Apostila Quimica Inorganica lab.

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EXPERIMENTO 4 – 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 iodo, 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 iodo (I2) é uma substância sólida cor vileta-escuro e com brilho metálico. 
As soluções aquosas de iodo 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 iodo 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 uma ligação 
metálica de Ni, Cu e Fe denominada Monel. Esta é uma das poucas ligas metalicas 
não atacados pelo F2. Para transporte e armazenamento também podem ser 
empregados recipientes revestidos com Politetrafluoretileno (Teflon®). 
 
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) 
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4) PROCEDIMENTO 
 
4.1) OBTENÇÃO DO GÁS CLORO 
 
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: 
 
• 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. 
 
17 
 
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 
 
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. 
Equacione as reações envolvidas. 
 
 
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: 
 
 
18 
 
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 as reações envolvidas. 
 
 
5) QUESTÕES PARA ESTUDO 
 
1) Cite os principais fontes e métodos de obtenção industrial de F2, Cl2, Br2 e I2. 
2) Sobre a forma molecular X2: 
a) Elabore o diagrama de orbitais moleculares e calcule a ordem de ligação. 
b) Explique os baixos pontos de fusão e ebulição. 
c) Sugira uma explicação para as 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. 
 
3) Sobre as moléculas de HX: 
a) Elabore o diagrama de orbitais moleculares para HF. 
b) Qual a ordem de acidez para os ácidos dos halogênios? Sugira uma explicação 
para tal ordem. 
c) Por que o HF não pode ser guardado em frascos de vidro? Quais materiais 
podem ser empregados? 
d) Explique os baixos pontos de fusão e ebulição. Comente os valores do HF. 
 
 
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 
 
 
 
EXPERIÊNCIA 5 – 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 consequência 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 
manganêscomo 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 se encontra 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 
20 
 
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 vulcânicos ou sedimentares. Encontram-se também no 
carvão mineral, petróleo 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, BaSO4). 
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 2012, 
sua produção mundial chegou a 290,7 milhões de toneladas. 
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 fertilizantes, 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 
 
 
 
 
21 
 
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? 
 
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. 
 
4.3) DECOMPOSIÇÃO DE TIOSSULFATOS 
Coloque em um tubo de desprendimento de gases 10 mL da solução de 
tiossulfato de sódio 0,1 mol/L e 5 mL 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? 
 
4.4) 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. 
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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. 
 
4.5) 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. 
 
4.6) PROPRIEDADE DESIDRATANTE DO ÁCIDO SULFÚRICO 
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 Beckere 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. 
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? 
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. 
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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 
 
 
 
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EXPERIMENTO 6 – 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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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. 
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, 
em seguida borbulhar o gás em outro tubo de ensaio contendo solução 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. 
 
 
 
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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. 
• 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 usadaem 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 sobre o topo do monte dicromato 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, utilizando um kitassato, uma mangueira, 
uma proveta e uma bequer. Conecte a mangueira a saída do kitassato de forma tal que 
possa ser direcionada a uma proveta, previamente cheia de agua e emborcada no 
bequer com agua, para coleta de gás. 
Coloque 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. 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. 
 
 
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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, discuta: importância industrial, estrutura, ligação química e 
reatividade. 
5) Sobre a amônia discuta: 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) discuta: importância 
industrial, estrutura e ligação química (construa o diagrama de orbitais 
moleculares), propriedades químicas. 
7) Sobre o ácido nítrico discuta: 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 
g) https://mcgroup.co.uk/news/20130906/global-sulfuric-acid-production-
surpassed-2307-million-tonnes.html 
 
 
 
28 
 
 
 
EXPERIMENTO 7– 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. 
29 
 
O principal uso industrial do 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: 
• 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 agente redutor 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, comoa 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. A molécula de CO por atuar como ligante sigma e pi 
em compostos de coordenação apresenta uma elevada 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. 
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 
30 
 
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 ). 
Outros importantes usos do silício são: 
• 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 carbeto de silício é um dos abrasivos mais importantes. 
• O silício é um dos componentes dos polímeros silicone. 
• Na fabricação dos transistores, 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 carbonato de cálcio o 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 
31 
 
 
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 
 
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) 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. 
32 
 
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 térmica dos carbonatos alcalinos e alcalinos 
terrosos baseado na estrutura do ânion e na capacidade de polarização dos 
cátions, apresente a reação de decomposição térmica dos carbonatos. 
5) Sobre os carbetos: apresente a definição geral, cite os tipos de carbetos e 
explique a ligação química em cada um deles. 
6) Sobre o silício elementar: apresente as propriedades químicas, descreva a 
estrutura, descreva o método de obtenção, descreva suas propriedades elétricas. 
7) Sobre a sílica (SiO2): descreva as suas formas cristalinas e apresente as 
propriedades químicas. 
8) Sobre os silicatos: desenhe a unidade fundamental, diga quais os tipos de 
silicatos, apresente as propriedades químicas. 
9) Sobre os silicones discuta: obtenção, unidade monomérica básica, propriedades 
químicas, relacione a estrutura com suas propriedades físicas. 
10) Sobre os silanos: definição métodos de obtenção, principais propriedades, 
explique as principais diferenças na reatividade dos silanos e dos organossilanos 
e dos compostos análogos de carbono. 
 
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. 
e) BUCLEY, M., GREENBLATT, M., J. Chem. Educ., 71, 599, 1994. 
f) http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc05/elemento.pdf