Experimento 1 IC619 EQ

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Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro – Departamento de Química 
 
3 IC-615 – Química Inorgânica I – Experimental 
Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz (2012) 
 
EXPERIMENTO I: HIDROGÊNIO, METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS 
 
HIDROGÊNIO 
OBTENÇÃO DE HIDROGÊNIO EM LABORATÓRIO: 
Como só existem quantidades mínimas de hidrogênio, na natureza, ele deve ser preparado por reações 
químicas dos compostos que o contenham. Os compostos de hidrogênio que servem como matéria-
prima para produção do gás hidrogênio são: água, certos ácidos, certas bases e hidrocarbonetos. 
O hidrogênio pode ser obtido utilizando-se suas propriedades. Em ambos os casos, obtém-se o 
hidrogênio atômico, conhecido como hidrogênio nascente que é uma espécie reativa e que rapidamente 
se converte em hidrogênio molecular. 
 
PELA REAÇÃO ENTRE UM METAL E UM ÁCIDO: 
Muitos metais podem substituir diretamente o hidrogênio dos ácidos (ver a série eletroquímica). O ácido 
sulfúrico diluído, o ácido clorídrico, diluído ou concentrado, reagem rápida ou lentamente com muitos 
metais sem oxidar o hidrogênio formado. Estes ácidos são os mais convenientes para a preparação do 
hidrogênio em laboratório, pelo seu deslocamento com metais. No entanto, alguns outros ácidos, como 
o ácido nítrico concentrado ou diluído, ou o ácido sulfúrico concentrado, são agentes oxidantes fortes, e, 
quando reagem com metais, ocorre a redução dos seus íons negativos, o metal é oxidado e em vez de 
hidrogênio, forma-se água. 
 
HIDROGÊNIO MOLECULAR E HIDROGÊNIO ATÔMICO “NASCENTE” 
Em muitos casos o hidrogênio que se produz é capaz de realizar reações que não ocorrem com o 
hidrogênio molecular e se deve a capacidade especial de reação do estado nascente. Seu fundamento 
se baseia no fato de que o hidrogênio que reage se encontra em estado atômico, ativado, rico em 
energia. Assim se observa, por exemplo, que o hidrogênio que se desprende na reação do zinco com 
ácidos, pode reduzir cromatos e permanganatos ou ainda reduzir o Fe3+. 
O íon permanganato, MnO4- é um agente oxidante forte porque o número de oxidação do manganês 
neste íon é elevado. Em meio ácido, o permanganato se reduz a manganês(II) pela reação: 
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O 
Hidrogênio atômico é um agente redutor suficientemente forte para promover a redução de 
permanganato a manganês(II), enquanto que o hidrogênio molecular não o é. 
Ocorre reação: 2MnO4- + 16H+ + 5Zn(s) → 5Zn2+ + 2Mn2+ + 8H2O 
Não ocorre reação: 2MnO4- + 6H+ + 5H2(g) → 2Mn2+ + 8H2O 
Se adicionarmos [SCN]- a uma solução contendo íons Fe(III), a solução fica vermelho-sangue devido à 
formação do [Fe(NCS)(H2O)5]2+. 
Fe3+ + SCN- → [Fe(SCN)(H2O)6]2+ + H2O 
Hidrogênio atômico é um agente redutor suficientemente forte para promover a redução do Fe3+ a Fe2+. 
Ocorre reação: [Fe(SCN)(H2O)6]2+ + H+ + Zn(s) → Zn2+ + Fe2+ + H2O + SCN- 
Não ocorre reação: [Fe(SCN)(H2O)6]2+ + H+ + H2 → Fe2+ + H2O + SCN- 
 
A PARTIR DE METAIS MUITO REATIVOS COM A ÁGUA: 
Os metais mais eletropositivos tais como o K, Na, Ca, podem deslocar o hidrogênio da água a 
temperatura ordinária. Estas experiências devem ser conduzidas com muita precaução porque são 
muito violentas e podem ser explosivas. 
 
A PARTIR DE HIDRÓXIDOS: 
Metais como Zn, Al e Sn reagem com soluções aquosas concentradas de hidróxidos metálicos 
fortemente básicos, por exemplo, NaOH e KOH, produzindo hidrogênio e hidroxo-complexos do metal. 
Certos não-metais também reagem com soluções aquosas concentradas de bases fortes produzindo 
hidrogênio. Por exemplo, o silício reage com solução concentrada de NaOH, produzindo H2 e Na2SiO3. 
 
SÉRIE ELETROQUÍMICA DOS METAIS: 
A base dos dados experimentais e de medidas elétricas muito exatas, os químicos puderam dispor os 
metais comuns e o elemento hidrogênio na ordem das suas respectivas tendências a perder elétrons, 
formando íons positivos. A compreensão da chamada série eletroquímica ajuda a memorização dos 
elementos que podem liberar (deslocar) hidrogênio da água, dos ácidos e das bases. 
Os metais mais eletropositivos podem deslocar hidrogênio da água, a frio. Alguns metais menos 
eletropositivos podem deslocar o hidrogênio dos ácidos, ou, a temperaturas mais elevadas, do vapor 
d’água. Os metais que ficam abaixo do hidrogênio na série eletroquímica não deslocam este elemento 
nem da água nem de ácidos. Assim, por exemplo, o HCl mesmo concentrado não ataca os metais que 
estão abaixo do hidrogênio na série eletroquímica. O H2SO4 diluído atua sobre os metais que estão 
acima do hidrogênio com formação de sulfato metálico com o metal no menor estado de oxidação. Já o 
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H2SO4 concentrado e a quente, atua sobre os metais que estão acima e abaixo do hidrogênio na série 
eletroquímica (exceção Au e Pt), com desprendimento de SO2, agindo portanto como oxidante. O HNO3 
diluído ou concentrado atua sobre os metais (exceção Au e Pt), agindo sempre como agente oxidante. 
Quando diluído, o gás desprendido é o óxido nítrico, NO, e quando concentrado, é o óxido nitroso (NO2). 
Às vezes o ácido nítrico atua sobre metais de forma diferente dependendo da concentração do ácido. 
Por exemplo, com Sn e com Zn, o ácido nítrico diluído atua sem desprendimento gasoso, porque, 
provavelmente o ácido em excesso transforma a amônia em NH4NO3. O ácido nítrico de concentração 
mediana ataca o Sn com desprendimento de NO2 e formação de um precipitado branco de ácido 
metaestânico. Também se observa que o metal mais eletropositivo deslocará de uma solução os íons 
de um metal menos eletropositivo. 
 
METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS 
 
Os metais alcalinos são tipicamente moles e tem um elétron no orbital mais externo e por isso, número 
de oxidação +1, quando combinados. São os elementos menos eletronegativos e, portanto, os que mais 
facilmente podem perder elétrons. Apresentam alta condutividade térmica e elétrica. Os pontos de 
ebulição e de fusão são muito baixos e como geralmente acontece com o primeiro elemento de cada 
grupo, há uma diferença acentuada entre as propriedades do lítio e dos demais elementos da família. 
Os compostos alcalinos são, em geral, brancos, excetuando-se os de radicais coloridos, como 
permanganatos e cromatos. 
O Be, Mg, Ca, Sr, Ba C Ra, que constituem o grupo IIA da Tabela Periódica, são todos bivalentes e 
apresentam raio atômico menor do que os alcalinos correspondentes, o que se deve ao aumento de 
carga nuclear efetiva núcleo atraindo os elétrons mais externos. Como os alcalinos, também são 
incluídos entre os metais leves, ou seja, aqueles cuja densidade é inferior a 5. A diminuição de volume 
acarreta uma série de conseqüências tais menor energia de hidratação, maior dureza e maior 
densidade. 
PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS 
As propriedades químicas características dos metais são: a) formação de cátions; b) seus óxidos e 
hidróxidos são básicos; c) Os haletos são compostos heteropolares que em solução se dissociam nos 
íons correspondentes; d) atuam unicamente como redutores. Todas essas propriedades são 
conseqüência de sua escassa afinidade eletrônica ou, o que é equivalente, de sua energia de ionização 
muito pequena. 
Os metais alcalinos são os metais mais reativos que existem. Reagem facilmente com o oxigênio, com a 
umidade e com o gás carbônico do ar (Por isso são guardados imersos em querosene ou outro líquido 
não oxigenado). Reagem também facilmente com álcool etílico formando etilatos que em água sofrem 
hidrólise formando hidróxido e álcool etílico. 
São fortes agentes redutores. O Li tem o valor mais negativo de potencial padrão de redução (Eo) isto 
se deve altíssima energia de hidratação dos cátions dos metais do grupo 1. Em termos de reatividade 
absoluta, os metais se tornam maisreativo ao longo do grupo. 
 
Sais de metais alcalinos tendem a ser muito solúveis em água, especialmente os de Li e Na. Alguns sais 
de K, Rb e Cs são insolúveis e LiF e LiCO3 são pouco solúveis em água. A solubilidade de um sal 
depende de duas energias opostas: a energia de retículo (que mantém o sólido unido) e a energia de 
hidratação dos íons (que tende a dissolver o sólido). 
Como as energias de retículo e de hidratação são máximas para sais com cátions e ânions pequenos; 
sais como o LiF mostram-se menos solúveis do que os demais fluoretos de metais alcalinos. Isto ocorre 
devido à sua altíssima energia de rede. Para alguns sais insolúveis de metais alcalinos mais pesados, a 
energia de retículo é provavelmente maior do que a energia de hidratação relativamente baixa para 
cátions M+ maiores e menos solvatados. 
No caso do Li2CO3, apesar de ser um composto iônico, este possui caráter covalente, pois enquanto o 
Li+ é um cátion extremamente pequeno, o CO32- é um ânion muito grande. Assim, apesar do elétron 
mais externo do lítio sofrer atração por parte do núcleo do carbonato, os elétrons mais externos do ânion 
carbonato também sofrem atração por parte do núcleo do lítio, dando ao composto um caráter covalente 
e diminuindo sua solubilidade. Este fenômeno ocorre geralmente em compostos iônicos nos quais o 
cátion é muito pequeno e o ânion é muito grande. 
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REAÇÕES TÍPICAS 
1) com H2O: 
M + H2O → M+ + ½ H2 + OH-, 
Os hidróxidos tornam-se precursors para a síntese de outros sais pela neutralização com o ácido 
apropriado. 
2) com H2: 
½ H2 + M → HM, 
3) com H+: 
M + HX → MX + ½ H2, 
4) Com halogênios: 
M + ½ X2 → MX, 
5) Com oxigênio: 
M + O2 
Δ⎯ →⎯ MO2 (superóxido, O-2). 
Para M = K, Rb, Cs: 
2Na + O2 
Δ⎯ →⎯ Na2O2 (peróxido), 
- O Li não forma superóxidos e o peróxido de Li formado na reação do LiOH com H2O2 é instável, se 
decompondo a LiO e O2. 
4Li + O2 
Δ⎯ →⎯ 2LiO (óxido) 
- Ao longo do grupo os superóxidos e peróxidos se tornam mais estáveis devido à estabilização de um 
anion grande por um cátion grande. 
6) Reações dos compostos de metais alcalinos: 
M2O + H2O → 2MOH, 
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 (produto de H2O2), 
KO2 + 2H2O → KOH + H2O2 + H2O2, 
2MOH + CO2 → M2CO3 + H2O, 
MOH + CO2 → MHCO3, 
HM + H2O → M+ + OH- + ½ H2 
2MHCO3 
Δ⎯ →⎯ M2CO3 + H2O + CO2 
2MNO3 
Δ⎯ →⎯ 2MNO2 + O2 
- Nitratos MNO3, (M = Na, K, Rb, Cs) se decompõem em nitritos com o aquecimento, enquanto o LiNO3 
se decompõe em LiO (o íon Li+, pequeno e de altamente polarizante ajuda na decomposição de 
oxiânions maiores tais como NO3- e CO32-. O LiO formado tem a energia de retículo elevada, que é a 
força propulsora para a decomposição). 
4LiNO3 
Δ⎯ →⎯ 2Li2O + 4NO2 + O2 
7) Reações com mercúrio 
Os metais alcalinos formam amálgamas que é um tipo de liga metálica formada pela reação do 
mercúrio com outro metal. Praticamente todos os metais formam amálgamas com mercúrio, exceto ferro 
e a platina. 
A amálgama de sódio forma-se quando sódio na forma metálica é dissolvido em mercúrio, produzindo 
uma reação exotérmica que leva à formação do composto intermetálico NaHg2. A liberação de calor é 
suficiente para permitir que o mercúrio entre em ebulição parcial. Em contato com a água decompõe em 
hidróxido de sódio concentrado, hidrogênio e mercúrio, que é então reutilizado. 
NaHg2 + H2O → NaOH + 2Hg(s) + H2(g) 
Algumas das propriedades dos elementos do grupo principal podem ser racionalizadas em termos da 
relação diagonal, onde um elemento tem uma semelhança com elemento na diagonal à direita e abaixo 
dele. Assim, Li mostram maior semelhança com o Mg do que com os demais metais alcalinos. Li+ e Mg2+ 
apresentam alta densidade de carga. 
 
Os METAIS ALCALINOS TERROSOS são bastante reativos, mas bem menos do que os alcalinos. 
Devem ser guardados em recipientes fechados, pois se oxidam, se hidratam e se carbonatam 
facilmente. 
Os hidróxidos dos metais alcalinos terrosos vão de pouco solúveis a moderadamente solúveis em água. 
A solubilidade aumenta consideravelmente com a dimensão do íon metálico, mas, o mais solúvel que é 
o Ba(OH)2 é apenas moderadamente solúvel. 
Os íons de metais alcalinos terrosos são mais fortemente polarizantes do que os íons de metais 
alcalinos. Os carbonatos são praticamente insolúveis. A solubilidade em água dos sulfatos dos metais 
alcalinos e alcalinos terrosos decresce desde o Be até o Ba. Os sulfatos de Be e Mg são solúveis em 
água. Todos os sulfatos de metais do grupo 2 perdem SO3, para formar o respectivo óxido quando 
fortemente aquecido. 
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MSO4 
Δ⎯ →⎯ MO + SO3 
Os cloretos, brometos e iodetos de Mg, Ca, Sr e Ba são todos 
iônicos e solúveis em água. No entanto os fluiremos são 
apenas levemente solúveis em água devido à sua alta energia 
de retículo resultado do tamanho pequeno dos cátions M2+ e 
do ânion F-. 
O BeCl2 é um polímero covalente em estado sólido contendo 
pontes Be – Cl –Be. Na fase vapor, o polímero é quebrado 
dando uma mistura do monômero e o dímero em equilíbrio. Os haletos de berílio são solúveis em muitos 
solventes resultando na formação de complexos. 
 
 
 
REAÇÕES TÍPICAS DE COMPOSTOS METAIS ALCALINO-TERROSOS. 
Propriedades químicas. 
1) Ca, Sr e Ba: deslocam hidrogênio da água à temperatura ambiente: 
M + 2H2O → M(OH)2 + H2 
O magnésio reage muito pouco com água fria (só reage se for exposto). Depois de vários minutos, 
algumas bolhas de hidrogênio surgem na superfície. Esta reação no entanto é interrompida devido à 
formação do hidróxido de magnésio que é quase insolúvel em água e forma uma barreira evitando 
assim que a reação continue. 
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2 
magnésio reage com vapor d’água segundo a reação: 
Mg + H2O → MgO + H2 
Como regra geral, se um metal reage com água fria, obtém-se o hidróxido metálico. Se este reage com 
o vapor d’água, obtém-se o óxido metálico. Isto ocorre porque o hidróxido metálico se decompõe 
termicamente resultando no óxido e água. 
Berílio: não reage com H2O. 
2) O magnésio metálico reage com o oxigênio (combustão) formando o óxido de magnésio: 
2Mg + O2 → 2MgO 
O óxido de magnésio é um óxido básico porque sua reação com água forma uma base, a base fraca 
hidróxido de magnésio: 
MgO + H2O → Mg(OH)2 
3) Decomposição térmica de hidróxidos e carbonatos: 
M(OH)2(s) 
Δ⎯ →⎯ MO(s) +H2O(g), 
M = (Be, Mg, Ca, Sr, Ba); 
MCO3(s) 
Δ⎯ →⎯ MO(s) + CO2(g), 
M = Mg (400°C), Ca (900°C), Sr(1175°C), Ba (1500°C); 
 
4) Reação de ácidos com óxidos: 
MO(s) + 2H+ → M2+ + H2O; 
O íon [Be(H2O)4]2- tem semelhanças com o [Al(H2O)6]3+ (devido à relação diagonal). Em meio ácido, 
como resultado da alto poder polarizante do íon Be2+ resulta em hidrólise. 
O [Be(H2O)4]2- existe apenas em meio fortemente ácido. Ao aumentar o pH, os ions hidróxidos formam 
pontes (Be – OH – Be) formando o íon [Be(OH)3]3-3 antes da precipitação do Be(OH)2. Em excesso de 
OH-, BeO e Be(OH)2 se dissolvem resultando no íon berilato [Be(OH)4]2- , demonstrando o caráter 
anfótero do berílio. 
BeO(s) + 2OH- + H2O → [Be(OH)4]2- 
Metais alcalinos terrosos reagem com ácidos produzindo H2. A série eletroquímica dos metais, também 
chamada de escala de nobreza ou fila de reatividade dispõe os elementos em ordem decrescente de 
reatividade. Quanto mais nobre o elemento, menor a sua reatividade. Quanto mais eletropositivo for 
metal ( Eo mais negativo), mais favorável será a reação. 
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Maior nobreza = menor reatividade 
 
 
 
Li, K, Rb Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Ag, Pd, Pt, Au 
 
O Mg tem um potencial de redução bastante negativo (E° = -2,34 V) e reage com ácido diluído 
deslocando o hidrogênio. 
H2SO4 + Mg(s) → H2(g) + MgSO4 
Assim como Mg, Ca também reage com ácido diluído deslocando o hidrogênio devido ao seu potencial 
padrão de redução ser mais negativo (E° = -2,87 V). 
H2SO4 + Ca(s) → H2 + CaSO4 
5) Precipitação com OH-, CO3-, SO42-: 
M2+ + 2OH- → M(OH)2 
M= Mg, Ca, Sr, Be; 
M2+ + CO32- → MCO3 
M= Mg, Ca, Sr, Ba; 
M2+ + SO42- → MSO4 
M= Ca, Sr, Ba. 
6) Solubilidade de hidróxidos: 
Be(OH)2 < Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2; 
Aumento do raio do cátion = diminui atração pelo íon hidróxido. 
A solubilidade dos hidróxidos aumenta ao descermos no grupo. 
7) Solubilidade dos sulfatos 
BeSO4 > MgSO4 > CaSO4 > SrSO4 > BaSO4 
Os sulfatos se tornam menos solúveis ao descermos no grupo. 
8) Solubilidade dos carbonatos 
Os carbonatos tendem a se tornar menos solúveis ao descermos no grupo. 
 
Explicação: 
A entalpia de solução depende da entalpia de hidratação e da energia de retículo. Quando a tendência 
na entalpia de hidratação cai mais rapidamente ao longo do grupo do que a tendência na energia de 
retículo a entalpia de solução tende a ser mais endotérmica. No caso contrario, quando a energia de 
rede cai mais rapidamente ao longo do grupo do que a entalpia de hidratação, o efeito é contrario e a 
entalpia de solução se torna mais exotérmica. 
Para íons pequenos como o OH-, A energia de retículo cai mais rápido do que a energia de hidratação 
dos íons positivos, tendo um efeito global mais exotérmico. 
Para íons grandes como SO42-, CO32- e NO3-, A entalpia de hidratação dos íons positivos cai mais 
rapidamente do que a energia de retículo tornando a entalpia de solução mais endotérmica. 
Quanto mais endotérmico for o valor da entalpia de solução, menos solúvel é o composto. 
 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
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