Apostila IC 617

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INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
IC 617 
Química Inorgânica 
EXPERIMENTAL II 
A Química inorgânica descritiva dos 
elementos de transição 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro – Departamento de Química 
 1 IC-617 – Química Inorgânica II – Experimental 
Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
 
 
RECOMENDAÇÕES AOS ALUNOS 
1. O uso da apostila é imprescindível a partir da primeira aula. 
2. O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da primeira aula, das instalações do laboratório, bem 
como de suas normas de funcionamento. 
3. É obrigatório, por razões de segurança, o uso de jaleco e óculos de proteção durante as aulas. 
4. O material do laboratório deve ser usado sempre de maneira adequada e somente aqueles 
reagentes e soluções especificados. 
5. Não é permitido fumar, comer ou beber nos laboratórios. 
6. Todo o material usado deve ser lavado ao final de cada aula e organizado no local apropriado 
(mesas, bancadas ou armários). 
7. A bancada de trabalho deve ser limpa. 
8. Após o uso deixar os reagentes nos devidos lugares e descartar os produtos nos locais adequados. 
9. Devem ser evitadas conversas em voz alta, e sobre assuntos alheios à aula. 
10. As normas de segurança relacionadas no texto "Segurança no Laboratório" devem ser lidas 
atentamente. 
 
 
CONDIÇÕES PARA APROVAÇÃO 
MF =
2N1 + 3N2
5
 
 
Onde: 
MF = média final 
N1 = Primeira nota (1a. prova(90%) + trabalhos(10%)) 
N2 = Segunda nota (2a. prova(90%) + trabalho (10%)) 
 
Media final ≥ 5,0 e Freqüência ≥ 75% 
 
 
Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro – Departamento de Química 
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Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
 
SEGURANÇA NO LABORATÓRIO 
É muito importante que todas as pessoas que lidam em um laboratório tenham uma noção bastante 
clara dos riscos existentes e de como diminuí-los. Nunca é demais repetir que o melhor combate aos 
acidentes é a sua prevenção. O descuido de uma única pessoa pode por em risco todos os demais no 
laboratório. Por esta razão, as normas de segurança descritas abaixo terão seu cumprimento exigido. Acima 
disto, porém, espera-se que todos tomem consciência da importância de se trabalhar em segurança, do que 
só resultarão benefícios para todos. 
1. Será exigido de todos os estudantes e professores o uso de jaleco, calça, sapatos fechados e 
óculos de proteção no laboratório. 
• A não observância deste item impede o aluno de permanecer no laboratório. 
2. Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor. Reações 
desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 
3. É terminantemente proibido fumar em qualquer laboratório. Quem não puder esperar até o fim do 
horário deve sair para o corredor. 
4. É proibido trazer comida ou bebida para o laboratório, por razões óbvias. Da mesma forma, não se 
deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 
5. Não se deve cheirar um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em direção ao 
nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão. 
6. Não usar sandálias no laboratório. Usar sempre algum tipo de calçado que cubra todo o pé. 
7. Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum solvente 
orgânico. Os vapores de solventes voláteis, como éter etílico, podem se deslocar através de longas 
distâncias e se inflamar facilmente. 
8. Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los longe de onde se 
executam as operações. 
9. Nunca despejar água num ácido, mas sim o ácido sobre a água. Além disso, o ácido deve ser 
adicionado lentamente, com agitação constante. Discutir a razão desta norma com o professor. 
10. Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido. 
11. Aprender a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no corredor. 
12. Saber tomar certas iniciativas em caso de pequenos acidentes. Exemplos : 
• queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis : lavar a área atingida repetidas 
vezes com bastante água de torneira e depois com solução de bicarbonato de sódio (para 
neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar bases). Esta última etapa deve ser 
suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da reação resultante poderá piorar a 
situação. Neste caso, usar apenas água e chamar o professor. Sugere-se aos portadores de 
lentes de contato que não as usem no laboratório, devido ao perigo de, num acidente, ocorrer a 
retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea; 
• todas as vezes em que ocorrer um acidente com algum aparelho elétrico (centrífuga, por 
exemplo), puxar imediatamente o pino da tomada; 
• ao cortar um tubo de vidro ou tentar inseri-lo numa rolha de borracha, enrolar ambos num 
pedaço de pano a fim de evitar cortes; 
• cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O mercúrio, além 
de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou zinco em pó; 
• procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida seriedade 
• lembrar que em caso de incêndio, na ausência de um extintor, um avental pode servir como um 
cobertor para abafar as chamas. 
Finalmente, lembrar que a atenção adequada ao trabalho evita a grande maioria dos acidentes. É muito 
importante ter a certeza de que se sabe perfeitamente bem o que se está fazendo. 
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EXPERIMENTO I 
COBRE E PRATA 
Introdução 
Cobre 
Cobre foi extensivamente utilizado pelos romanos desde cerca de 3000 a.C., principalmente em 
ligas com estanho (bronze). Pequenas quantidades do metal livre são encontrados naturalmente, mas seus 
compostos (principalmente sulfuretos) são abundantes, o mais importante é o minério calcopirita ou pirita de 
cobre CuFeS. Outras formas naturais incluem os carbonatos básicos CuCO3. Cu(OH)2 (malaquita) e 
2CuCO3. Cu(OH)2 (azurita). O processo de extração consiste essencialmente de (a) a separação do minério 
a partir de rocha, por flotação, (b) conversão do sulfeto mineral ao metal bruto, soprando ar através o 
minério fundido. (c) a purificação do metal bruto geralmente por eletrólise, o cobre bruto é o ânodo em um 
eletrólito de cobre aquoso acidificado (II) sulfato, e os depósitos de metal puro em folhas de cobre como 
catodo, atuando como iniciador. O metal é amplamente utilizados para fins elétricos, já foi em tanques de 
água e tubulações, e para coberturas. 
As ligas incluem o bronze contendo estanho, e às vezes fósforo; bronze, contendo zinco e cupro-
níquel (utilizado em cunhagem de moedas). Compostos de cobre são usados como fungicidas e como 
catalisadores. O cobre é encontrado em plantas e animais, alguns animais inferiores (por exemplo caracóis 
e caranguejos) utilizam um complexo azul de cobre chamado hemocianina como proteína transportadora de 
oxigênio, análogo à hemoglobina em mamíferos. 
Cobre difere em sua composição química entre os membros anteriores da primeira série de 
transição. A configuração eletrônica externa 3d10 4s1 tendo um conjunto completamente preenchido de 
orbitais d e, sendo assim, o cobre forma compostos com o estado de oxidação +1, perdendo o elétron (4s) e 
mantendo todos os elétrons 3d. No entanto, como os metais de transição anteriores a ele, também forma 
íons com o estado de oxidação + 2; estados de oxidação diferente de 1 e + 2 são sem importância. 
O cobre é facilmente atacado por halogênios e por enxofre no aquecimento. Sendo o potencial para 
a reação de redução do cobre: 
Cu2+(aq) +2e- → Cu(s) Eo = + 0,34 V 
O cobre não é atacado por água ou por ácidos não-oxidantes diluídos para liberar hidrogênio. É 
atacado por ácido nítrico, resultando em uma solução de nitrato de cobre(II) Cu(NO3)2 e óxidos de 
nitrogênio, a natureza destes óxidos depende da concentração do ácido (diluído resulta em monóxido de 
nitrogênio, e dióxido se for concentrado). em ácido sulfúrico concentrado, formam-se alguns sulfatos de 
cobre (II) em solução, e libera-se dióxido de enxofre, SO2, podendo formar também outros produtos (por 
exemplo, enxofre, sulfeto de cobre(II)), sendo esta reação inadequada para fins de síntese específica. O 
cobre é precipitado na superfície de alguns metais que o reduzem a partir de uma solução aquosa de seus 
sais +2, por exemplo 
Fe + Cu2+(aq) → Cu + Fe2+(aq) 
 
O ESTADO DE OXIDAÇÃO +2 
 
Neste estado de oxidação com os nove elétrons d, os principais compostos de cobre são normalmente 
coloridos e paramagnéticos. 
 
Haletos de cobre(II), CuX2 
O fluoreto anidro CuF2 é branco, o cloreto é amarelo e o brometo é quase preto; nos cristais de 
cloreto de cobre, cada cobre está circundado por seis íons cloreto em um arranjo octaédrico distorcido. 
No cloreto de cobre(II) hidratado, CUCl2.2H2O, duas moléculas de água substituem dois cloretos na 
região equatorial da estrutura. 
Na presença de excesso de iodeto, sais de cobre(II) produzem o iodeto insolúvel de cobre(I) e íons iodeto 
livres (o iodeto de cobre(II) não é conhecido). Nestas condições, o cobre(II) oxida o iodo. O potencial para a 
semi-reação 
Cu2+(aq) + 1e- → Cu+(aq) Eo = + 0.15 V 
Deve ser modificado devido à concentração de espécies reduzidas Cu+(aq) que é drasticamente 
diminuída na presença de excesso de I-; 
Cu+(aq) + I-(aq) → CuI(s) 
A semi reação fica melhor descrita como: 
Cu2+(aq) + I-(aq) + 1e- → CuI(s) Eo = + 0,86 V 
Deste modo o iodeto é prontamente oxidado: 
I2(aq) + 2e- → 2I-(aq) Eo = + 0,54 V 
O Bromo não se oxida desta maneira. 
 
Óxidos de cobre(II) 
O óxido de cobre(II), CuO, é um sólido preto insolúvel em água. É preparado aquecendo o hidróxido 
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ou o nitrato hidratado ou carbonato básico de cobre (II). Dissolve-se em ácidos resultado em soluções de 
sais de cobre(II). É facilmente reduzido a metal pelo aquecimento na presença de hidrogênio e é usado para 
determinar carbono e hidrogênio em compostos orgânicos (o monóxido de carbono reduz o óxido de 
cobre(II) a cobre metálico). 
Hidróxido de cobre(II) hidratado, Cu(OH)2, é precipitado na forma de um sólido azul claro quando se 
adiciona base a uma solução aquosa de um sal de cobre(II): 
 
[Cu(H2O)]
2+ +H2O
base
ácido
   Cu(H2O)5
(OH )⎡
⎣
⎤
⎦
+
+H3O
+
base
ácido
   Cu(H2O)4
(OH )2⎡
⎣
⎤
⎦
+
+H3O
+
 
É facilmente desidratado com o aquecimento resultando no óxide cobre(II) preto. 
 
Carbonato de cobre(II) 
O carbonato de cobre(II) normal, CuCO3 não é conhecido. As duas ocorrências naturais de 
carbonatos de cobre(II) são básicas. Se uma solução do carbonato de sódio é adicionada à uma solução de 
sais de cobre(II), precipita o carbonato de cobre(II) verde. 
[Cu(H2O)6]2+ + H2O  [Cu(OH)(H20)5]+ + H3O+ 
2[Cu(OH)(H2O)5]+ + CO32- → [Cu(OH)(H2O)5]2CO3, 
Aquecendo o carbonato se obtém o óxido de cobre(II). 
 
Sulfato de cobre(II) 
Encontrado na forma pentraidratada, CUSO4.5H2O, um sólido azul cristalino. Neste sal, cada íon 
Cu2+ encontra-se circundado por 4 moléculas de água nos vértices de um quadrado plano, enquanto a 
quinta molécula de água encontra-se ligada através de ligação de hidrogênio. 
 
Figura 1. Estrutura do CuSO4.5H2O 
 
Pode ser desidratado aquecendo a aproximadamente 380 K ocorrendo a perda das 4 moléculas de 
água. A quinta molécula só é perdida a aproximadamente 600 K. O resultado da desidratação é uma sal 
branco onde cada íon Cu+ encontra-se circundado pelos íons sulfato, no entanto a energia de desdobrando 
dos orbitais d não corresponde mais a energia na faixa do espectro visível e o composto não é colorido. 
Adicionando-se amônia concentrada a uma solução de sulfato de cobre(II) produz uma solução de 
[Cu(NH3)4]2+: 
Cu2+(aq) + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+(aq) 
Se adicionado etanol, obtém-se cristais azul escuro de CuSO4.4NH3.H2O. Na estrutura deste composto as 4 
amônias são aproximadamente quadrática plana ao redor do íon Cu2+, e a molécula de água encontra-se 
acima deste plano formando uma pirâmide de base quadrada. 
 
Complexos de cobre(II) 
Quando sais de cobre(II) são dissolvidos em água, forma-se o aqua-íon [Cu(H2O)6]2+; este tem a 
estrutura de octaedro distorcido devido a distorção tetragonal. A adição de excesso de amônia substitui 4 
moléculas de água na parte equatorial da estrutura resultando no complexo azul intenso [Cu(NH3)4(H2O)2]2+ 
ou simplesmente [Cu(NH3)4]2+. Na obtenção do [Cu(NH3)6]2+ o sal utilizado deve ser anidro e a síntese deve 
ser realizada na ausência total de água utilizando amônia líquida. 
A adição de haletos aos aqua-íons de cobre(II) resultam em ma variedade de halo-complexos; 
[CuCl4]2- é amarelo e apresenta uma estrutura quadrática plana podendo tornar-se tetraédrico na presença 
de cátions grandes; [CuCl3]- é vermelho, na sua estrutura cada íon cobre(II) está circundado por 6 íons 
cloreto resultando em uma estrutura de um octaedro distorcido. 
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A adição de solução aquosa de íons cianeto ao aqua-íon de cobre(II) resulta em um precipitado 
marrom de cianeto de cobre(II). Este sal é solúvel em excesso de cianeto resultando no complexo 
tetracianocuprato(II) [Cu(CN)4]2-. No entanto, o cianeto de cobre(II) decompõe-se rapidamente a 
temperatura ambiente, resultando no cianeto de cobre(I) e gás cianogênio; o excesso de cianeto, então, 
leva ao tetracianocuprato(I) [Cu(CN)4]3-. 
 
O ESTADO DE OXIDAÇÃO +1 
Em contraste com o estado +2, compostos de cobre(I) são frequentemente menos coloridos e são 
diamagnéticos, como esperado uma vez que os níveis 3d estão completamente preenchidos. No entanto, o 
íon cobre(I), ao conrário do cobre(II), é instável em meio aquoso sofrendo desproporcionamento a cobre(II) 
e cobre metálico. 
Cu+(aq) + e- → Cu(s) Eo = + 0,52 V 
Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq) Eo = + 0,15V 
Vê-se que o íon Cu+(aq) na primeira equação pode oxidar o íon Cu+(aq) na segunda equação, e portanto: 
Cu+(aq) + Cu+(aq) → Cu(s) + Cu2+(aq) 
Ou seja, 
2Cu+(aq) → Cu(s) + Cu2+(aq) reação de desprorcionamento. 
 
Óxido de cobre(I) 
O óxido de cobre(I), Cu2O, ocorre naturalmente com a cuprita vermelha. É um material 
semicondutor, sendo um semicondutor de band gap direto de cerca de 2 eV usado na fabricação de diodes 
emissores de luz (LED). É obtida como um precipitado laranja pela redução de um sal de cobre(II) em meio 
alcalino na presença de um agente redutor moderado (ex: Glicose, hidroxilamina ou sulfito de sódio): 
2Cu2+(aq) + SO32-(aq) + 4OH-(aq) → Cu2O(s) + SO42-(aq) + 2H2O(l) 
dissolve-se em oxo-ácidos sofrendo reação de desproporcionamento 
Cu2O(s) + H2SO4(aq) → CuSO4(aq) + Cu(s) + H2O(l) 
 
Cloreto de cobre(I) 
O cloreto de cobre(I), CuCl, é um sólido branco, insolúvel em água. É preparado aquecendo-se uma 
mistura de cloreto de cobre(II) e cobre cm ácido clorídrico concentrado até a formação de uma solução 
marrom intensa. 
 
Cu2O + 2HCl→ 2CuCl +H2O
CuCl +Cu HCl⎯ →⎯⎯ 2CuCl 
nos dois casos o cloreto de cobre(I) dissolve-se em ácido para formar o íon complexo [CuICl4]3-. 
O cloreto de cobre(I) também pode ser preparado pela redução pelo o dióxido de enxofre do cloreto 
de cobre(II) ou de umade solução mista de sulfato de cobre(II) e um sal comum. 
2Cu2+(aq) + 2Cl-(aq) + 2H2O(l) + SO2(g) → SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2CuCl(s) 
Nos dois casos, o precipitado deve ser filtrado e seco rapidamente. Lava-se primeiro com álcool e depois 
com éter para evitar a formação do composto de cobre(II). 
O cloreto de cobre(I) dissolve facilmente em ácido clorídrico resultando em um complexo e dissolve-
se também em amônia formando um complexo incolor e linear [H3N → Cu ← NH3]+ na ausência do ar (na 
presença do ar, oxida-se formando o complexo azul de amônia com cobre(II)). A solução amoniacal de 
cloreto de cobre(I) é um ótimo solvente para monóxido de carbono, formando um composto de adição 
CuCl.CO.H2O, por isso é usado na análise de gases. Na presença de etino, a solução amoniacal de cloreto 
de cobre(I) forma um precipitado marrom-avermelhado de dicarbeto de cobre(I) hidratado (explosivo quando 
seco): 
2[Cu(NH3)2]+(aq) + HC≡CH(g) → Cu2[C≡C](s) + 2NH4+(aq) + 2NH3(g) 
 
Iodeto de cobre(I) 
O iodeto de cobre(I), CuI, é obtido como um precipitado branco na adição do iodeto de potássio a 
uma solução íons cobre(II) 
 
2Cu(aq)
2+ + 4I(aq)
− → 2CuI
branco (s)
+ I2 (aq)
 
A reação fornece uma maneira de estimar cobre(II) uma vez que o iodo liberado pode ser tratado com 
tiosulfato de sódio: 
 Cu
2+ ≡ I ≡ Na2S2O3 
O iodeto de cobre(I) é usado na extração do iodo: 
2I-(aq) + 2Cu2+(aq) + SO32-(aq) + H2O(l) → 2CuI(s) + SO42-(aq) + 2H+(aq) 
O iodo é liberado por aquecimento do iodeto de cobre(I) com ácido sulfúrico e óxido de ferro(III): 
2CuI(s) + 6H2SO4(conc) + 2Fe2O3(s) → 2CuSO4(aq) + 4FeSO4(aq) + 6H2O(l) + I2(s) 
 
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Complexos de cobre(I) 
Os complexos de cobre(I) como aqueles de prata(I) tendem a assumir estruturas lineares X - Cu - X, 
ao contrário dos demais metais da série de transição que precedem o cobre. O cloreto de cobre(I) em 
solução de amônia resulta no complexo [Cu(NH3)2]+ incolor. Este composto oxida-se facilmente no ar para 
resultar no complexo azul [Cu(NH3)4(H2O)2]2+. O cloreto de cobre(I) em ácido clorídrico resulta no íon 
complexo [CuCl2]-, embora seja também conhecido o [CuCl3]2-. 
 
Prata 
A prata é formada na natureza como argentita, Ag2S e chifre de prata, AgCl. A extração da preta 
depende do fato de que ela forma muito facilmente o complexo dicianoargentato(I), [Ag(CN)2]- (linear) e o 
tratamento de um minério de prata com solução aquosa de íons cianeto CN- extrai a prata na forma deste 
complexo. A prata pode ser deslocado do complexo usando zinco: 
2[Ag(CN)2]-(aq) + Zn(s) → 4CN-(aq) + Zn2+(aq) + 2Ag(s) 
(Zinco forma apenas um complexo instável com cianeto) 
A prata tem um pequena tendência em formalmente perder mais de um elétron; sua química é 
portanto quase restrita ao estado de oxidação +1. A prata metálica é resistente ao ataque química, embora 
soluções aquosas de cianeto a ataquem lentamente, assim como o enxofre e o sulfito (resultando em Ag2S 
preto). Por isso ocorre o escurecimento da prata pela atmosfera ou outros materiais contendo enxofre. 
Dissolve-se em ácido nítrico concentrado para resultar em solução de nitrato de prata(I), AgNO3. 
 
Estado de oxidação +2 
O único composto importante é o fluoreto de prata(II), AgF2, paramagnético, preparado pela fluoração do 
metal. 
 
O estado de oxidação +1 
A adição de hidróxido alcalino a uma solução de sais de prata(I) resulta em um sólido marrom de 
óxido de prata(I), Ag2O. Quando úmido, este se comporta como um hidróxido de prata, AgOH. 
 
AgOH(aq) + C2H5I
iodoetano( l )
→ AgI(s) +C2H5OH
etanol ( l ) 
O óxido é solúvel resultando no complexo [Ag(NH3)2]+ (linear). No aquecimento, o óxido de prata(I) 
perde oxigênio resultando no metal (todos os óxidos dos metais usados em cunhagem de moedas tem 
baixa estabilidade térmica e esta estabilidade cai na ordem Cu> Ag > Au) 
 
haletos de prata(I) 
Enquanto os cloretos, brometos e iodetos são insolúveis em água, o fluoreto de prata, AgF, é bem 
solúvel. 
Os haletos insolúveis podem ser preparados adicionando o respectivo haleto a íons prata: 
Ag+(aq) + X-(aq) → AgX(s) 
O cloreto é branco, o brometo é amarelo pálido e o iodeto é amarelo intenso. São exemplos de compostos 
coloridos obtidos a partir de compostos incolores. 
Todos os haletos de prata são sensíveis a luz, se decompõem eventualmente em prata metálica. 
Quando exposto a luz solar, o cloreto torna-se inicialmente violeta e finalmente preto. O uso destes 
compostos na fotografia depende disso. 
 
Nitrato de prata(I) 
O nitrato de prata(I) é obtido dissolvendo o metal em ácido nítrico: 
3Ag(s) + 4HNO3(conc) → 3AgNO3(aq) + 2H2O(l) + NO(g) 
Como todos os nitratos, é solúvel em água; no aquecimento se decompõe liberando dióxido de nitrogênio e 
oxigênio, mas deixando o metal, e não, como é habitual com outros nitratos, o óxido 
2AgNO3(s) → 2Ag(s) + 2NO2(g) + O2(g) 
Em solução amoniacal (reagente de Tollens) é facilmente reduzido a prata metálica por muitos 
compostos orgânicos formando o espelho de prata. 
2AgNO3(aq) + 2NaOH(aq) → Ag2O(s) + H2O(l) + 2NaNO3(aq) 
Ag2O(s) + 4NH3(aq) + H2O (l) → 2Ag(NH3)2OH(aq) (Reagente de Tollens) 
Ao se adicionar uma pequena quantidade de glicose. Esta substância quando em contato com o reagente 
de Tollens oxida-se a um ácido carboxílico, reduzindo, por sua vez, o íon prata do complexo [Ag(NH3)2]+. 
Esta reação química pode ser traduzida pela seguinte equação química: 
R-CHO + 2[Ag(NH3)2]+(aq) + 2OH-(aq) → R-COOH(aq) + 2Ag + 4NH3(aq) + H2O(l) 
Esta reação é a essência do processo de fabricação de espelhos. 
A razão pela qual se adiciona uma solução de amoniacal à solução de nitrato de prata é para 
diminuir o potencial de redução de elétrodo padrão do íon Ag+. 
Ag+(aq) + e- → Ag(s) Eo = + 0,799 V 
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[Ag(NH3)2]+(aq) + e- → Ag(s) + 2NH3(aq) Eo = + 0,373 V 
Estas semi-equações indicam que o amoníaco forma um complexo com o íon Ag+, tornando a redução a 
prata metálica mais difícil. Com esta diminuição do potencial de redução de eléctrodo padrão do íon Ag+, 
forma-se um espelho de prata ainda mais bonito. A adição de uma solução de amoníaco à solução de 
nitrato de prata tem apenas uma finalidade estética. 
Caso não se adicionasse a solução aquosa de amoníaco, o íon Ag+ seria reduzido tão rapidamente 
pela glicose que surgiria uma solução coloidal deste metal, isto é, a solução se transformaria num líquido 
negro e túrbido. 
A adição de solução aquosa de hidróxido de sódio, além de servir para formar um intermediário que 
ao reagir com a solução de amoníaco origina o complexo pretendido, serve também para tornar a mistura 
ainda mais básica, dado que a glicose se oxida mais facilmente em meio básico. 
O uso do nitrato de prata para marcar roupas depende da sua redução pelo material a prata negra. 
A redução também ocorre quando uma solução neutra entra em contato com a pele, a mancha negra fica 
na pele. 
Se etino é passado através da solução amoniacal de nitrato de prata, forma-se um precipitado de 
dicarbeto de prata (semelhante ao que ocorre com o cobre(I)): 
 
HC ≡CH(g) + 2[Ag(NH3)2 ]
+
(aq) → Ag2(C ≡C)(s)
Branco
+ 2NH4
+
 (aq) + 2NH3 (aq)
 
Nitrato de prata é usado extensivamente em análises quantitativas e qualitativas. 
 
Complexos de prata(I) 
Alguns destes já foram mencionados no texto tais como os lineares bi-coordernados [Ag(CN)2]-, 
[Ag(NH3)2]+, [Ag(S2O3)]3-. Haletos de prata(I) se dissolvem em soluções concentradas de haletos para formar 
os complexos [AgX2]-, [AgX3]2-, por exmplo o [AgCl3]2-. 
 
 
ROTEIROEXPERIMENTAL 
COBRE 
 
1) Ação de ácidos sobre o cobre metálico (REALIZAR EM CAPELA) 
 
a) Em dois tubos de ensaio, adicionar raspas de cobre e, respectivamente, 2 mL de HNO3 diluído (1 M) e 
concentrado (6 M). Se necessário, aquecer. 
 
b) Colocar raspas de cobre em dois tubos de ensaio e, respectivamente, 2 mL de H2SO4 diluído (1 M) e 
concentrado (18 M). Se necessário, aquecer. 
 
c) Em dois tubos de ensaio, adicionar raspas de cobre e, respectivamente, 2 mL de HCl diluído (1 M) e 
concentrado (1:1). Se necessário, aquecer. 
 
2) Química do cobre (I) 
 
- Preparação e propriedades do óxido cuproso 
 
a) Dissolver 2,5 g de CuSO4 em 15 mL de água destilada e adicionar 1,5 g de glicose (dextrose). Aquecer a 
solução e adicionar 8 mL de NaOH a 20 %. Agitar e deixar ferver até o aparecimento de um precipitado 
vermelho. Após esfriar, filtrar e lavar o precipitado com água. 
 
b) Em um tubo de ensaio, adicionar alguns mg de Cu2O, recentemente preparado, e 2 mL de H2SO4 3 M. 
Agitar e observar. 
 
- Preparação do brometo cuproso 
 
Em um tubo de ensaio, misturar 3 mL de solução de CuSO4 1 M com igual volume de solução 1 M 
de NaBr e aquecer. Adicionar, lentamente, alguns cristais de Na2SO3 até o desaparecimento da coloração 
azul. Observar o precipitado formado. 
 
3) Preparação de alguns complexos de cobre (II) 
 
a) Em um tubo de ensaio seco, aquecer suavemente alguns cristais de CuSO4. 5 H2O e observar. Dissolver 
o produto em 4 mL de água destilada e dividir em quatro partes. 
 
b) Ao primeiro tubo, adicionar, gota a gota, solução concentrada de NH4OH (EM CAPELA), até dissolução 
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do precipitado gelatinoso inicialmente formado. Comparar a cor da solução obtida com aquela da solução 
de partida. 
 
c) Ao segundo tubo, adicionar, gota a gota, solução aquosa de HCl concentrado (1:1). Comparar novamente 
as cores. 
 
d) Adicionar ao terceiro tubo, gota a gota, solução saturada de NaBr até o aparecimento de uma coloração 
verde. 
 
PRATA 
 
1) Formação de espelho de prata 
 
Colocar em um tubo de ensaio 5 mL de solução de AgNO3 a 10 %. Adicionar, gota a gota, solução 
concentrada de NH4OH até dissolução do precipitado (EM CAPELA). Em seguida, adicionar 5 mL de 
solução de glicose a 2 % e agitar. Aquecer em banho-maria a 80 0C, sem agitar. Observar. 
 
2) Solubilidade dos haletos de prata 
 
Colocar em quatro tubos de ensaio, respectivamente, 1 mL de solução 0,5 M de KF, KCl, KBr e KI. 
Adicionar a cada tubo, 1 mL de solução diluída de AgNO3 (0,1 M). Observar a formação de precipitado em 
alguns tubos de ensaio. Em seguida descartar o líquido sobrenadante e adicionar 2 mL de solução 
concentrada de NH4OH em cada tubo (EM CAPELA). Agitar e observar se ocorre dissolução dos 
precipitados. Finalmente, adicionar ao resíduo insolúvel solução de Na2S2O3. Agitar e 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 do cobre metálico frente aos diferentes ácidos. 
3- Responda que tipo de reação ocorre quando o Cu2O é atacado por H2SO4. Justifique sua resposta com 
base em dados termodinâmicos. 
4- Porque a adição de NH4OH à solução aquosa de sulfato de cobre, produz uma intensificação da cor 
azul? 
5- Como você explicaria a diferença de solubilidade dos haletos de prata? Porque o AgI é insolúvel em 
NH4OH, mas dissolve-se em Na2S2O3? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO II 
 
ZINCO E MERCÚRIO 
 
Introdução 
Zinco 
Os minérios de zinco mais comuns são a blenda de zinco, ZnS, e a calamina, ZnCO3. O metal é 
extraído (a) pelo cozimento da blenda na presença do ar ou por aquecimento da calamina para obter oxido 
de zinco, ZnO, que é então reduzido ao metal pelo aquecimento com coque. (b) ou dissolvendo o minério de 
zinco com ácido sulfúrico para se obter o sulfato de zinco(II), ZnSO4, que é eletrolisado com catodo de 
alumínio onde se deposita o zinco metálico. 
O comportamento químico do zinco apresenta poucas características de um metal de transição; 
exibe apenas um estado de oxidação, +2. Seus compostos são em geral não são coloridos, íon zinco(II) tem 
configuração eletrônica d10 (então não há energia de estabilização de campo cristalino), com tendência a 
formar complexos que são análogos aos do grupo II (Ca, Sr e Ba). 
O metal não é atacado pelo ar seco e em ambiente úmido escurece formando um carbonato básico que 
atua como camada passivadora inibindo a corrosão. quando aquecido ao ar, queima emitindo uma 
coloração azul esverdeado tendo como resultado um depósito de óxido de zinco. O zinco combina-se 
diretamente com cloro e enxofre mas não reage com nitrogênio, embora o nitreto de zinco, Zn3N2, possa ser 
obtido pela passagem de amônia por zinco em rubro. O metal não reage com água a frio, mas é atacado 
pelo vapor. 
H2O + Zn → ZnO + H2 
Apesar de seu potencial de eletrodo (Eo = - 0.76 V), o zinco muito puro tem pouca ou nenhuma 
reatividade com ácidos diluídos. Se houver presença de impurezas, formam-se células eletroquímicas locais 
e o zinco reage prontamente com liberação de hidrogênio. 
Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 
A amálgamação de zinco com mercúrio reduz a sua reatividade, dando uniformidade à superfície. O zinco 
muito puro reage prontamente com ácidos diluídos adicionando sulfato de cobre (II): 
Cu2+ +Zn → Zn2+ + Cu 
Este par zinco-cobre reage com metanol, a mistura é reduzida a um haleto de alquila e um alcano: 
Zn + CH3OH + C2H5I → Zn2+ + CH3O- + I- + C2H6 
Reage com ácido nítrico diluído reduzindo-o a amônia: 
4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 
ou seja: 
4Zn + 10H+ + NO3- → 4Zn2+ + NH4+ + 3H2O 
Com ácido nítrico concentrado, forma-se óxido de nitrogênio. 
Ao contrário de cádmio e mercúrio o zinco se dissolve facilmente em álcalis formando zineatos, em 
que o átomo de zinco está contido em um hidroxo-anion complexo: 
Zn + 2OH- + 4H2O → [Zn(OH)4(H2O)2]2- + H2 
Em temperaturas normais, o zinco formas um composto de adição com um haleto de alquila: 
Zn + C2H5I → C2H5ZnI 
O composto se decompõe ao aquecimento em: 
 
2C2H5ZnI→ Zn(C2H5)2
dietil zinco
+ ZnI2
 
As Alquilas de zinco foram os primeiros compostos organo-metalicos preparado por Frankland em 1849. 
Com água, se decompõem em um alcano: 
Zn(C2H5)2 + 2H2O → Zn (OH)2 + 2C2H6 
(Cádmio e mercúrio também formam alquilas.) 
 
Uso 
Devido à sua resistência à corrosão, o zinco pode ser usado para revestir o ferro. Este processo é 
conhecido como galvanização. O zinco será oxidado preferencialmente ao ferro, mesmo que alguma 
superfície do ferro esteja exposta. Isto é o resultado de um potencial de redução mais negativo do zinco do 
que do ferro, o zinco atua como um eletrodo de sacrifício: 
Zn → Zn2+ + 2e- Eo = + 0,76 V 
Fe2+ + 2e- → Fe Eo = - 0,44 V 
Ligas de zinco, tais como o latão, são usados extensivamente. O metal também é usado em 
baterias Leclanche úmida e seca. O óxido de zinco é usado em tintas, litopona (uma mistura de sulfeto de 
zinco e sulfato de bário). Estas tintas têm uma vantagem sobre branco de chumbo por não 'escurecer' 
quando ao ar (devido ao sulfeto de hidrogênio). O pó de zinco e o cromato de zinco são constituintes de 
tintas para prevenção de ferrugem. 
O zinco é importante biologicamente, existem muitas proteínas formadas por complexos de zinco. 
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No pâncreas humano, os íons de zinco parecem desempenhar um papel essencial no armazenamento de 
insulina. 
 
Propriedades Químicas dos compostos de zinco(II) 
 
Óxido de zinco (II), ZnO, é preparado pelo aquecimento do hidróxido de Zn(OH)2 ou do carbonato, 
ZnCO3: 
 
2Zn +O2
Δ⎯ →⎯ 2ZnO
ZnCO3 +O2
Δ⎯ →⎯ ZnO +CO2 
É um sólido branco, insolúvel em água, mas prontamente solúvel em ácidos para dar uma solução 
contendo o cátion zinco (II), e em álcalis para dar uma ânion hidroxozincato(II): 
ZnO + 2H3O+(aq) → Zn2+(aq) + 3H2O 
ZnO + 2OH- + 3H2O → [Zn(OH)4(H2O)2]2- 
o óxido de zinco é anfótero. 
No aquecimento, o óxido torna-se amarelado, voltando a branco quando resfriado (A mudança 
reversível na cor dependo da temperatura é conhecido como termocromismo). Quando o óxido de zinco é 
aquecido, um pouco oxigênio é perdido de forma reversível formando um composto não-estequiométrico. A 
estrutura cristalina é perturbado de tal maneira que o excesso de elétrons deixado pela perda dos oxigênios 
podem mover-se na estrutura do cristal quase tão livremente como se fosse no metal. Isso faz do óxido de 
zinco um semicondutor e lhe dá uma cor amarela, que é perdida quando o oxigênio é retomado no 
resfriamento para dar novamente óxido de zinco(II). 
 
Hidróxido de zinco(II), ZnOH2, é um sólido branco gelatinosa obtida quando quantidade 
estequiométrica de um hidróxido de metal alcalino é adicionado a uma solução de sal de zinco: 
Zn2+(aq) + 2OH- → Zn(OH)2 
É solúvel em álcalis, e em amônia. 
Quando o zinco reage com amônia, o primeiro produto formado é o hidróxido de zinco: 
NH3 + H2O → NH4+ + OH- 
Zn2+ + 2OH- → Zn(OH)2 
Com adição de excesso de amônia, forma-se o hexaminozinco(II) solúvel: 
Zn(OH)2 + 6NH3 → [Zn(NH3)6]2+ + 2OH- 
Com excesso de íon hidróxido, forma-se o tetrahidroxozincato(II), [Zn(OH)4]2-: 
Zn(OH)2 + 2OH- → [Zn(OH)4]2- 
 
Cloreto de zinco(ll), ZnCl2, é o único haleto importante - é preparado por métodos padrão, ou seja, 
o metal queima quando aquecido suavemente na presença gás cloro para formar o respectivo haleto 
Zn + Cl2 → ZnCl2 
mas não pode ser obtida diretamente pelo aquecimento do sal hidratado. Ele tem uma estrutura cristalina 
em que cada íon zinco(II) é coordenado tetraedricamente a quatro íons cloreto, mas o baixo ponto de fusão 
e a solubilidade em solventes orgânicos indicam que o cloreto de zinco tem algum caráter covalente. No sal 
hidratado, e em solução, existem espécies tais como [Zn(H2O)6]2+, este último é ligeiramente ácido, 
formando [Zn(H2O)5OH]+. Na presença de excesso de cloreto, podem se formar complexos tetraédricos 
como [ZnCl4]2. Outros sais de zinco, importantes são: o sulfato hidratado, ZnSO4.7H2O, isomorfo com os 
sulfatos hidratados correspondentes, como por exemplo o de ferro(II) e níquel(II), e muitas vezes usado 
como uma fonte de Zn2+(aq), e o sulfeto, ZnS, obtido como um precipitado branco quando o ácido sulfídrico é 
passado através de uma solução de um sal de zinco (II) na presença de amônia e cloreto de amônio. 
 
Testes para Zinco 
Adição do íon sulfeto a uma solução de um sal de zinco contendo cloreto de amônia e amônio dá 
um precipitado branco de sulfeto de zinco. 
 
Mercúrio 
Com a mais fraco ligação metálica de todas, o mercúrio é o único metal líquido a 20 oC. A fraca 
ligação do Mercúrio também resulta em uma alta pressão de vapor à temperatura ambiente. O vapor do 
metal é tóxico e pode ser absorvido através dos pulmões. O mercúrio é um líquido muito denso (13,5 g.cm-3) 
e congela a -398 oC e ferve a 357 oC. 
Ocorre principalmente como cinábrio, o sulfeto vermelho HgS, a partir do qual é facilmente extraído 
quer por torrefação (para dar o dióxido do metal e enxofre) ou por aquecimento com óxido de cálcio, o metal 
é destilado e pode ser purificado por destilação a vácuo. 
 HgS +O2
Δ⎯ →⎯ Hg +SO2 
 
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Uso 
O mercúrio é utilizado em termômetros, barômetros, interruptores elétricos e luzes de vapor de 
mercúrio. Soluções de metais em mercúrio são chamados de amálgamas. A amálgama de sódio e 
amálgama de zinco são usadas como agentes redutores em laboratório. A amálgama mais comum de 
todas, a amálgama dental (que contém mercúrio misturado com um ou mais dos metais prata, estanho e 
cobre), é usado para preencher as cavidades em restaurações dentárias. Em termos de consumo total, o 
principal uso de compostos de mercúrio está na agricultura e na horticultura, compostos organo-mercúricos 
são usados como fungicidas e como conservantes de madeira. 
 
Os Compostos de mercúrio 
A química dos compostos de mercúrio é complicado pelo equilíbrio 
 Hg2
2+ Hg +Hg2+ K = 6 X 10-3 
Os potenciais redox: 
Hg2+ + 2e- → Hg Eo = +0,85 V 
Hg22+ + 2e- → 2Hg Eo = + 0,79 V 
Daí o mercúrio ser um pobre agente redutor, não é atacado por ácidos minerais, reage apenas com ácidos 
oxidantes ou se o ânion do ácido tiver o poder de formar complexos com um ou com os dois cátions Hg2+ ou 
Hg+, alterando assim os valores de Eo. O ácido nítrico ataca o mercúrio que é oxidado a para Hg2+, quando 
o ácido é concentrado e em excesso, e a Hg22+ quando o ácido está diluído e excesso de mercúrio. O HI 
diluído ataca o mercúrio, porque o íon Hg2+ forma facilmente iodo complexos de mercúrio(II). 
 
O estado de oxidação +1 
O íon mercúrio(I) tem a estrutura 
[Hg:Hg]2+ 
cada átomo de mercúrio perde um elétron e compartilha outro ou seja, os íons são ligados através de uma 
ligação covalente. Não é conhecido composto contendo o íon Hg+. 
Apesar de existirem o cloreto de mercúrio(I), Hg2Cl2 e o nitrato de mercúrio(I), Hg2(NO3)2, 
compostos com outros ânions comuns, como sulfeto, nunca foram sintetizados. 
 Hg2
2+ Hg +Hg2+ K = 6 X 10-3 
O baixo valor para a constante de equilíbrio implica que, em condições normais, há uma fraca tendência do 
íon mercúrio(I) se desproporcionar a íons mercúrio(II) e mercúrio metálico. No entanto, ânions, tais como 
sulfeto formam compostos altamente insolúveis com o íon mercúrio(II): 
Hg2+ + S2- → HgS(s) 
Esta precipitação desloca o equilíbrio desproporcionamento para a direita. Como resultado, a 
reação global de íons mercúrio(I) com íon sulfeto torna-se: 
Hg22+ + S2- → Hg + HgS(s) 
O equilíbrio pode ser deslocado para a esquerda usando o excesso de mercúrio, ou, evitando 
soluções aquosas. Assim, o aquecimento de uma mistura de mercúrio e cloreto de mercúrio(II) sólido dá 
cloreto de mercúrio (I), que sublima: 
Hg + HgCl2 → Hg2Cl2 
O produto, comumente chamado de calomelano, é um sólido branco, insolúvel em água, e em suas 
reações (como esperado) mostra uma tendência a produzir íons mercúrio(II) e mercúrio. 
Os íons mercúrio(I) podem ser produzidos em solução dissolvendo o excesso de mercúrio em ácido nítrico 
diluído: 
6Hg + 8H+ + 2NO3- → 3Hg22+ + 2NO + 4H2O 
Da solução ácida pode-se cristalizar o nitrato de mercúrio(I) hidratado: 
Hg(NO3)2.2H2O 
Este contém o íon 
[H2O – Hg – Hg – H2O]2+ 
que é ácido em solução aquosa (devido à hidrólise). A adição de íons cloreto precipita na forma de cloreto 
de mercúrio(I). 
 
O estado de oxidação +2 
Praticamente todos os compostos de mercúrio(II) utilizam ligações covalentes. O nitrato de 
mercúrio(II) é um dos poucos compostos em que se acredita conter o íon Hg2+. É também um dos poucos 
compostos de mercúrio solúveis em água. 
 
Cloreto de mercúrio(II), HgCl2, pode ser formado por borbulhamento de gás cloro através de 
mercúrio: 
Hg + Cl2 → HgCl2(s) 
Este composto se dissolve em água morna, mas o comportamento não eletrolítico da solução mostra que 
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ele está presente como moléculas de HgCl2, e não como íons. Solução de cloreto de mercúrio(II) é 
prontamente reduzido a cloreto de mercúrio(I) branco insolúvel e depois a mercúrio metálico preto pela ação 
redutora de solução de cloreto de estanho(II). Este é um teste conveniente para o íon mercúrio (II): 
2HgCl2 + SnCl2 → SnCl4 + Hg2Cl2 
Hg2Cl2 + SnCl2 → SnCl4 + 2Hg 
 
O cloreto de mercúrio(II) também pode ser obtido em solução dissolvendo o óxido de mercúrio (II) 
em ácido clorídrico, o sólido branco é obtido como um sublimado por aquecimento de sulfato de mercúrio(II) 
e cloreto de sódio sólido: 
HgSO4 + 2NaCl → HgCl2 + Na2SO4 
 
Iodeto de mercúrio (II), HgI2, é colorido: vermelho ou amarelo, e é precipitado adicionando uma 
quantidade estequiométrica de íons iodeto a uma solução contendo íons mercúrio(II), o precipitado, 
inicialmente amarelo, vai ficando vermelho: 
Hg2+ + 2I- → HgI2(s) 
Adição de excesso de iodeto dá um complexo. 
 
O sulfato de mercúrio(II) e o nitrato de mercúrio(II) são obtidos pela dissolução de mercúrio no 
respectivo ácido concentrado a quente, o sulfato é usado como um catalisador na obtenção do etanal a 
partir do etino: 
 C2H2 +H2O
HgSO4⎯ →⎯⎯ CH3.CHO 
Sulfeto de mercúrio(II), HgS, novamente aparece em duas formas, vermelho (encontrado 
naturalmente como cinábrio) e preto, como precipitada por ácido sulfídrico a partir de uma solução contendo 
Hg (II). 
 
O óxido mercúrio(II) é termicamente instável e se decompõe em mercúrio e di-oxigênio quando 
fortemente aquecido: 
 2HgO
Δ⎯ →⎯ 2Hg +O2 
Esta decomposição é uma demonstração visualmente interessante, pois o óxido de mercúrio(II), um pó 
vermelho, "desaparece" à medida que glóbulos prateados de mercúrio metálico se formam nas partes mais 
frias do recipiente. No entanto, a reação é muito perigoso porque uma parte significativas do metal mercúrio 
escapa como vapor para o laboratório. O experimento é de interesse histórico, pois foi o método utilizado 
por Joseph Priestley para obter a primeira amostra de gás oxigênio puro. 
 
Complexos de mercúrio 
Mercúrio(I) forma poucos complexos, um exemplo é [H2O – Hg – Hg – H2O]2+ linear, encontrado no 
nitrato de mercúrio(I) hidratado. Em contraste, o íon mercúrio(II) forma uma grande variedade de 
complexos, com algumas peculiaridades: (a) complexos octaédricos são raros, (b) complexos com 
nitrogênio como átomo doador são comuns, (c) complexos são mais facilmente formados com iodo do que 
com outros halogênios. 
Halogenetos de Mercúrio(II) , HgX2, podem ser considerados neutros. Em complexos bi-
coordenados lineares X – Hg – X, o X é prontamente substituído; por adição de amônia a uma solução de 
cloreto de mercúrio(II) obtendo-se um precipitado branco NH2 – Hg – Cl; na presença de cloreto de amônio 
concentrado, os mesmos reagentes produzem o cátion diaminomercurio(II), [NH3 – Hg – NH3]2+, que 
precipita como [Hg(NH3)2]Cl2. Na presença de excesso de íons cloreto, o cloreto de mercúrio(II) dá 
complexos [HgCl3]- e [HgCl4]2-,mas o correspondente iodo-complexo [HgI4]2-, a partir de iodeto de 
mercúrio(II) e excesso de iodeto, é mais estável. Em ambos os HgI2 sólidos e do complexo [HgI4]2- o 
mercúrio está tetraedricamente coordenado. O íon [HgI4]2- tem uma reação característica com amônia, um 
traço produz uma cor amarela e mais amônia dá um precipitado marrom. (Uma solução alcalina contendo 
íons [HgI4]2- é portanto usada como um teste para amônia;. às vezes é chamado de reagente de Messier). 
Sais insolúveis do ânion [HgI4]2- são conhecidas, por exemplo Cu2[HgI4] (vermelho). 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
1) Propriedades redutoras do zinco metálico 
 Estudar a ação de soluções de NaOH e HCl, ambas 6 M, sobre Zn granulado. Se necessário, 
aquecer. 
 
2) Obtenção do óxido de zinco (REALIZAR EM CAPELA) 
 Aquecer diretamente na chama de um bico de Bunsen, um tubo de ensaio contendo uma pequena 
quantidade de nitrato de zinco. Observar se há desprendimento de gás. Repetir este procedimento com 
carbonato de zinco. Observar. 
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3) Obtenção do sulfeto de zinco 
 Misturar completamente zinco e enxofre, pulverizados, e colocar a mistura sobre uma placa de 
asbesto. Aquecer um bastão de vidro e tocar a mistura com ele. Observar 
 
4) Obtenção e propriedades ácido-base do hidróxido de zinco 
a) Adicionar a um tubo de ensaio, contendo 3 mL de solução de Zn2+, uma solução de NaOH 3 M até 
formação de um precipitado gelatinoso. Dividir o precipitado obtido para três tubos de ensaio. 
 
b) Ao primeiro tubo, adicionar uma solução 6 M de HCl e ao segundo, uma solução 6 M de NaOH. No 
terceiro tubo, adicionar uma solução concentrada de NH4OH (EM CAPELA). Observar. 
 
MERCÚRIO 
 
1) Obtenção e propriedades do óxido mercúrico 
a) Em um tubo de ensaio, adicionar 2 mL de solução de Hg2+ e 1 mL de NaOH 1 M até completa 
precipitação. Aquecer ligeiramente e observar a mudança de cor do sólido. Dividir o conteúdo para 
dois tubos de ensaio. 
 
b) Testar a natureza ácido-base do HgO, recentemente preparado, com soluções de HCl e NaOH, 
ambas 6 M. 
 
2) Obtenção do sulfeto mercúrico 
 Atritar mercúrio e enxofre em um gral e observar o que ocorre. (Lembre-se que em casos de 
vazamento, o metal é tratado com enxofre em pó). 
 
3) Reações redox 
a) Em um tubo de ensaio contendo 5 mL de solução 0,01 M de cloreto mercúrico, adicionar, gota a 
gota, solução de cloreto estanoso. Observar o precipitado branco que se forma. Continuar a adição 
de cloreto estanoso e observar. 
 
b) 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. Em seguida, preparar uma 
solução bem diluída e acidulada de permanganato de potássio e transferir para dois tubos. Colocar 
a amálgama, recentemente preparada, em um dos tubos e quando a reação cessar, comparar com 
o segundo tubo de ensaio. 
 
c) Tomar um pedaço de cobre ou bronze e colocar uma gota de solução de Hg2+. Aguardar alguns 
minutos e observar o que ocorre. Lavar a peça e raspar o metal atacado com um papel de filtro. 
Observar novamente. 
 
d) Em um tubo de ensaio, misturar uma gota de mercúrio e um cristal de iodo e, em seguida, atritar o 
cristal contra o mercúrio com um bastão. Observar a mudança de cor em função da quantidade de 
iodo adicionada. 
 
4) Formação de um complexo de mercúrio (II) 
 Em um tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de Hg2+, adicionar, gota a gota, solução de KI 1 
M. Observar a formação de um precipitado vermelho. Em seguida, continuar a adição de KI e observar. 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as 
mudanças químicas observadas. 
2- Qual a sua conclusão sobre o caráter ácido-base do Zn(OH)2 e do HgO? Explique, detalhadamente, com 
base nas observações experimentais. 
3- Qual a diferença básica entre uma amálgama e uma liga? 
4- Qual o intermediário formado durante a reação entre o mercúrio e iodo? Explique, quimicamente, o 
motivo de seu desaparecimento quando a concentração de iodo é aumentada. 
5- Porque o excesso de iodeto de potássio dissolve o iodeto mercúrico? Qual o principal emprego do 
composto obtido? 
 
 
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EXPERIMENTO III 
 
VANÁDIO E MOLIBDÊNIO 
 
Introdução 
Vanádio 
 
Vanádio (homenagem à deusa da beleza na mitologia Escandinava "Vanadis" devido a coloração de 
seus compostos)é um elemento químico, símbolo V, número atômico 23 de massa atómica 51 u que, em 
condições ambientes, é encontrado no estado sólido. 
Foi descoberto pelo mineralogista espanhol Andrés Manuel del Río, no México, em 1801, num 
mineral de chumbo. Em 1830, o sueco Nils Gabriel Sefström descobriu o elemento num óxido que 
encontrou enquanto trabalhava numa mina de ferro e deu-lhe o nome pelo qual é conhecido atualmente. 
Está situado no grupo 5 ( VB ) da tabela periódica dos elementos. É um metal dúctil, macio e apesar de ser 
bem mais abundante que o cobre, com uma abundância crustal de 160 ppm, forma poucos minerais. A 
razão do vanádio formar tão poucos minerais reside no fato de íon V3+ ser geoquimicamente semelhante ao 
ion Fe3+, bastante abundante e constituinte de muitos minerais. Assim, o íon V3+ geralmente substitui o Fe3+ 
nos minerais (tais como a magnetita) ao invés de formar os seus próprios minerais. É, ainda assim, 
encontrado em diversos minerais, e é empregado principalmente em algumas ligas metálicas. 
O metal puro é muito difícil de se obter pois este combina-se facilmente com hidrogênio, carbono, nitrogênio 
e oxigênio. 
Com configuração eletrônica externa 3d3 4s2 o vanádio forma vários estados de oxidação +5, +4, 
+3,e +2, correspondendo as configurações d0, d1, d2, e d3, respectivamente. 
 
 
Propriedades químicas dos compostos de vanádio 
 
O estado de oxidação +5 
 
Embora o vanádio tenha formalmente perdido todos seus elétrons de valência, neste estado a 
semelhança com os elementos do Grupo V não é tão marcante como com o titanio(V) do Grupo IV. 
 
 
Haletos 
Os haletos de vanádio(V) são fortes agentes oxidantes; portanto o único haleto estável é o fluoreto 
VF5, um sólido branco e facilmente hidrolisado que funde e se vaporiza resultando em um vapor 
monomérico com estrutura piramidal pentagonal. 
 
Pentóxido de vanádio, óxido de vanádio(V), V2O5 
Este é o mais importante composto neste estado de oxidação. É um sólido colorido (devido à 
transferência de carga) com coloração vermelho tijolo. É formado quando o vanádio (ou algum de seus 
compostos) é completamente oxidado. Obtido pelo aquecimento do vanadato(V) de amônia: 
2NH4VO3 → V2O5 + 2NH3 + H2O 
Tem larga aplicação na indústria como catalisador do dióxido de enxofre a trióxido de enxofre na produção 
do ácido sulfúrico. 
É um óxido ácido dissolvendo-se em álcalis produzindo o íon vanadato VO43-. A adição de ácido 
converte o vanadato a uma espécie catiônica em uma série de reações não muito simples que dependem 
do pH: 
pH entre 14-12 = VO43- ortovanadato - incolor 
pH entre 10 - 7 = (VO3-)n - polimetavanadato - incolor 
pH entre 6-2 = polivanadatos - amarelo 
pH abaixo de 2 = VO2+ dioxovanádio(V) - vermelho 
 
O estado de oxidação +4 
É um importante estado de oxidação em solução, não sendo nem um agente oxidante ou redutor 
forte. As soluções ácidas são estáveis a oxidação atmosférica: 
 
[V(OH4)]
+
incolor
+ 2H3O
+ + e−
HSO3
−
MnO4
⎯ →⎯⎯← ⎯⎯⎯ VO(aq)
2+
azul
+ 5H2O
 
O cátion vanadil azul ou oxovanadio(IV) é melhor representado como [VO(H2O)5]2+, com o óxigênio 
ocupando uma das posições de coordenação no complexo octáedrico. No entanto, a espécie VO é 
encontrada em muitos outros complexos, catiônicos e aniônicos, como por exemplo o [VOCl4]- onde o 
vanádio(V) é coordenado da seguinte maneira: 
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Os compostos de oxovanadio(IV) ou vanadil são as espécies mais estáveis e importantes do 
vanádio; as unidades VO se mantém inalteradas ao longo de diversas reações químicas. Os compostos de 
V(IV) são , em geral, azul-esverdeados. Podem ser pentacoordenados (piramidal quadrático) ou 
hexacoordenados (octaedro destorcido), sendo que os compostos pentacoordenados recebem facilmente 
um 6o. ligante tornando-se octaédrico. Nestes compostos, a ligação VO são bem curtas (1,56 – 1,59 Å) com 
energia da ordem de ligação múltipla devido à doação O( π) → V(π). 
 
Outros estados de oxidação 
No estado de oxidação +3, o vanádio forma um óxido V2O3 e o cátion [V(H2O)6]3+ que é azul em 
solução ácida, este é obtido por redução do V(IV) ou V(V): 
VO2+(aq) + 2H3O+ + e- → V3+(aq) + 3H2O Eo = +0.36 V 
O hexaquo cátion ocorre nos alums violeta-azulado. 
NH4V(SO4)2.12H2O 
O estado de oxidação +2 é alcançado por uma redução mais drástica do estado +5, +4 ou +3 
usando zinco e ácido liberabdo como subproduto o gás hidrogênio: Assim a adição de zinco e ácido como 
agente redutor 
Zn → Zn2+(aq) + 2e- 
a uma solução de íon vanádio(V) que é amarelo pálido resulta sucessivamente no íon vanádio(IV) azul 
(vanadil), ao vanadio(III) verde e finalmente a vanádio(II) violeta. 
[H2VO4]-(aq) + 4 H+(aq) + e- → VO2+(aq) + 3H2O(l) Eo = 1,0 V 
VO2+(aq) + 2H+(aq) + e- → V3+(aq) + H2O(l) Eo = 0,34 V 
V3+(aq) + e- → V2+(aq) Eo = -0,26 V 
Este último é facilmente oxidado ao ar; o óxido VO é em geral um 'solido não estequiométrico, 
Também são conhecidos os haletos anidros VX2. As soluções de íons vanadoso são usadas [ara remover 
traços de O2 em gases inertes. 
A adição de álcalis ao pentaaquo íon de vanádio(II) dá o óxido hidratado amarelo, VO(OH)2 que se 
redissolve em ácidos resultando no cátion. 
 
Teste para vanádio 
A sequencia de mudança de cores descrita acima devido a redução do V(V) a V(III) pelo zinco e 
ácido, é um teste característico para vanádio. 
A adição de algumas gotas de H2O2 ao vanadato(V) resulta em uma coloração vermelha devido a 
formação de um peróxo-complexo. 
 
Molibdênio 
O molibdênio (do grego molybdaina, chumbo) é um metal de transição encontrado no grupo 6 (6B) 
da classificação periódica dos Elementos. Foi descoberto em 1782 pelo sueco Peter Jacob Hjelm. O metal 
puro é de coloração branco prateado e muito duro; além disso, tem um dos pontos de fusão mais altos entre 
todos os elementos puros. Em pequenas quantidades, é aplicado em diversas ligas metálicas de aço para 
endurecê-lo e torná-lo resistente à corrosão. Por outro lado, o molibdênio é o único metal da segunda série 
de transição cuja essencialidade é reconhecida do ponto de vista biológico; é encontrado em algumas 
enzimas com diferentes funções, concretamente em oxotransferases (função de transferência de elétrons ), 
como por exemplo a xantina oxidase, e na nitrogenase (função de fixação de nitrogênio molecular ) 
Ao contrário dos outros elementos 4d - 5d é um elemento relativamente raro, o molibdênio não se 
encontra em estado livre na natureza. A molibdenita (MoS2) é sua principal fonte comercial. O molibdênio 
tem uma grande variedade de configurações estereoquímicas, além de diversos estados de oxidação. 
Dentre os elementos de transição, tem uma das químicas mais complicadas. 
O molibdênio é catalisador de um grande número de reações tais como a amonoxidação para 
obtenção de acrilonitrila: 
CH2 = CHCH3 + NH3 + 3/2O2 → CH2 = CHCN + 3H2O 
O íon molibdato, ao contrário do cromato, é um fraco agente oxidante. 
 
Propriedades químicas dos compostos de molibdênio 
 
Óxidos e Oxoânions 
Compostos de molibdênio, comumente encontradas têm molibdênio em seu estado de oxidação 
mais alto, VI, por exemplo trióxido de molibdênio, MoO3 (obtidos pelo aquecimento do metal e de outros 
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compostos ao ar), molibdato de sódio, Na2MoO4.2H2O, e o di-e heptamolibdato de amônio, (NH4)2Mo2O7 e 
(NH4)6Mo7O24.4H2O. O molibdênio(IV) em solução aquosa está presente como o molibdato simples, [MoO4]2-
, que é como sulfato ou, dependendo da concentração e pH como um poliânion. 
Assim como os silicatos podem formar clustersde SiO4 resultando em polisilicatos, os molibdatos 
MoO42- formam clusters de unidades octaédricas de MO6. O mais importante sobre estes clusters é que 
estes podem incorporar dentro deles um hetero-íon tais como PO34- e SiO44-. misturando molibdato e 
fosfato e acidificando obtém-se o íonpolimolibdato, [PMo12O40]3-: 
PO34-(aq) + 12MoO42-(aq) + 24H+(aq) → [PMo12O40]3-(aq) + 12H2O 
Estes heteropoli-íons são conhecidos como clusters de Keggin (J. F. Keggin - foi o primeiro a 
determina sua estrutura). O hetero íon pode ser qualquer íon pequeno que consiga se ajustar dentro do 
buraco teatraedrico. 
 
Estrutura do íon [PMo12O40]3- 
O molibdênio(IV) também forma um óxido, MoO2. A química redox dos compostos de molibdênio e 
oxigênio, como em catalisadores de oxidação seletiva e enzimas oxidase de molibdênio, tem o molibdênio 
variando entre os estados de oxidação (VI) e (IV). 
 
Sulfetos 
O minério mais comum é o dissulfeto de molibdênio, MoS2 que tem coloração negra com estrutura 
de tetraedros de molibdênio ligados entre si através de pontes de sulfeto, semelhante ao grafite. Devido a 
essa propriedade foi usado como lubrificante, sozinho ou mistura com óleos de hidrocarbonetos. 
 
Halogenetos 
A interação do Mo com F2 leva a formação do hexafluoreto incolor MoF6 facilmente hidrolisável. 
A cloração do molibdênio a quente leva ao pentacloreto Mo2Cl10, sólido vermelho-escuro solúvel em 
benzeno e em solventes orgânicos polares. Em solução é um monômero solvatado. 
 
Complexos de molibdênio 
Existem diversos complexos de todos os tipos nos estados de oxidação de II a VI. No estado de 
oxidação II o molibdênio forma ligações quádrupla Mo – Mo. A interação do Mo(CO)6 com ácidos 
carboxílicos leva ao dímero Mo2(CO2R)4 que tem a mesma estrutura em ponte quádrupla que o Cr2(CO2R)4. 
A dissolução do Mo2Cl10 em HCl concentrado leva a formação do pentaclorooxomolibdato(V), [MoOCl5]2-. 
 
Preparação de cloretos de molibdênio 
 
ROTEIRO EXPERIMENTAL 
 
1) Preparação do pentóxido de vanádio (V2O5) 
 
Numa caçarola, calcinar metavanadato de amônio (NH4VO3) até a obtenção de um sólido vermelho 
alaranjado. 
 
2) Formação de ortovanadatos (VO43-) 
 
Dissolver uma pequena porção de V2O5 em 2 mL de NaOH 3 M e observar. Acidular a solução e 
verificar se há mudança de cor. 
 
3) Caráter oxidante do V5+ 
 
a) Reagir, a quente, uma pequena porção de V2O5 com HCl concentrado. Identificar o gás liberado, 
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colocando na boca do tubo um papel de filtro embebido em solução de KI amidonado. 
 
b) Reagir, a quente, uma pequena porção de V2O5 com HBr concentrado. Eliminar o bromo formado por 
evaporação e observar a cor da solução. 
 
c) Reagir, a quente, uma pequena porção de V2O5 com HI concentrado. Extrair o iodo formado com 
tetracloreto de carbono e observar a cor da solução. 
 
d) Colocar, em uma cápsula de porcelana, 5 mL de solução saturada de NH4VO3, 3 mL de HCl 1:1 e uma 
pequena porção de zinco em pó. Observar a seqüência de variação de cores: desde o incolor ao azul, verde 
e violeta. Reservar parte da solução verde e violeta. 
 
4) Caráter redutor do V3+ e V2+ 
 
 Transferir as soluções verde e violeta, obtidas no item 3d, para dois tubos de ensaio e adicionar, 
gota a gota, solução diluída de KMnO4. Observar. 
 
5) Preparação de peroxivanadatos 
 
Em um tubo de ensaio, dissolver uma pequena porção de V2O5 em 1 mL de KOH 3 M e adicionar 3 
mL de peridrol. Observar. Em seguida, resfriar em banho de gelo (cerca de 0 0C) e observar o novo aspecto. 
 
MOLIBDÊNIO 
 
1) Reações com o ânion molibdato (Mo6+) 
 
a) Propriedade redox 
Repetir os experimentos 3a, b e c usando, neste caso, uma solução de molibdato de amônio 
((NH4)6Mo7O24. 4H2O) a 20 %. 
 
b) Formação de óxido 
Colocar alguns cristais de molibdato de amônio em um cadinho e aquecer com cuidado. Em seguida 
calcinar fortemente e observar. 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as 
mudanças químicas observadas. 
2- Como você explicaria a seqüência de variação de cores observadas no experimento 3d? 
3- Escreva as equações das semi-reações e calcule o E0 dos sistemas VO2+/V3+ e MnO4-/Mn2+; VO2+/V2+ e 
MnO4-/Mn2+, ambos em meio ácido. 
4- Como você explicaria as diferentes cores dos peroxivanadatos? (Lembre-se que o estado de oxidação do 
vanádio é o mesmo em todos os casos) 
5- Quem é mais oxidante, V5+ ou Mo6+? Justifique sua resposta com base nos resultados experimentais. 
6- A partir de qual temperatura o MoO3 sublima? Qual a explicação para a mudança de cor durante a fusão 
deste composto? 
 
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EXPERIMENTO IV 
 
CROMO 
 
Introdução 
O Cromo é usado como revestimento brilhante que protege as superfícies de ferro e aço. Na 
verdade, o cromo não é inerte, em vez disso, ele forma um fino revestimento de óxido transparente e 
resistente, que confere a proteção. O elemento é encontrado principalmente como o minério de cromita, 
FeCr2O4, 96% das reservas mundiais são encontradas no sul da África. Embora referido como cromita, a 
estrutura é mais precisamente chamado de óxido de ferro(II) e cromo (III), (Fe2+)(Cr3+)2(O2-)4. Menos comum 
é a crocoita, PbCrO4, cromato de chumbo (II). 
A configuração eletrônica externa é 3d5 4s1 mostra que a configuração eletrônica do nível d 
semipreenchido é mais estável do que a 3d4 4s2. Como o vanádio e o titânio, o cromo pode perder todos os 
seus elétrons externos, dando cromo (VI), sendo este um forte oxidante encontrado apenas em combinação 
com oxigênio e flúor. 
O estado +3 do cromo é o estado de oxidação termodinamicamente mais estável (Como mostra o 
diagrama de Frost). 
 
Diagrama de Frost para os metais da 1a. série de 
transição 
 
Diagrama de Pourbaix para as espécies de 
cromo em função do pH. 
 
Em meio altamente básico, o ion cromato(V), [CrO4]3-, pode ser formado. Este estado de oxidação está 
envolvida na redução do cromo(VI) a cromo(III) por bactérias em condições básicas. 
 
 
 
COMPOSTOS DE CROMO 
 
O estado de oxidação +6 
 
Os compostos de cromo neste estado são normalmente amarelos ou vermelhos (devido à 
transições de transferência de carga do ligante para o metal). O único haleto conhecido é o fluoreto de 
cromo(VI), CrF6, um sólido amarelo instável. São conhecidos alguns oxia-haletos tais 
como o cloreto de cromila, CrO2Cl2, formado como um líquido oleoso vermleho 
quando o ácido sulfúrico é adicionado a uma mistura de cromato(IV) ou dicromato 
com cloreto: 
Cr2O72- + 4Cl- + 6H2SO4 → 2CrO2Cl2 + 6HSO4- + 3H2O 
Esta reação pode ser usada para distinguir entre bromo e cloro uma vez que o 
CrO2Br2 é instável. 
 
 
Óxido de cromo(VI), CrO3 
O composto mais importante de cromo(VI) é o óxido de cromo(VI), CrO3, e o os oxoânions, 
cromato(VI), CrO42- e o dicromato(VI), Cr2O72-. 
O óxido de cromo(VI) é obtido como cristais vermelhos brilhantes quando se adiciona 
cuidadosamente ácido sulfúrico a uma solução de íons cromato ou dicromato(VI). É um forte agente 
oxidante sendo usada como solução para limpeza de vidrarias (sulfocrômica). 
O óxido de cromo(VI) é um óxido ácido com um baixo ponto de fusão e alta solubilidade em água, a 
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ligação é melhor descrita como as de pequenas moléculas covalentes. Em água forma inicialmente o ácido 
crômico, H2CrO4, Que é na verdade uma mistura deespécies: 
H2CrO4 → H+ + HCrO4- 
O íon HCrO4- provavelmente forma íons dicromato: 
2HCrO4- → Cr2O72- + H2O 
 
Cromatos e dicromatos, [CrO4]2- e [Cr2O7]2-, 
O íon cromato amarelo, [CrO4]2-, só pode existir em solução em condições neutras ou alcalinas, e o 
íon dicromato laranja, [Cr2O7]2-, apenas em condições ácidas por causa do equilíbrio: 
 
2CrO4
2− + 2H + ácido
alcalino
   Cr2O7
2− +H2O 
Se uma solução de ácido sulfúrico diluído é adicionada a uma solução de íons cromato(VI) este 
muda de cor de amarelo para laranja devido a formação do dicromato(VI). Se a esta solução se adiciona 
hidróxido, a solução torna-se amarela novamente. 
Este equilíbrio envolve o princípio de Le Chantelier: 
Adicionando H+ desloca o equilíbrio no sentido de consumir o oxigênio formando o íon Cr2O72-. Ao se 
adicionar OH-, desloca o equilíbrio no sentido de restaurar o oxigênio e formar o CrO42-. 
O íon dicromato tem a seguinte estrutura: 
O íon dicromato, laranja, é um forte agente oxidante e é reduzido ao íon 
hexaaquacromo(III), [Cr(OH2)6]3+, verde, na reação redox: 
 Cr2O7
2− +14H + + 6e− → 2Cr 3+ + 7H2O E
o = 1,33V 
Esta reação é utilizada em bafômetros para a detecção de ingestão excessiva 
de álcool. O etanol no ar borbulha através de uma solução ácida de dicromato, 
sendo a mudança de cor detectado uma medida quantitativa do teor de etanol. Na reação, o etanol é 
oxidado a ácido acético (acético): 
CH3CH2OH + H2O → CH3CO2H + 4H+ + 4e- 
Se um íon metálico de uma solução de cromato insolúvel é adicionado a uma solução de dicromato, 
o cromato é precipitado: 
 
2Pb2+ +Cr2O7
2− +H2O→ 2PbCrO4 ↓
amarelo
+ 2H +
 
O íon dicromato oxida o ferro(II) a ferro(III); A presença de íons Fe(III) pode ser confirmada ao se 
adicionar [SCN]- à solução. Na presença de íons Fe(III), a solução ficará vermelho-sangue devido à 
formação do [Fe(NCS)(H2O)5]2+. 
Fe3+ + SCN- → [Fe(SCN)(H2O)6]2+ + H2O 
Oxida sulfito a sulfato (O papel de filtro que foi mergulhada em uma solução de dicromato de 
potássio fica verde na presença de dióxido de enxofre sendo teste usual para o dióxido de enxofre), íon 
iodeto a iodo e arsênio(III) a arsênio(V) (arseniato). A redução do dicromato pelo sulfito pode ser usado para 
preparar alum de cromo (sal duplo), uma vez que, se o dióxido de enxofre é passado por uma solução de 
dicromato de potássio acidificado com ácido sulfúrico, os íons potássio e cromo(III) formados são na 
proporção correta para formar o alum, que aparece na cristalização: 
 
K2CrO7 +H2SO4 + 3H2O→ K2SO4 +Cr2(SO4)3
2[KCr (SO4 )2 .12H2O
  
+H2O
 
A adição de peróxido de hidrogênio a uma solução de dicromato produz o ácido peroxocrômico, 
azul. Este é um teste para cromatos e dicromatos solúveis. 
 [HCrO4 ]
− +H + + 2H2O2 [Cr(O)(O2)2(H2O)]+ 2H2O 
As peroxo espécies são extraídas na fase orgânica (éter etílico) de cor azul 
intensa característica, acredita-se conter a molécula CrO5, que na verdade contém 
um átomo de oxigênio duplamente ligado e duas unidades do quelante peroxo, 
CrO(O2)2. 
 
Cr2O7
2− (aq) + 3H2O(aq) → 2CrO(O2)2 (éter ) + 6H
+
(aq) + 8e
−
(aq)
H2O2 (aq) + 2H
+
(aq) + 2e
− → 2H2O( l ) 
Após alguns segundos, o composto se decompõe e torna-se verde à medida que 
Cr(III) é formado 
2CrO5 + 7H2O2 + 6H+ → 2Cr3+ + 10H2O + 7O2 
 
O estado +3 
Este é o estado mais comum e estável do cromo em solução aquosa. O íon Cr3+, com elétrons 3d3, 
forma complexos octaédricos principalmente [CrX6], geralmente coloridos, e cineticamente inertes, ou seja, 
a taxa de substituição de X por outra ligante é muito lenta, possibilitando o isolamento de um grande 
número destes complexos. 
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Óxido de cromo(III), Cr2O3 
 O óxido de cromo(III) pode ser preparado: 
1. Pelo aquecimento do hidórxido de cromo(III) 
2. pelo aquecimento do dicromato de amônio: 
(NH4)2Cr2O7 → N2 + 4H2O + Cr2O3 
Apresenta-se na forma de um sólido verde, insolúvel em água e em ácidos. Não é reduzido pelo 
hidrogênio. É um óxido anfótero com seria de se esperar devido ao baixo estado de oxidação do metal. 
Catalisa a decomposição do clorato(V) de potássio. Misturado com óxido de zinco, é usado como 
um catalisador na obtenção do metanol. Também é usado como pigmento. Por ser um pigmento mineral, 
não tem sua cor afetada por ácidos, bases ou agentes redutores ou oxidantes. 
 
hidróxido de cromo(III) hidratado, Cr(OH)3 (hidratado) 
O hidróxido de cromo(III) é obtido na forma de um precipitado gelatinoso azul acinzentado quando 
se adiciona solução hidróxido de metais alcalinos ou de amônio a uma solução contendo sais de cromo(III). 
 
Cr 3+(aq) + 3OH
−
(aq)
H2O⎯ →⎯⎯ Cr(OH)3(s)(ou Cr2O3.xH2O) E
o = -0,13 V
 
Esta reação é melhor representada como uma remoção de íons H+ do aqua-íon de Cr(III); acredita-
se que os grupamentos hidroxilas restantes atuam como pontes formando agregados de íons formando, 
assim, as partículas coloidais e posteriormente grande agregados. 
 
Assim como o hidróxido de alumínio, o hidróxido de cromo(III) tem poder adsortivo, e, devido à essa 
propriedade, compostos de cromo(III) são usados como mordentes (substância agregada ao tingimento com 
a função específica de manter a durabilidade da cor, resistindo mais às lavagens e exposição ao sol). 
O hidróxido de cromo(III) se dissolve em ácidos formando sais de cromo(III) hidratados; em ácalis 
concentrado, formam-se hidroxicomplexos de cromo(III) [Cr(H2O)2(OH)4]- e [Cr(OH)6]3-, que são solúveis. 
A adição de peróxido de hidrogênio oxida o cromo(III) a cromo(VI): 
2Cr(OH)4-(aq) + 3H2O2(aq) + 2OH-(aq) → 2CrO42-(aq) + 8H2O(l) 
 
Sufato de cromo(III), Cr2(SO4)3.18H2O 
O sulfato de cromo(III), Cr2(SO4)3.18H2O hidratado exibe diferentes cores e diferentes formas das 
quais variam a quantidade íons sulfatos que podem ser precipitados com cloreto de bário pra formar sulfato-
complexos. O sulfato de cromo(III) pode também formar alums. 
 
Nitrato de cromo(III) hidratado, Cr(NO3)3.9H2O 
O nitrato de cromo(III) hidratado, Cr(NO3)3.9H2O, é um sólido verde escuro, muito deliquescente e 
muito solúvel em água. Na forma anidra, é um sólido covalente. 
 
Cloreto de cromo(III), CrCl3 
 
O cloreto de cromo(III) anidro, CrCl3, é um sólido violeta avermelhado obtido quando se passa gás cloro por 
cromo metálico aquecido: 
 
2Cr(s) + 3Cl2(g)
Δ⎯ →⎯ 2CrCl3(s) 
Pode ser obtido também pela reação de cloro com uma mistura de óxido de cromo(III) e carbono: 
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Cr2O3 + 3Cl2 + 3C → 3CO + 2CrCl3 
Em solução, torna-se verde de onde pode se cristalizar o cloreto de cromo(III) hidratado, 
CrCl3.6H2O. Se tratado com nitrato de prata, apenas um dos 3 cloretos precipita tendo fórmula 
[Cr(H2O)4Cl2]+Cl-.2H2O. Duas outras formas do cloreto também são conhecidas; um é verde pálido 
[Cr(H2O)5Cl]+[Cl-]2.H2O e o [Cr(H2O)6]Cl3 que é azul acinzentado. Estes três compostos são isômeros 
representados por: 
 
O composto ainda ilustra uma grande tendência do íon Cr(III) de formar complexos que são em geral 
octaédricos. 
 
O íon hexaaminocromo(III) 
Na reação do hexaquacromo(III) com amônia esta age como uma base e como um ligante. Com uma 
pequena quantidade de amônia, o hidrogênio é removido do aqua-íon do mesmo modo que na obtenção do 
hidroxido resultando em um complexo neutro. 
[Cr(H2O)6]3+ + 6NH3 → [Cr(H2O)3(OH)3] + 3NH4+ 
O precipitado se dissolve muito pouco ao se adicionar excesso de amônia (amônia concentrada). A amônia 
substitui a água como ligante resultando no íon hexaaminocromo(III):[Cr(H2O)6]3+ + 6NH3 → [Cr(NH3)6]3+ + 6H2O 
 
O estado +2 
Este estado é fortemente redutor, normalmente colorido e paramagético. 
 
Cloreto de cromo(II), CrCl2 
O Cloreto de cromo(II), CrCl2, é preparado pela passagem de cloreto de hidrogênio sobre o cromo 
ou hidrogênio sobre cloreto de cromo(III) anidro. É um sólido branco. Se cromo puro é dissolvido em ácido 
clorídrico na ausência do ar, forma-se uma solução azul de cloreto de cromo(II) hidratado que contém o 
hexaaqua-íon [Cr(H2O)6]2+. A mesma solução é obtida usando uma solução de dicromato(VI) e ácido 
clorídrico com zinco como agente redutor: 
Cr2O72-(aq) → Cr3+(aq) = Cr2+(aq) 
 
TESTES PARA CROMO 
A fusão de qualquer composto de cromo com uma mistura de nitrato de potássio (nitrato de potássio 
fundido é um poderoso agente oxidante) e carbonato leva a formação do cromato(VI). 
 
TESTE PARA CROMATOS E DICROMATOS(VI) 
 
1. A adição de nitrato de chumbo(II) em solução etanólica ácida de dicromato(VI) leva a formação do 
precipitado de cromato de chumbo(II), PbCrO4. 
2. Um agente redutor (como o dióxido de enxofre) reduz o cromato (amarelo) ou dicromato (laranja) ao 
estado Cr(III), verde. 
3. A adição de peróxido de hidrogênio ao cromato(VI) ou dicromato(VI) leva a mudança de cor para 
azul. 
 
TESTES PARA SAIS DE CROMO(III) 
1. a adição de álcalis leva a formação do precipitado gelatinoso de hidróxido de cromo(III) que é 
solúvel em excesso de álcalis forte. 
2. A adição de peróxido de sódio a esta solução provoca a mudança de cor para amarelo. 
 
 
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Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
 
PARTE EXPERIMENTAL 
 
1) Reações envolvendo cromo (III) 
 
a) Preparação e propriedades anfóteras do óxido hidratado 
Adicionar a 2 mL de solução de CrCl3 1 M, gota a gota, solução de NaOH 0,5 M até formação de 
precipitado gelatinoso azul cinzento. Dividir o sólido para dois tubos de ensaio. Testar o caráter ácido-base 
do óxido usando soluções 1 M de NaOH e HCl. Reservar o produto da reação com álcalis. 
 
b) Propriedades redox 
 Adicionar um pequeno pedaço de magnésio lixado a 2 mL de solução de CrCl3 1 M e aquecer 
levemente. Observar. 
 
 Adicionar à solução reservada no item a, gotas de H2O2 a 3 % e observar. 
 
c) Preparação de aquo-amino complexo (EM CAPELA) 
 A 1 mL de solução saturada de NH4Cl, adicionar 1 mL de solução concentrada de NH4OH. Em 
seguida, adicionar 1 mL de solução de CrCl3 1 M e observar. 
 
d) Hidrólise de alguns compostos 
 Medir o pH de soluções de cloreto e nitrato de cromo. 
 
2) Reações envolvendo cromo (VI) 
 
a) Equilíbrio cromato-dicromato 
 Adicionar gotas de solução 3 M de H2SO4 a 2 mL de K2CrO4, até o aparecimento de uma coloração 
laranja. Em seguida, adicionar solução 3 M de NaOH até o retorno da coloração inicial. 
 
b) Cromatos e dicromatos insolúveis 
 Colocar em quatro tubos de ensaio, respectivamente, 1 mL de solução de Ba2+, Pb2+, Sr2+ e Ag+. 
Adicionar, a cada tubo, 1 mL de solução diluída de K2CrO4 e observar. Repetir o experimento empregando, 
neste caso, K2Cr2O7. Por fim, observar o comportamento dos precipitados obtidos frente ao ácido acético 
concentrado (EM CAPELA). 
 
 Colocar em quatro tubos de ensaio, respectivamente, 1 mL de soluções de cloretos de magnésio, 
cálcio, estrôncio e bário. Adicionar, a cada tubo, 1 mL de solução diluída de K2CrO4 e observar as diferenças 
nas velocidades de formação dos precipitados. 
 
c) Propriedades oxidantes 
 Adicionar gotas de solução diluída de K2Cr2O7, acidificada com H2SO4, a uma solução recém 
preparada de sulfato ferroso. Testar a presença de Fe3+ com solução de tiocianato de potássio. 
 
d) Obtenção de peróxido azul – CrO(O2)2 
 Colocar em um tubo de ensaio, 1 mL de solução 3 M de H2SO4, 1 mL de solução de H2O2 a 3 % e 2 
mL de éter etílico. Adicionar 1 mL de solução diluída de K2Cr2O7, vedar e agitar. Observar a coloração da 
fase etérea. 
 
 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre as 
mudanças químicas observadas. 
2. Qual óxido de cromo (III) é mais reativo, hidratado ou anidro? Justifique sua resposta. 
3. Qual a importância do tampão NH4OH/NH4Cl no preparo do complexo de Cr (III)? 
4. Explique as diferenças de velocidades de formação dos cromatos de metais alcalinos terrosos. 
5. Porque o CrO(O2)2 é solúvel em éter? Qual a estrutura deste peróxido? A estrutura apresentada 
está de acordo com sua solubilidade em solvente apolar? 
 
 
 
 
 
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EXPERIMENTO V 
 
MANGANÊS 
 
Introdução 
Manganês é o terceiro metal de transição mais abundante. Ao contrário do cromo, é encontrado na natureza 
na forma de silicato mineral, braunita, Mn7SiO12, composta tanto de Mn(II) quanto Mn(III). A estrutura é 
melhor escrita como 3Mn2O3.MnSIO3. Outro importante minério de manganês é a pirolusita, óxido de 
manganês(IV). A redução deste minério por aquecimento com alumínio resulta em uma reação explosiva. 
É um metal parecido com o ferro existindo em quatro formas alotrópicas. É estável em várias faixas 
de temperatura. Embora não seja facilmente atacado pelo ar, é lentamente atacado pela água e se dissolve 
prontamente em ácido diluído obtendo-se sais de Mn(II). 
 
COMPOSTOS DE MANGANÊS 
Embora exiba uma grande faixa de estados de oxidação, de +7 (correspondendo a perda de todos os 
elétrons de valência, 3d5 4s2) a 0, maior do que qualquer outro metal, exibe apenas um estado de oxidação 
muito estável, +2, indicando a estabilidade dos orbitais d semipreenchidos. A Figura 1 mostra o diagrama de 
estabilidades relativas para os estados de oxidação do manganês em solução ácida. Observa-se que o íon 
permanganato, [MnO4]-, também chamado de 
tetraoxomanganato(VII), é um agente oxidante muito forte em 
solução ácida. o íon manganato, [MnO4]2- verde escuro, também 
conhecido como tetraoxomanganato(VI), também é um forte agente 
oxidante, mas sofre desproporcionamento muito facilmente 
resultando no íon permanganato e óxido de manganês(IV); por isso, 
tem pouca importância. o óxido de manganês(IV) é oxidante com 
relação à espécie mais estável que é o íon manganês(II). Em 
solução ácida, o íon Mn(III) 
desproporciona, e tem pouca 
importância também. 
 
Da Figura 2 observa-se que 
os estados de oxidação que 
são instáveis em meio ácido 
podem existir em meio básico 
(e vice-versa). Assim, o íon 
manganito, [MnO4]3-, que é azul claro, pode ser formado em meio 
básico. Em meio básico a espécie termodinamicamente mais estável 
é o oxido de manganês(IV), embora o óxido hidróxido de 
manganês(III), MnO(OH), e o hidróxido de manganês(II) sejam 
também moderadamente estáveis. Na verdade, acima de pH 14, o 
óxido de manganês(III) é termodinamicamente mais estável do que o 
hidróxido de manganês(II). 
 
O estado de oxidação +7 
Este estado é exclusivamente representado pelo óxido Mn2O7 e pelo ânion [MnO4]-. 
 
Óxido de manganês(VII), heptóxido de dimanganês, Mn2O7 
Este óxido é obtido pela adição de permanganato de potássio a uma solução concentrada de ácido 
sulfúrico: 
2KMnO4(aq) + 2H2SO4(aq) → Mn2O7(s) + KHSO4(aq) + H2O(l) 
se apresentando como um líquido marrom esverdeado. Assim como o óxido de cromo(VI), é um forte 
agente oxidante. O óxido se decompõe explosivamente em óxido de manganês(IV) e oxigênio. 
2Mn2O7(s) → 4MnO2(s) + 3O2(g) 
 
manganato(VII) ou permanganato, [MnO4]- 
O íon manganato(VII) ou permanganato, [MnO4]-, é púrpura e deve sua cor intensa a transições eletrônicas 
de transferência de carga uma vez que os orbitais 3d estão vazios. O íon permanganato