observar o aspecto de cada extremidade após 3 minutos. 
 
b) Lixar uma pequena placa de alumínio. Lavar e enxugar com papel de filtro. Colocar na superfície limpa uma gota de 
nitrato mercúrico e esperar por 2 minutos. Remover o sal, secar a superfície metálica e deixá-la exposta ao ar. Observar. 
 
 
 
 
 
3) Caráter anfótero do hidróxido de alumínio 
 
Em um becher de 50 mL, contendo 5 mL de solução de alumínio (III), adicionar gotas de hidróxido de amônio 
6 M. Dividir a solução resultante em duas partes iguais e juntar, a cada uma, ácido clorídrico e hidróxido de sódio, 
ambos 6 M. Observar. 
 
4) Propriedades do sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) 
 
a) Adicionar um pequeno pedaço de magnésio lixado a 2 mL de solução diluída de sulfato de alumínio. Aquecer 
brandamente e observar. 
 
b) Observar a cor desenvolvida quando o indicador alaranjado de metila é adicionado a uma solução diluída de sulfato 
de alumínio. 
 
5) Preparação e propriedades do ânion aluminato 
 
a) Em um tubo de ensaio, fazer reagir grânulos de alumínio com solução 6 M de hidróxido de sódio. Se necessário, 
aquecer até obter-se uma solução límpida e reservar o produto. 
 
b) Transferir para um tubo de ensaio 1 mL da solução anterior, o mesmo volume de solução saturada de cloreto de 
amônio e 3 mL de água destilada. Aquecer imediatamente a solução e observar. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Como podemos facilitar a hidrólise do bórax? 
3- Explique o motivo da evolução gasosa observada noteste com magnésio e solução de sulfato de alumínio. 
4- Porque a presença de um poli-álcool afeta a acidez de uma solução de H3BO3? 
5- Qual o significado do termo passivação? 
6- As reações entre alumínio metálico e os diferentes ácidos, empregados na prática, estão de acordo com os respectivos 
potenciais de oxi-redução? Prove com base na espontaneidade das reações. 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO III 
 
CARBONO, SILÍCIO, ESTANHO E CHUMBO 
 
CARBONO 
 
1) Adsorção 
 
 Em um becher de 100 mL, misturar 2 g de carvão ativo com 5 mL de solução diluída de azul de metileno. 
Filtrar e observar a cor do filtrado. 
 
2) Preparação e propriedades do dióxido de carbono (CO2) 
 
 Colocar cerca de 10 g de mármore, em pedaços, num gerador de gás e adicionar ácido clorídrico. Recolher o 
gás desprendido em um tubo de ensaio contendo água de cal ou de barita. Observar. Quando a turvação desaparecer, 
recolher o gás em um tubo de ensaio contendo 2-3 mL de hidróxido de sódio 1 M e gotas de fenolftaleína. Observar 
novamente. 
 
SILÍCIO 
 
1) Propriedades adsorventes da sílica gel 
 
 Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de solução de sulfato de cobre, juntar, gota a gota, uma solução de 
hidróxido de amônio até coloração azul intensa. Após isto, adicionar 1g de sílica gel e agitar por algum tempo. Deixar 
decantar e observar. 
 
2) Preparação de silicatos insolúveis 
 
 Adicionar, separadamente, 1-2 mL de soluções de sais solúveis de Ca
2+
, Ni
2+
, Cu
2+
, Co
2+
 e Fe
3+
 a cada um dos 
cinco tubos de ensaio, contendo volumes iguais de solução de silicato de sódio 30 %. Observar. 
 
ESTANHO 
 
1) Propriedade redox 
 
a) Reagir estanho metálico com ácido clorídrico concentrado (6 M). Diluir a solução obtida com água destilada até o 
dobro do volume inicial e reservar. 
 
b) Adicionar zinco granulado a um tubo de ensaio contendo 2 mL da solução reservada e observar. 
 
c) Em tubo de ensaio, contendo 2 mL da solução reservada, adicionar igual volume de solução de HgCl2 e anotar a cor 
do precipitado obtido. 
 
CHUMBO 
 
ATENÇÃO: Compostos de chumbo são VENENOSOS. Ao terminar seus experimentos lave as mãos com água e sabão. 
 
 
 
 
 
1) Preparação e caráter oxidante do dióxido de chumbo 
 
a) Transferir para um tubo de ensaio grande 10 mL de uma solução a 5 % de Pb(NO3)2. Adicionar, lentamente, igual 
volume de uma solução a 12 % de NaOCl. Aquecer a mistura até ebulição e deixá-la em repouso por aproximadamente 
5 minutos. Lavar o precipitado castanho escuro, por decantação, inicialmente com 5 mL de água destilada e em seguida 
com 5 mL de solução de ácido nítrico diluído (0,1 M). Filtrar a mistura e, novamente, lavar o precipitado com 5 mL de 
água destilada. 
 
b) Em um tubo de ensaio, adicionar uma pequena quantidade do dióxido de chumbo recém-preparado e gotejar ácido 
clorídrico concentrado (P.A.). Colocar, na boca do tubo de ensaio, um papel de filtro embebido em solução de KI 
amidonado e identificar o gás liberado. 
 
c) Em um tubo de ensaio, contendo uma solução a 3 % de H2O2, verter uma pequena quantidade do dióxido de chumbo 
recém-preparado e observar. 
 
2) Decomposição térmica do dióxido de chumbo (REALIZAR EM CAPELA) 
 
 Fixar no suporte, em posição vertical, um tubo PYREX seco com aproximadamente 2,0 g de dióxido de 
chumbo. Aquecer o tubo na chama de um bico de Bunsen e testar o gás liberado com um palito em brasa. Observar o 
aspecto do sólido. Transferir uma pequena quantidade do sólido obtido para um tubo de ensaio, contendo 2 mL de 
HNO3 3 M, e anotar novamente o aspecto. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Qual a diferença entre adsorção e absorção? 
3- Por que a turvação da água de cal ou de barita desaparece após a passagem prolongada de dióxido de carbono? 
4- Que sal se hidrolisa mais, o carbonato ou o bicarbonato de sódio? Justifique sua resposta. 
5- Informe qual é o precipitado branco que se forma quando a solução de hipoclorito de sódio é adicionada à solução de 
nitrato de chumbo II, justificando sua resposta. 
6- Escreva as equações e calcule o valor de E
0
 para todas as reações envolvendo o dióxido de chumbo. 
7- Informe qual é o sólido laranja-avermelhado formado no teste de decomposição térmica do dióxido de chumbo. 
Porque sua reação com ácido nítrico regenera a cor inicial? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO IV 
 
NITROGÊNIO E FÓSFORO 
 
NITROGÊNIO 
 
1) Preparação e propriedades 
 
a) Colocar no erlenmeyer do gerador de gás, 4 g de cloreto de amônio, 5 g de nitrito de sódio e 30 mL de água. Aquecer 
brandamente até iniciar a reação. Deixar borbulhar algum tempo em água, para eliminar o ar do aparelho, e depois 
recolher o gás, por deslocamento de água, em 2 tubos de ensaio. 
 
b) No primeiro tubo, colocar um fósforo aceso e observar que a chama se extingue. 
 
c) Inflamar um pedaço de fita de magnésio e introduzi-lo no segundo tubo. Observar a suave combustão. Terminada a 
reação, juntar 5 mL de água e aquecer. Identificar os vapores desprendidos com tornassol ou Nessler. 
 
2) Decomposição térmica de sais nitrogenados 
 
Aquecer em diferentes tubos de ensaio os seguintes sais: 
a) Cloreto de amônio b) Dicromato de amônio c) Nitrato de amônio d) Nitrato de chumbo 
 
3) Preparação e propriedades do óxido nítrico (NO) 
 
a) Fazer reagir no aparelho gerador de gás, aquecendo para iniciar a reação, 3 g de cobre e 15 mL de HNO3 (6M). 
Desprezar o gás castanho produzido inicialmente. Recolher o gás incolor em três tubos de ensaio, por deslocamento de 
água. 
 
b) Observar a formação de vapores castanhos quando o gás incolor é exposto ao ar. 
 
c) Em um outro tubo contendo o gás incolor, adicionar 5 mL de solução recém-preparada de FeSO
4
 e agitar. Observar a 
mudança de cor devido a formação de [FeNO(H2O)5]
2+
. 
 
d) No terceiro tubo, adicionar 1 mL de solução diluída de KMnO4 e observar. 
 
4) Propriedades do íon nitrito 
 
A 15 mL de solução 1 M de NaNO2, adicionar 5 mL de solução diluída de H2SO4 (3 M) e dividir em três partes 
iguais. 
 
a) Aquecer brandamente o primeiro tubo de ensaio e adicionar, lentamente, 1-2 mL de solução recém-preparada de 
FeSO
4. Observar. Após esfriar, adicionar solução diluída de NaOH (1 M) e identificar o precipitado obtido. 
 
b) Ao segundo tubo de ensaio, adicionar solução de KI amidonado. 
 
c) Ao terceiro tubo, adicionar solução diluída de KMnO4. 
5) Reações do ácido nítrico 
 
a) Reagir um pedaço de fita de magnésio, isento da camada de óxido, com ácido nítrico 1 M. Aquecer suavemente e 
identificar o gás liberado, colocando na boca do tubo um papel de filtro embebido em solução aquosa de FeSO4. 
 
b) Aquecer, em um tubo de ensaio, 0,5 g de enxofre e 5 mL de ácido nítrico concentrado. Manter o aquecimento por 
cerca de 2 minutos. Após esfriar, diluir com água, filtrar e, ao filtrado, adicionar solução de íon bário. 
 
c) Juntar 3 mL de HCl com 1 mL de HNO3, ambos concentrados, e aquecer. Observar. 
 
FÓSFORO 
 
IMPORTANTE: O trabalho com fósforo branco (P4) requer muito cuidado. P4 é venenoso e entra em ignição 
espontânea ao ar. Deve ser manuseado com pinças e mantido sob água. Se P4 cair em sua pele remova-o imediatamente 
e lave o local com solução diluída de KMnO4. 
 
1) Reatividade 
 
Em 2 vidros de relógio, colocar alguns mg de fósforo branco e fósforo vermelho. Deixar ao ar por alguns 
minutos e observar. 
 
2) Solubilidade(REALIZAR EM CAPELA) 
 
 Em dois tubos de ensaio, contendo 3 mL de CS2, adicionar alguns mg de fósforo branco e fósforo vermelho. 
Agitar e observar se os sólidos se dissolvem. Verter alguns mL de cada solução, separadamente, para duas tiras de papel 
de filtro seco. Deixar o solvente evaporar e observar o que ocorre. 
 
3) Transformação de fósforo branco em fósforo vermelho (REALIZAR EM CAPELA) 
 
 Colocar um pedaço de fósforo branco em um tubo de ensaio seco e fechar. Aquecer ligeiramente até que o tubo 
fique cheio de vapores de fósforo (o vapor se inflama, mas isto cessa quando todo o oxigênio do tubo é consumido). 
Retirar o aquecimento e adicionar 1-2 cristais de iodo. Observar. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Escreva as equações e calcule o valor de E
0
 para a reação entre KMnO4 e NO. 
3- Escreva as equações e calcule o valor de E
0
 para todas as reações envolvendo o íon nitrito. 
4- Como você explicaria a diferença de reatividade do fósforo branco e do fósforo vermelho? 
5- Qual o papel do iodo no processo de transformação de fósforo branco em fósforo vermelho? 
 
 
 
 
EXPERIMENTO V 
 
OXIGÊNIO 
 
1) Preparação 
 
a) Por decomposição térmica do KClO3 
Misturar cerca de 5 g de clorato de potássio com 1 g de dióxido de manganês. Colocar uma pequena 
quantidade da mistura em um tubo de ensaio com saída lateral e aquecer o suficiente para fundir o KClO3. (Se houver 
decomposição sem centelhas, a mistura poderá ser usada.) 
 Após resfriamento do tubo, enchê-lo com o restante da mistura e aquecer suavemente para manter uma 
evolução moderada de gás. Por deslocamento de água, recolher o gás desprendido em 3 tubos de ensaio. 
CUIDADO – Antes de interromper o aquecimento, retirar o tubo de escape de gás do becher com água, para evitar 
refluxo e conseqüente quebra do tubo contendo a mistura dos sólidos. 
 
b) Por decomposição catalítica do H2O2 
 Transferir cerca de 20 mL de H2O2 (20 volumes) para um funil de decantação e 2 g de dióxido de manganês 
para um erlenmeyer. Adicionar, lentamente, o peróxido de hidrogênio ao frasco contendo o catalisador, até produção 
constante de oxigênio. Por deslocamento de água, recolher o gás produzido em 3 tubos de ensaio. 
 
2) Propriedades 
 
a) Acender uma fita de magnésio, presa por uma pinça, na chama do bico de Bunsen e introduzi-la em um dos tubos 
com o gás oxigênio. Adicionar gotas de fenolftaleína e identificar o caráter ácido-base do óxido formado. 
 
b) Aquecer ao rubro, diretamente na chama do bico de Bunsen, um pouco de lã de aço, segurando-a com uma pinça 
metálica. Em seguida introduzi-la em um dos tubos com o gás e observar a combustão em excesso de O2. 
 
c) Acender um pequeno pedaço de fósforo vermelho, segurando-o com uma pinça, na chama do bico de Bunsen e 
introduzi-lo em um dos tubos com o gás. Adicionar gotas de alaranjado de metila e identificar o caráter ácido-base do 
óxido formado. 
 
3) Preparação e propriedades do ozônio 
 
 Em um tubo de ensaio grande e seco, adicionar 5 gotas de éter etílico e vedá-lo com uma rolha. Após a 
evaporação do éter, aquecer, na chama de um bico de Bunsen, um fio de cobre até incandescência e introduzi-lo 
imediatamente no tubo de ensaio. Vedar novamente o tubo e aguardar 15 segundos. Retirar o fio e sentir o odor do gás 
formado. Testar o seu poder oxidante, colocando na boca do tubo de ensaio um papel de filtro embebido em solução de 
KI amidonado. 
 
4) Peróxido de hidrogênio 
 
- Identificação 
Em um tubo de ensaio, colocar 4 gotas de solução diluída de H2SO4 (3 M) e 1 mL de solução de H2O2. 
Adicionar, em seguida, 1 mL de éter etílico e 5 gotas de solução diluída de K2CrO4 ou K2Cr2O7. Agitar e deixar em 
repouso. Observar a cor da camada etérea. 
 
 
- Estabilidade 
Pipetar 2 mL de solução de H2O2 para 3 tubos de ensaio. Reservar o primeiro tubo e, em seguida, tornar o 
segundo tubo ácido (1 mL de HCl diluído) e o terceiro básico (1 mL de NaOH diluído). Adicionar em cada um deles, 
uma tira de papel de tornassol e aquecer a 70 
0
C, em banho-maria. Observar a velocidade de descoramento em cada 
tubo. 
- Ação oxidante 
a) Colocar em diferentes tubos de ensaio, soluções de Fe
2+
, Mn
2+
, Co
2+
 e Cr
3+
. Adicionar a cada tubo 1 mL de solução 2 
M de NaOH e, em seguida, 2 mL de H2O2. Comparar os precipitados obtidos antes e depois da adição de H2O2. Para a 
solução de Cr
3+
, aquecer se necessário. 
b) Gotejar solução de H2O2 sobre um pedaço de papel de filtro impregnado com PbS e observar. 
- Ação redutora 
a) Em um tubo de ensaio, adicionar 1 mL de solução diluída de KMnO4, 1 mL de solução 3 M de H2SO4 e 3 mL de 
H2O2. Aquecer e observar. Repetir o experimento substituindo a solução de KMnO4 por uma solução de K2Cr2O7. 
b) Colocar em um tubo de ensaio, 1 mL de solução diluída de K3[Fe(CN)6] e 2 mL de H2O2. Aquecer ligeiramente, 
adicionar 2 gotas de solução diluída de H2SO4 e 4 gotas de FeCl3. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Informe os valores de temperatura de decomposição térmica do KClO3, na ausência e na presença de MnO2. Qual a 
sua interpretação para estes valores? 
3- Escreva as equações e calcule o valor de E
0
 para as reações entre KMnO4/K2Cr2O7 e H2O2. 
4- Escreva as equações e calcule o valor de E
0
 para as reações HO2
-
/OH
-
 e Fe(OH)3/Fe(OH)2. 
5- Escreva as equações e calcule o valor de E
0
 para as reações O3/O2, OH
-
 e I2/I
-
. 
6- Utilize o princípio de Chatelier para discutir as diferentes estabilidades do H2O2 em meio ácido, neutro e básico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO VI 
ENXOFRE 
1) Variedades alotrópicas (REALIZAR EM CAPELA) 
- Formação de enxofre ortorrômbico (α), monoclínico (β) e amorfo 
a) Dissolver, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de enxofre em 2 mL de CS2. Transferir a solução para um 
vidro de relógio e deixar o solvente evaporar. Observar a forma ortorrômbica dos cristais de enxofre. 
b) Dissolver, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de enxofre em 2 mL de tolueno. Aquecer, em banho-
maria, até uma temperatura próxima de 100 
0
C. Transferir a solução para um vidro de relógio e deixar o solvente 
evaporar. Observar a forma monoclínica dos cristais de enxofre. 
c) Aquecer, em cápsula de porcelana, 10 g de enxofre até uma temperatura próxima de 450 
0
C (nesta temperatura o 
enxofre apresenta uma cor escura, além de pouco viscoso). Verter o enxofre líquido em uma proveta de 50 mL, 
contendo água gelada, e observar a formação de fios de enxofre, que são dotados de elasticidade (enxofre plástico ou 
amorfo). 
 
2) Preparação de anidrido/ácido sulfuroso (REALIZAR EM CAPELA) 
 
a) A partir da oxidação do enxofre 
 Aquecer um tubo de ensaio contendo 2 g MnO2 e cerca de 1 g de enxofre. Identificar o gás desprendido 
colocando na boca do tubo de ensaio um papel de filtro embebido em solução ácida de K2Cr2O7 e observar. 
 
b) Pela ação de ácido sulfúrico concentrado sobre um metal 
 Em um tubo de ensaio, contendo 3 mL de H2SO4 concentrado, adicionar algumas aparas de cobre. Colocar na 
boca do tubo de ensaio um papel de filtro embebido em solução ácida de KIO3 amidonado. Aquecer lentamente e 
observar o escurecimento do papel. 
 
c) Pela ação de ácido sulfúrico diluído sobre um sulfito 
Num gerador de gás, adicionar cerca de 10g de sulfito ou bissulfitode sódio e 15ml de água. Pelo funil, verter 
ácido sulfúrico 6 M até desprendimento de SO2, que será borbulhado em um becher com água. Reservar a solução. 
 
3) Propriedades Químicas 
 
a) Propriedades ácidas 
Verificar a acidez da solução reservada usando papel indicador. Em seguida, pipetar 5 mL para um tubo de 
ensaio e adicionar alguns miligramas de magnésio. Observar. 
 
b) Propriedades redutoras 
 Colocar, em diferentes tubos de ensaio, 1 gota de solução diluída de H2SO4 e 1 mL de solução diluída de 
KMnO4 , K2Cr2O7 , KIO3 + amido , FeCl3 + K3|Fe(CN)6| . Em seguida, adicionar 1 mL de solução de ácido 
sulfuroso a cada tubo e observar. 
 
 
 
c) Propriedade alvejante 
Em um tubo de ensaio, adicionar 0,5 mL de fucsina a 0,1% e 1 mL de solução de ácido sulfuroso. Observar o 
descoramento. Ferver a solução e observar o que ocorre. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Defina um sólido ortorrômbico, monoclínico e amorfo. 
3- Explique qual a razão da mudança de viscosidade durante o aquecimento do enxofre. 
4- A reação entre H2SO4(c) e cobre metálico poderia ocorrer espontaneamente sob condições padrão? Justifique sua 
resposta. 
5- Escreva as equações das semi-reações e calcule o valor de E
0
 para todas as reações do SO2. 
6- Qual a fórmula estrutural da fucsina? Qual a razão de seu descoramento por ação do SO2? 
 
EXPERIMENTO VII 
 
CLORO 
1) Preparação 
 
 Colocar, no erlenmeyer do gerador de gás, 4 g de dióxido de manganês e, por meio de um funil, adicionar 70 
mL de ácido clorídrico 6 M. Aquecer ligeiramente o sistema sem deixar entrar em ebulição. Recolher o cloro, por 
deslocamento de ar, em 4 erlenmeyers de 125 mL. Após isto, borbulhar o gás em: 
- Um tubo de ensaio contendo 4 mL de água gelada (formação de água de cloro). 
- Um tubo de ensaio contendo 4 mL de solução gelada de NaOH 2 M (formação de hipoclorito). 
 
2) Propriedades do gás cloro 
 
a) Ação oxidante 
Aquecer ao rubro, diretamente na chama do bico de Bunsen, um pouco de lã de aço, segurando-a com uma 
pinça metálica. Em seguida introduzi-la em um dos frascos com cloro e observar a formação de uma fumaça castanho-
avermelhada. Quando cessar a reação, colocar um pouco de água no frasco e identificar a presença de Fe
3+
, adicionando 
solução de tiocianato. 
 
Repetir o teste anterior, substituindo a lã de aço por um fio de cobre (cerca de 2 cm) previamente aquecido. 
Quando cessar a reação, colocar um pouco de água no frasco e identificar a presença de Cu
2+
, adicionando solução de 
hidróxido de amônio 1:1. 
 
Adicionar cuidadosamente um pequeno pedaço de sódio metálico a um erlenmeyer contendo o gás cloro. 
Após a reação, identificar a presença de cloreto adicionando solução de nitrato de prata. 
 
Aquecer uma pequena quantidade de fósforo vermelho e introduzi-la em um dos frascos contendo cloro. 
Quando cessar a reação, colocar um pouco de água no frasco e identificar o caráter ácido-base do gás obtido. 
 
3) Propriedades da água de cloro 
 
a) Caráter ácido e poder alvejante 
 Verificar a acidez da água de cloro usando papel indicador de pH. Para o poder alvejante, utilizar tornassol 
azul. 
 
b) Solubilidade em solvente orgânico 
 Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de água de cloro, adicionar 1 mL de éter etílico e, após agitação, 
observar a coloração da fase orgânica. 
 
c) Ação oxidante 
Em um tubo de ensaio, colocar 1 mL de água de cloro e gotas de solução 1 M de KBr. Adicionar 2 mL de 
tetracloreto de carbono ou hexano e, após agitação, observar a coloração da fase orgânica. 
 
4) Caracterização e propriedades da solução de hipoclorito de sódio 
 
a) Identificação Em um tubo de ensaio, contendo 2 mL da solução preparada de hipoclorito, gotejar solução de H2SO4 
3 M e identificar o gás liberado por contato com papel de filtro embebido em solução de KI amidonado. 
 
b) Ação oxidante 
Colocar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de Fe
2+
 e 3 gotas de solução de NaOH 6 M. Adicionar 1 mL 
da solução preparada de hipoclorito e identificar o precipitado. 
 
Colocar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de Mn
2+
 e 3 gotas de solução de NaOH 6 M. Adicionar 1 mL 
da solução preparada de hipoclorito e identificar o precipitado. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Porque o gás cloro é recolhido por deslocamento de ar e não por deslocamento de água? 
3- Qual o composto presente na fumaça castanho-avermelhada, observado na reação entre a lã de aço e o gás cloro? 
Justifique sua resposta. 
4- É possível se obter gás cloro a partir da reação entre água de bromo e solução de NaCl? Por quê? 
5- Explique como podemos aumentar a solubilidade do gás cloro em água. 
 
EXPERIMENTO VIII 
 
BROMO E IODO 
 
BROMO 
 
1) Propriedades da água de bromo 
 
a) Caráter ácido e poder alvejante 
 Verificar a acidez da água de bromo usando papel indicador de pH. Para o poder alvejante, utilizar tornassol 
azul. 
 
b) Solubilidade em solvente orgânico 
 Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de água de bromo, adicionar 1 mL de éter etílico e, após agitação, 
observar a coloração da fase orgânica. 
 
c) Ação oxidante 
Em um tubo de ensaio, colocar 1 mL de água de bromo e gotas de solução 1 M de KI. Adicionar 2 mL de 
tetracloreto de carbono ou hexano e, após agitação, observar a coloração da fase orgânica 
 
 Em um tubo de ensaio, colocar 1mL de solução 0,1 M de Pb
2+
 e, em seguida, solução 6 M de NaOH até 
dissolução do precipitado. Adicionar água de bromo, aquecer e observar. 
 
 Em um tubo de ensaio, contendo 2 mL de água de bromo, adicionar uma pequena quantidade de zinco em pó e 
observar. 
 
2) Obtenção e propriedades da solução de hipobromito de sódio 
 
a) Síntese e identificação 
 Em um tubo de ensaio, contendo 2 mL de solução 3 M de NaOH, adicionar, gota a gota, o mesmo volume de 
água de bromo e observar o descoramento. Dividir em duas partes iguais: a uma parte da solução, gotejar H2SO4 3 M, 
até reação ácida, e observar o reaparecimento da coloração amarela. 
 
b) Ação oxidante 
Colocar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de Mn
2+
 e 3 gotas de solução de NaOH 6 M. Em seguida, 
adicionar a outra parte da solução reservada e identificar o precipitado. 
 
IODO 
 
1) Preparação 
 
 Em um becher de 250 mL, adicionar 3 g de KI, 4 g de MnO2 e 15 mL de H2SO4 9 M. Misturar os reagentes, 
aquecer em chama baixa e colocar sobre o becher uma cápsula de porcelana contendo gelo. Quando cessar a reação, 
raspar o iodo sublimado e reservá-lo para as experiências seguintes. 
 
 
 
 
 
2)Propriedades 
 
a) Solubilidade 
- Colocar um cristal de iodo em 2 mL de água, agitar e observar. Em seguida, adicionar cristais de iodeto de potássio e 
observar a variação de solubilidade. 
 
- (REALIZAR EM CAPELA) Em 6 tubos de ensaio, colocar 2 mL dos seguintes solventes: etanol, éter etílico, 
acetonitrila, clorofórmio, tetracloreto de carbono e benzeno. Adicionar em cada tubo um pequeno cristal de iodo. Agitar 
e observar a coloração desenvolvida em cada solvente. 
 
3) Propriedades da água de iodo 
 
a) Ação oxidante 
 Preparar água de iodo (adicionar cristais de KI para aumentar a solubilidade) e empregar nos seguintes testes: 
- Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL de água de iodo, adicionar gotas de Na2S2O3 0,1 M até coloração ligeiramente 
amarelada. Em seguida, adicionar gotas de goma de amido e continuar gotejandosolução de Na2S2O3, até o 
descoramento total da solução. 
 
- Adicionar gotas de solução de (NH4)2S em 1 mL de solução de água de iodo e agitar. Observar. 
 
4) Obtenção e propriedades da solução de hipoiodito de sódio 
 
 Agitar, em um tubo de ensaio, alguns cristais de iodo com 3 mL de água destilada. Em seguida, adicionar 
solução de NaOH 3 M até descoramento (formação de hipoiodito) e testar: 
- Colocar, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de Mn
2+
 e 3 gotas de solução de NaOH 6 M. Adicionar em seguida, 
1 mL da solução oxidante de hipoiodito e identificar o precipitado. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as mudanças químicas 
observadas. 
2- Explique porque o cloro é gás, bromo é líquido e iodo é sólido. 
3- Qual a explicação para as diferentes cores observadas no teste de solubilidade do iodo em solventes orgânicos? 
4- É possível se obter bromo a partir da reação entre água de iodo e solução de NaBr? Por quê? 
5- Porque a adição de KI aumenta a solubilidade do iodo em água? Qual a geometria do composto formado? Sua 
solubilidade em água pode ser explicada a partir de sua geometria? Qual seria então a principal razão?