apostila QI 2 experimental 2019 1

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Universidade Federal de Pelotas
Centro de Ciências Químicas, Farmacêuticas e de Alimentos
Curso de Química (Bacharelado/Licenciatura)
(3º Semestre)
Química Inorgânica Experimental 2
(2019-1)
(Reações de complexos dos metais de transição, Compostos pouco solúveis, Reações redox, Síntese inorgânica)
Prof. Dr. rer. nat. W. Martin Wallau (Dipl.-Chem.)
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Zum Chemiker gehören sechs Sachen;
Tag und Nacht laborieren,
ohne Unterlaß das Feuer schüren,
Rauch und Dampf spüren,
sich selber infizieren,
Gesicht und Gesundheit verlieren,
und endlich den Erfolg im trüben Herzen spüren�
(Poema satírica anônima)�
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Índice 
5Índice	�
6Introdução	�
7Cronograma: Química Inorgânica Experimental 2, 2019-1	�
8Comportamento no Laboratório	�
10Elaboração dos protocolos	�
10Normas para os relatórios das Sínteses realizadas:	�
12Normas para os relatórios das demais aulas experimentais:	�
16Aula Prática I: Reações de ácidos de Lewis e soluções aquosas de ácidos e bases de Brønsted	�
30Aula Prática II: Precipitação de compostos iônicos	�
44Aula Prática III: Precipitação e dissolução de hidróxidos I	�
52Aula Prática IV: Precipitação e dissolução de hidróxidos II	�
57Aula Prática V: Precipitação e dissolução de hidróxidos III	�
62Aula Prática VI: Síntese de sais duplos	�
68Aula Prática VII: Síntese de compostos de coordenação	�
76Aula prática VIII: Reações e propriedades de compostos de coordenação	�
89Aula Prática IX: Reações redox I	�
103Aula Prática X: Reações redox II	�
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Introdução
	Nas aulas práticas da disciplina Química Inorgânica 2 são estudadas a síntese de compostos inorgânicos, a precipitação e dissolução de compostos pouco solúveis, as reações redox e as reações de compostos de coordenação. 
	É pré-requisito para realização dos experimentos que os alunos tomam conhecimento das aulas praticas antes de sua execução e, portanto devem conhecer os respectivos conceitos teóricos. 
	Os experimentos devem ser executados em grupos de no máximo três alunos. Todos os alunos devem realizar todas as aulas, porém faltas justificadas com atestado são permitidas. Para todas as aulas devem ser elaborados relatórios que demonstram os experimentos realizados, seus resultados observados e as devidas explicações. Para as aulas indicados no cronograma os relatórios devem ser entregue e para os demais aulas práticas serão realizados pós-testes que feita por acaso examinam o teor dos relatórios. Para realização desses pós-teste o uso dos respectivos relatórios é permitido.
A média dos relatorios e dos pós-testes tem um peso de 50 % na nota final como também a nota da prova final escrita.
Assim a nota final da disciplina é calculada como:
Os autores agradeceriam de receber sugestões, elogios, criticas e outros comentários construtivos em relação a esta apostila de preferência escrita e por correio eletrônico no endereço: 
martin_wallau@ufpel.edu.br�
Cronograma: Química Inorgânica Experimental 2, 2019-1 
	Aula 
	Conteúdo
	Data
	Relatório/pós-teste 
	1
	Introdução (plano de ensino/segurança no laboratório/GHS/Primeiro socorro)
	13/03/2019
	-
	2
	Ácidos e bases do tipo Lewis e Brønsted/produto de solubilidade/complexação de hidróxidos
	20/03/2019
	-
	3
	Aula Prática I: Reações de ácidos de Lewis e soluções aquosas de ácidos e bases de Brønsted
	27/03/2019
	Teste Tabela Periódica e nomenclatura
	4
	Aula Prática II: Precipitação de compostos iônicos
	03/04/2019
	Entrega do relatório Aula I
	5
	Aula Prática III: Precipitação e dissolução de hidróxidos I
	10/04/2019
	Entrega do relatório Aula II
	6
	Aula Prática IV: Precipitação e dissolução de hidróxidos II
	17/04/2019
	Pós-teste Aula III
	7
	Aula Prática V: Precipitação e dissolução de hidróxidos III
	24/04/2019
	Pós-teste Aula IV
	8
	FERIADO
	01/05/2019
	
	9
	Química de compostos de coordenação/reações redox/força eletromotriz/equação de Nernst
	08/05/2019
	Pós-teste Aula V
	10
	Aula Prática VI: Síntese de sais duplos
	15/05/2019
	
	11
	Aula Prática VII: Síntese de compostos de coordenação
	22/05/2019
	Entrega do relatório Aula VI
	12
	Aula prática VIII: Reações e propriedades de compostos de coordenação
	29/05/2019
	Entrega do relatório Aula VII
	13
	Aula Prática IX: Reações redox I
	05/06/2019
	Pós-teste Aula VIII
�
	Aula Prática X: Reações redox II�
	12/06/2019
	Entrega do relatório Aula IX
	15
	LIMPEZA DO LABORATÓRIO
	19/06/2019
	Pós-teste Aula X
	16
	REVISÃO
	26/06/2019
	
	17
	PROVA FINAL
	03/07/2019
	
	18
	CORREÇÃO DA PROVA
	10/07/2019
	
	
	EXAME
	17/07/2019
	
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Comportamento no Laboratório
ORIENTAÇÕES PARA A UTILIZAÇÃO DO LABORATÓRIO
De ordem pessoal
Não se deve fumar, manter e/ou ingerir alimentos e bebidas nos laboratórios, sob o risco de contaminação e da distração. 
São proibidos o uso de sandálias, chinelos e shorts durante trabalhos laboratoriais. 
É recomendável que se mantenham sempre os cabelos presos e, se necessário, que se faça o uso de touca. No caso de cabelos compridos devem ser presos em coque. 
Não se devem usar ornamentos: colares, pulseiras, braceletes, anéis, correntes, brincos piercings, gargantilhas e outros. 
Não deverão ser utilizadas lentes de contato.
Deve-se lavar muito bem as mãos, antes e após qualquer atividade laboratorial. Recomenda-se que seja usado um sabonete líquido neutro e, as mãos devem ser enxugadas com papel toalha. 
Não provar e inalar qualquer produto químico ou solução, gases ou vapores 
Referentes ao laboratório
Os alunos deverão realizar somente os experimentos autorizados pelo professor. 
É indispensável, sobre a roupa, o uso de jaleco longo com mangas compridas, preferencialmente com punho fechado, confeccionado em tecido de algodão. 
Ler atentamente o procedimento da atividade, dúvidas devem ser solucionadas antes de começar o trabalho. 
Selecionar e organizar as vidrarias e os produtos químicos a serem utilizados. 
Utilizar EPI’s 
Dependendo do risco e da periculosidade, o experimento ou parte dele deverá ser conduzido em capela. 
Devem ser lidos atentamente os rótulos dos frascos de reagentes, antes de utilizá-los, pois neles há informações importantes para a sua manipulação segura. 
Em caso de derramamento de líquidos, o local deverá ser imediatamente limpo, utilizando-se os cuidados necessários para cada tipo de produto. 
Peças (acessórios, vidrarias, equipamentos e outros) aquecidas deverão ser identificadas ou destinadas em locais específicos. 
Deverá ser dada atenção especial às operações onde seja necessário realizar aquecimento: 
Não utilizar o aquecimento em chama direta ou indireta (bico de Bunsen, Mecker, maçaricos e outros) com produtos inflamáveis. 
Quando do aquecimento de substâncias ou soluções em tubos de ensaios, estes deverão ser direcionados de tal forma que as pessoas que se encontram próximas não sejam atingidas pela projeção de material. 
Os materiais de vidro devem ser utilizados com cuidado, pois se rompem facilmente e quando isso ocorrer devem ser trocados imediatamente. Para manipulação de artefatos de vidro, recomenda-se: 
Utilizar luvas contra cortes para proteção das mãos, quando das operações de corte de tubos e, também, quando da conexão destes com outros materiais, como rolhas e tubos de borracha. 
Fazer uso de lubrificantes apropriados para facilitar a conexão dos tubos de vidros com outros materiais. 
Deverá haver cuidado especial ao trabalhar com sistemas sob vácuo ou pressão. 
Utilizar pipetador ou pêra de borracha ao transferir/medir líquidos. 
Não utilizar a mesma vidraria para medir soluções diferentes durante a realização de um experimento, a fim de evitar contaminações e/ou acidentes. 
Nunca retornar sobras de soluções e/ou reagentes aos frascos de origem. 
Ao realizar misturas exotérmicas em água (ácidos e álcalis concentrados), sempre deverá ser adicionado,lentamente, o produto químico à água – nunca o contrário. 
Após o encerramento do experimento, todos os materiais utilizados deverão ser limpos e guardados em local apropriado
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Elaboração dos protocolos 
Normas para os relatórios das Sínteses realizadas:
	Os protocolos sobre as sínteses de compostos inorgânicos realizadas nestas aulas ser impresso e devem conter os seguintes tópicos (ver exemplo abaixo):
Data da síntese
Nomes dos alunos
Lista dos materiais utilizados, e um esboço do arranjo experimental
Lista dos reagentes utilizados com suas propriedades químicas e fisicas
Peso molecular
Ponto de fusão
Ponto de ebulição 
Classificação dos perigos segundo GHS (Pictogramas/Palavra de advertência/Frases de Perigo)
Descrição detalhada da síntese descrevendo todas as observações como, por exemplo:
Aquecimento ou resfriamento
Desenvolvimento de gás
Precipitação
Mudança da cor
Equação balanceada
Indicação das quantidades (mols) utilizadas e do reagente limitante
Descrição detalhada do produto
Cor 
Forma dos cristais
Propriedades do produto (fazer uma pesquisa bibliografica)
Rendimento do Produto depois secagem
Rendimento em % da teoria 
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Síntese de alume de potássio
Data: 11 de novembro de 2011
Equipe: Fulano de Tal e Hans Mustermann
Material usado: Bastão de vidro, Béquer de 50 mL; Béquer de 100 mL; Béquer de 200 mL, Bico de Bunsen, Tripé com rede de amianto; Proveta graduada de 10 mL, Termômetro.
	Reagentes
	PM (g/mol)
	PF/PE (°C)
	Pictogramas
	Advertência
	Al2(SO4)3(18H2O
	666,42
	770/-�
	
	
	
	Perigo
	Frases de perigo
	H315 Provoca irritação à pele. H318 Provoca lesões oculares graves. H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias. H411 Tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados.
	K2SO4
	174,26
	1069/1689*
	-
	-
	-
	Não classificado como substância perigosa
	H2O
	18,02
	0/100*
	-
	-
	-
	Não classificado como substância perigosa
Síntese:
6,583 g de Al2(SO4)3(18 H2O (0,099 mol) foram pesadas no Béquer de 50 mL. Da água fervendo em cima do bico de Bunsen se mediou com a proveta graduada 5 mL (0,266 mol) e adicionou ao sulfato de alumínio. A mistura foi mexida com o bastão de vidro ate a completa dissolução do sulfato de alumínio. Quando a temperatura da solução caiu abaixo de 80 °C era necessária de aquecer a solução novamente ate o sal se dissolveu por completo. 
1,758 g de K2SO4 (0,010 mol) foram pesadas no Béquer de 100 mL e da água fervendo em cima do Bico de Bunsen se mediou com a Proveta graduada 10 mL (0,532 mol) e adicionou ao sulfato de potássio. A mistura foi mexida com o bastão de vidro ate a completa dissolução do sulfato de potássio. Era necessária de aquecer a solução novamente para obter a solução completa.
Subsequentemente se adicionou a solução de K2SO4 à solução do sulfato de alumínio.
A solução foi deixada durante uma semana na capela e depois os cristais precipitados foram separados da solução por decantação e seco por uma semana na estufa em 90 °C.
Se obtive KAl(SO4)2(12 H2O (PM = 474,39 g/mol) em forma de cristais incolores regulares altamente aglomerados (ver Figura 1).
Figura 1. Cristais de KAl(SO4)2(12 H2O sintetizados. 
Rendimento: 
7,538 g = 0,016 mol = 80 % da teoria. (Rendimento teórico máximo: 0,020 mol = 9,488 g) 
Propriedades:
KAl(SO4)2(12 H2O forma cristais incolores em forma de pó ou octaedros regulares. Seu ponto de fusão é 92 °C e possua boa solubilidade em água. Devido a suas propriedades adstringentes ele foi usado em desodorantes e meios de barbear e também no curtume de couro.*
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Normas para os relatórios das demais aulas experimentais:
	O protocolo deve mostrar a execução do experimento
	O protocolo deve permitir a reprodução do experimento
	O protocolo deve conter data e identificação do experimento
	O protocolo não precisa conter todos os detalhes da instrução do experimento (estes são dados na apostila ou podem ser substituídas pela referencia). Mesmo assim o protocolo deve conter um curto esboço do experimento. 
	A identificação das amostras deve ser inequívoco! E documentado (reprodutibilidade) 
	As observações devem ser descritas conciso e preciso.
	Explicação do experimento:
		1. Esclarecimento conciso 
2. Equação da reação.
 	Perguntas adicionais:
Não escrever novelas: Na regra algumas sentenças e equações são suficientes.
		=> Um cientista deveria expressar-se conciso e preciso. 
	Extensão do protocolo:
		=> tão conciso como possível, tão detalhado como necessário! 
		(10 páginas são geralmente demais, 1 geralmente de menos).
 	Redação do protocolo:
Observações e resultados devem ser escritos durante a execução do experimento diretamente no caderno de protocolo.
		(Portanto é necessário de pensar antes de começar o experimento)
	=> A seguir precisamos somente interpretar e explicar os dados e responder as perguntas adicionais (se houver). 
IMPORTANTE: Prepara-se antes de começar o experimento! Tudo mundo deve saber o que ele está fazendo e por que! 
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Modelo de protocolo 
	A Descrição do experimento como ela se encontra na apostila:
Reagentes: ácido nítrico (HNO3, concentrado), solução de Cu(NO3)2 (5 %); pedaço de Ferro (chapa, lata, prego). 
Material: 2 Béqueres de 50 mL e 250 mL
EXPERIMENTOS: 
…
Submersa o pedaço de ferro no 1º béquer no acido nítrico concentrado. Depois de aproximadamente 10 segundos coloca-lo no 2º béquer na solução de nitrato de cobre. Descreve as observações. A seguir riscar a superfície do pedaço de ferro e submersa de novo na solução de nitrato de cobre. Descreve as observações e tenta de expressar-las com equações químicas.
O Protocolo para esse experimento deveria aparecer na seguinte maneira:
Disciplina: Química Inorgânica Experimental 2
Protocolo da Aula prática 
Nome: Erika Musterfrau, Fritz Tadellos (todos os membros do grupo!)
Data: 35 de maio de 1331
Experimento (2): 	
	Reagente 
	Pictogramas 
	Advertência 
	Frases de perigo 
	Ácido nítrico (65 %)
	
	Perigo 
	H272 Pode agravar um incêndio; comburente
H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	Nitrato de cobre(II) (5 %)
	
	Perigo 
	H303 Pode ser nocivo se ingerido.
H315 Provoca irritação à pele.
H318 Provoca lesões oculares graves.
	Ferro (prego)
	Não classificado como substância perigosa
Material: 2 Béqueres de 50 mL e 250 mL
Um prego de ferro é colocado por alguns segundos em ácido nítrico concentrado
O prego é transferido para um béquer contendo uma solução (5 %) de Cu(NO3)2 
Observação: 	Nenhuma mudança é observada na superfície do prego ou na solução de cobre (II).
O prego é riscado numa superfície áspera e novamente submerso na solução de Cu2+
Observação: 	Depois de alguns segundos observa-se a formação de uma camada de cobre (cor marrom-vermelho) na superfície do prego.
Explicação: 	
Quando o prego e submerso no ácido nítrico concentrado ocorre uma oxidação do ferro na superfície do prego pelos ânions de nitrato conforme equação em baixo:
2 Fe + 3 NO3- + 6 H+	 Fe2O3 + 3 NO( + 3 H2O
A camada de óxido de ferro(III) formado na superfície do prego evita que o ferro seja oxidado e a reação pare (passivação de ferro). Devido a passivação o ferro do prego não reage com os cátions de cobre na segunda solução e não há mudança. Quando a superfície do prego é riscada o ferro elementar entra em contato com a solução de Cu2+ que permite a oxidação do ferro pela reação abaixo resultando na formação de uma camada avermelhada de cobre na superfície do prego.
2 Fe + 3 Cu2+aq ( 2 Fe3+aq + 3 Cu( 
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Lista de reagentes para Aula Prática I: Reações de ácidos de Lewis e soluções aquosas de ácidos e bases de Brønsted
	Nome 
	Preparação
	Fórmula
	Advertência
	Frases de perigo
	Rotulação simplificada 
	Acetato de sódio 
	Cristalino
	CH3COONa
	Atenção 
	H303 Pode ser nocivo se ingerido
H316 Provoca irritação moderadaà pele
H320 Provoca irritação ocular
	
	
	
	Ácido acético concentrado
	( 99,7 %
	CH3COOH
	Perigo 
	H226 Líquido e vapores inflamáveis
H303 Pode ser nocivo se ingerido
H312 Nocivo em contato com a pele
H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H317 Pode provocar reações alérgicas na pele
H331 Tóxico se inalado
H402 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
	Ácido bórico 
	1,0 mol L-1 em água
	H3BO3
	Perigo 
	H360 Pode prejudicar a fertilidade ou o feto
	
	
	
	Ácido clorídrico concentrado 
	37 % em água 
	HCl 
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
	
	
	
	Ácido clorídrico diluído 
	1 mol L-1 em água 
	HCl
	-
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Ácido clorídrico diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	HCl 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Bórax 
	Cristalino 
	Na2B4O7·10 H2O
	Atenção 
	H303 Pode ser perigoso por ingestão.
H361 Suspeito de afectar a fertilidade ou o nascituro.
	
	
	
	Carbonato de sódio 
	Cristalino 
	Na2CO3
	Atenção 
	H303 Pode ser perigoso por ingestão.
H319 Provoca irritação ocular grave.
	
	
	
	Hidróxido de sódio 
	Cristalino 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimaduras na pele e lesões oculares graves
	
	
	
	Hidróxido de sódio 
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos.
	
	
	
	Hidróxido de sódio diluído para neutralização
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Manitol 
	Solução aquosa saturada 
	C6H14O6
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Nitrato de ferro(III) nonahidratado
	Cristalino 
	Fe(NO3)3·9 H2O
	Perigo 
	H303 Pode ser perigoso por ingestão.
H314 Provoca queimaduras na pele e lesões oculares graves
	
	
	
	Sulfato de alumínio 
	1 mol L-1 em água 
	Al2(SO4)3
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos.
	
	
	
	Sulfato de alumínio octadecahidratado
	Cristalino
	Al2(SO4)3·18 H2O
	Perigo 
	H290 Pode ser corrosivo para os metais.
H318 Provoca lesões oculares graves.
	
	
	
	Sulfato de potássio
	Cristalino
	K2SO4
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Sulfato de zinco hepta hidratado
	Cristalino 
	ZnSO4·7 H2O
	Perigo 
	H302 Nocivo por ingestão.
H318 Provoca lesões oculares graves.
H410 Muito tóxico para os organismos aquáticos com efeitos duradouros
	
	
	
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Material para Aula Prática I
Papel tornassol azul e vermelho
Papel pH
pH metro 
Por grupo
2 Pipetas graduadas de 10 mL
2 Pipetas volumétricas de 15 mL
8 balões volumétricos de 50 mL
Agitador magnético com peixinhos 
Argola para funil 
Balança analítica 
Béqueres de 50, 100 e 250 mL 
Espátulas 
Funil
Pêra de Peleus 
Pinça
Proveta graduada de 100 mL
Vidros de relógio 
COLETA DE RESÍDUOS 
SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS�
Aula Prática I: Reações de ácidos de Lewis e soluções aquosas de ácidos e bases de Brønsted
Introdução teórica
	Os elementos do grupo 13, especialmente boro e alumínio, formam compostos com octeto incompleto e, portanto agem como ácidos de Lewis (receptor de par de elétrons) formando complexos com doadores de pares de elétrons (bases). Assim a reação de soluções de ácido bórico, um ácido fraco – muito fraco (pKa = 9,2), não é resultado de uma doação de prótons pela molécula de B(OH)3, mas da recepção de uma molécula de água, conforme Esquema 1.
(a)		
(b)		
Soma:		
Esquema 1. Reação de ácido bórico em água
a)	
b)	
Esquema 2. Complexação de ácido bórico por polialcoóis; (a) esterificação; (b) formação de ligações de hidrogênio 
Figura 1. Estrutura de goma de guar (wikicommons)
	A acidez dos compostos de boro pode ser aumentada pela adição de polialcoóis, como por exemplo, manitol (C6H8(OH)6). Estes polialcoóis podem reagir com ácido bórico formando um complexo por esterificação (Esquema 2a) ou formação de ligações de hidrogênio (Esquema 2b). No caso do manitol a adição do poliálcool diminua o pKa do complexo para 6,2 (ácido fraco). Utilizando polissacarídeos como, por exemplo, goma de guar (Figura 1) a complexação do ácido bórico transforma a solução do polissacarídeo em um gel de alta viscosidade, conhecido como amoeba. 
	Por outro lado, hidróxido de alumínio (Al(OH)3), o homologo do ácido bórico é insolúvel em água (Sp = 3,7·10-33), mas cátions de alumínio são complexados em solução aquosas formando hexaaquaaluminium(III) ([Al(H2O)6]3+) um complexo que reage, conforme Esquema 3, como ácido de Brønsted (doador de prótons) forte – fraco (pKa = 4,9).
[Al(H2O)6]3+ + H2O 
 [AlOH(H2O)5]2+ + H3O+
Esquema 3. Hexaaquaaluminium(III) como ácido de Brønsted
	Ao contrario de ácido bórico o aluminium não é complexado por polialcoóis e a adição de soluções de Al3+ à goma de guar não resulta na formação de amoeba. Porém a complexação do alumínio pode ser forçado adicionado hidróxido de sódio. A base forte leva a desprotonização dos grupos hidroxila do polissacarídeo e em conseqüência se forma também uma massa viscosa (Figura 2). Embora bórax nas concentrações aplicados nesta aula não é classificado como produto perigoso, seu uso com alunos do segundo grau deve ser, devido a sua toxicidade à reprodução humana, evitado, e a substituição do bórax por sulfato de alumínio facilita a realização desse experimento no ensino médio. 
Figura 2. Amoeba caseira à base de goma de guar e cátions de alumínio(III)� 
Ácidos de Brønsted (Calculo de pH)
	Água pura dissocia numa reação ácido – base em íons oxônio (H3O+) e hidróxido (OH-) como mostra Esquema 4. A constante de equilíbrio dessa reação é dada na Equação 1a. 
Esquema 4. Autoprótolise de água 
Equação 1. Definição da constante de autoprótolise de água 
Equação 2.
Como o grau de dissociação é muito pequeno a concentração de água pode ser considerada como uma constante e incluído na constante de equilíbrio e a Equação 1a assume a forma da Equação 1b onde Kw é a constante de autoprotolise da água com o valor Kw = 10-14 à 25 °C. Conforme Esquema 4 em água pura a concentração de íons oxônio e hidróxido são iguais e assim Equação 1b pode ser simplificada para Equação 2 mostrando que em água pura a concentração de H3O+ é igual a concentração de OH- igual a 10-7 mol L-1. Adicionando um ácido (HA) à água ocorre a reação dada no Esquema 5a aumentando a concentração de H3O+ e a adição de uma base (B) resulta na reação dada no Esquema 5b aumentando a concentração de OH-. Para evitar a necessidade de escrever os expoentes nos números exponenciais a Equação 2 é geralmente dada na forma logarítmica da Equação 3. Assim uma solução com pH = 7 é considerada neutra e soluções com pH < 7 são consideradas ácidos e com pH > 7 básicas. 
(a)		(b)	
Esquema 5. Reação de ácido e base de Brønsted em água 
Equação 3. Relação entre pH e pOH
	Nesta aula se prepara soluções de ácidos muito fortes, forte e fraco bem como soluções de bases fracas, fortes e muito fortes, que devem servir como exemplos para determinar e calcular os valores pH dessas soluções. Adicionalmente se prepara ainda uma solução tampão, adeqada para estabilizar o pH de soluções aquosas. Para ácidos e bases muito fortes (pKa ou pKb ( -1,74; Ka ou Kb ( 55,0), que dissociam em solução aquosas por completa, o valor de pH, respectivamente pOH é igual ao valor negativo do logaritmo comum da concentração do ácido, respectivamente da base. 
	Mas em geral a dissociação do ácido, respectivamente, da base, em solução aquosa não é completa e a concentração dos íons oxônio e hidróxido depende da constante de dissociação (Kd) do ácido, respectivamente da base, ilustrada na Equação 4. Considerando somente soluções diluídas a concentração da água pode ser considerada constante e Equação 4 se simplifica para Equação 5, onde Ka e Kb são as constantes de acidez e de basicidade,respectivamente. 
Equação 4. Constantes de dissociação de ácidos e bases de Brønsted 
Equação 5. Definição dos constantes de acidez (a) e de basicidade (b) 
Equação 6. Definição do grau de ionização para (a) ácidos e (b) bases 
Equação 7. Constante de acidez/basicidade como função do grau de dissociação 
Equação 8.
	Definindo o grau de dissociação  conforme Equação 6 a constante de acidez/basicidade K pode ser descrito na forma da Equação 7, a qual pode ser transformada em uma Equação de segundo grau de  (Equação 8) cuja única solução com sentido físico é mostrada na Equação 9, conhecida como Lei de diluição de Ostwald.
Equação 9. Lei de diluição de Ostwald
RESSALTA-SE QUE SOMENTE PODE ASSUMIR VALORES: 1 (  ( 0!
Exercício 1: 
Considerando para ácido clorídrico uma constante de acidez de Ka = 106 e para hidróxido de sódio uma constante de basicidade Kb = 54,95, calcule o grau de ionização  de HCl e NaOH com concentrações iniciais de 0,01 mol L-1. 
	Com a Equação 3 e a Equação 6 se obtém como fórmula geral para o pH, respectivamente, para o pOH a expressão dada na Equação 10, onde pode ser calculada pela Equação 9. 
Equação 10. Definição de (a) pH e (b) pOH
	Para obter o pH de uma solução básica se calcule primeiramente o pOH e depois o pH pela relação: pH + 14 – pOH. 
Porém, para muitos casos o calculo pode ser simplificado:
Ácidos e bases muito fortes com Ka(b) ( 54,95; pKa(b) ( -1,74:  = 1
Ácidos e bases com Ka(b) pequeno e/ou cinicial grande:  é dada pela Equação 11.
Equação 11. Estimação da Lei de diluição de Ostwald
Exercício 2: 
Calcule para ácido acético (Ka = 1,78·10-5) da concentração inicial 0,01 mol L-1 o grau de ionização  pela Equação 9 e pela Equação 11 e o pH pela Equação 10.
Calcule para amônia (Kb = 1,62·10-5) da concentração 0,05 mo L-1 o grau de ionização  pela Equação 9 e pela Equação 11 e o pH pela Equação 10.
Qual equação pode ser usado para o calculo do pH exato?
O resultado da Equação 11 é praticamente idêntico do resultado da Equação 9 para  ( 0,05. Acima desse valor  deveria ser calculada somente com a Equação 9. Porem, para 1 ≫  > 0,05 a Equação 11 ainda permite o cálculo de pH com a exatidão de uma casa decimal e somente para 1 ≳  é sempre necessário de usar a Equação 9. 
Exercício 3:
Calcule para acido fluorídrico (Ka = 7,24·10-4) da concentração inicial 0,001 mol L-1 o grau de ionização  pela Equação 9 e pela Equação 11 e o pH pela Equação 10.
Calcule para o íon carbonato (Kb = 2,51·10-4) da concentração 0,0005 mol L-1 o grau de ionização  pela Equação 9 e pela Equação 11 e o pH pela Equação 10.
Qual Equação pode ser usada para calcular o pH exato?
Soluções tampão
	Segundo Esquema 5 há numa solução aquosa de um ácido um equilíbrio do ácido HA e de sua base conjugada A-, que é determinada pela constante de acidez Ka dada na Equação 5a. A transformação dessa equação leva a expressão para [H3O+] mostrada na Equação 12 e conseqüentemente o pH da solução pode ser calculado com esta Equação de Henderson- Hasselbalch. Este equilíbrio entre o ácido e sua bases conjugada estabiliza o valor de pH de uma solução (aquosa).
Equação 12. Equação de Henderson-Hasselbalch
	Um exemplo para uma solução tampão regulada pelo equilíbrio entre o ácido e sua base conjugada é o sangue onde é necessário de estabilizar o pH entre 7,36 e 7,44. O sistema tampão agindo no sangue humano é o equilíbrio entre ácido carbônico (H2CO2) e bicarbonato (hidrogenocarbonato; HCO3-). A 37°C o pKa (-log Ka) de ácido carbônico é 6,1.� Como a concentração do ácido carbônico no sangue é aproximadamente 1,2·10-3 mol L-1 se calcula a concentração do bicarbonato de seguinte maneira:
 
	Ou seja, a relação entre a base bicarbonato e o ácido carbônico no sangue é aproximadamente 20 : 1.
	Para estabilizar um pH = 7,0 se pode utilizar um tampão de dihidrogenofosfato (H2PO4-) e hidrogenofosfato (HPO42-) pára o ácido (H2PO4- o pKa = 7,21. Considerando uma concentração do ácido de 0,05 mol L-1, qual seria a concentração da base HPO42- para ajustar o pH da solução em 7,0? Como é mostrado acima a Equação de Henderson-Hasselbalch resulta para o hidrogenofosfato numa concentração de 0,03 mol L-1.
	A mudança do pH a 100 mL dessa solução depois da adição de 1 mL de ácido clorídrico (1 mol L-1) ou 1 mL de hidróxido de sódio (1 mol L-1) pode ser determinado na seguintes maneira:
1)	Determinar a concentração (cmistura) do HCl, NaOH, H2PO4- e HPO42- depois da mistura.
2)	Calcular a concentração (cfinal) do HPO42- e H2PO4- considerando sua reação com HCl e NaOH, respectivamente, conforme as seguintes reações:
	a)	HPO42- + HCl → H2PO4- + Cl-
	b)	H2PO4- + NaOH → HPO42- + Na+ + H2O
	Isto resulta para adição do ácido clorídrico num aumento da concentração do ácido H2PO4- e uma diminuição da base HPO42-, enquanto na adição do hidróxido de sódio a concentração da base HPO42- aumento e a do ácido H2PO4- diminua. Os resultados desses cálculos são resumidos na Tabela 1 junto com o pH obtido pela Equação 12 e mostram que a mudança do pH é somente de 0,3 para adição de HCl e 0,2 para adição de NaOH. Bem menos que a mudança esperado na adição de 1 mL de HCl ou NaOH (1 mol L-1) a 100 mL de água destilada que resultaria em um pH de 2 e 12, respectivamente.
Tabela 1. Concentrações dos ácidos e bases depois da adição de HCl e NaOH a 100 mL de uma solução tampão de H2PO4-/HPO42-
	Ácido/Base
	cinicial (mol L-1)
	cmistura (mol L-1)
	cfinal (mol L-1)
	pH
	Adição de HCl
	0
	0,01
	0
	
	H2PO4-
	0,05
	0,05
	0,05 + 0,01 = 0,06
	6,7
	HPO42-
	0,03
	0,03
	0,03 – 0,01 = 0,02
	
	Adição de NaOH
	0
	0,01
	0
	
	H2PO4-
	0,05
	0,05
	0,05 – 0,01 = 0,04
	7,2
	HPO42-
	0,03
	0,03
	0,03 + 0,01 =0,04
	
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Figura 3. Naufrágio no Rio Reno
Exercício 4:
No dia 14 janeiro de 2011 uma embarcação com 2400 t de ácido sulfúrico concentrado afundou no rio Reno na Alemanha (Figura 3). Na época a vazão do rio era de aproximadamente 1,6·106 L s-1 e o pH ≈ 8. 
a) 	Considerando na água fluvial uma concentração de HCO3- de 0,02 mol L-1 calcule a concentração de ácido carbônico (pKa = 6,46) no equilíbrio.
b)	Para recolher o navio do rio o ácido sulfúrico foi vazado para o rio com uma vazão de 12 L s-1. Considerando a densidade do ácido sulfúrico  = 1,8361 g mL-1, sua concentração de 98 % m/m e a reação: H2SO4 + 2 HCO3- → 2 H2CO3 + SO42-, calcule a mudança do pH pelo vazamento controlado de ácido sulfúrico.
c)	Qual seria, nestes condições, o pH se o rio Reno contivesse água destilada?
Referências 
Atkins, P. W.; Jones, L.; Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Porto Alegre, Bookman 2012, capítulos 11 + 12
Brown, L. S.; Holme, T. A.; Química Geral Aplicada à Engenharia, São Paulo, Cengage Learning 2015, capítulo 12
Chang, R.; Goldsby, K. A.; Química, Porto Alegre, AMGH 2013, capítulo 15 + 16
Chang, R.; Química Geral, Porto Alegre, ArtMed 2010, capítulo 16 + 17
Kotz, J. C.; Treichel, P. M.; Townsend, J. R.; Treichel, D. A.; Química Geral e Reações Químicas v. 1 São Paulo, Cengage Learning 2016, capítulo 4
Kotz, J. C.; Treichel, P. M.; Townsend, J. R.; Treichel, D. A.; Química Geral e Reações Químicas v. 2, São Paulo, Cengage Learning 2016, capítulo 17
Rosenberg, J. L.; Epsteins, L. M.; Krieger, P. J.; Química Geral, Porto Alegre, Bookman 2013, capítulo 17
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Descrição dos experimentos
Experimento 1: Complexação de ácido bórico e de Al3+ por polialcoóis
Material	Tubos de ensaio; Pinça para tubo de ensaio; Papel pH, pH-metro
Reagentes:	Solução de manitol; Solução de H3BO3 (1 mol L-1), solução de Al2(SO4)3 (1 mol L-1)
Mede o pH da solução de manitol e de H3BO3. Subseqüentemente junta volumes iguais dessas soluções e mede o pH novamente. 
Repete o procedimento substituindo o ácido bórico por sulfato de alumínio 
Descreve as observações e tenta de expressar-las com equações químicas. 
Tratamento de resíduosDESCARTAR EM SOLUÇÕES CONTENDO METAIS TÓXICOS 
Experimento 2: Amoeba caseiro com bórax�
Material 	Béquer de 250 mL, Bastão de vidro
Reagente:	Goma de Guar, bórax (Na2B4O7·10 H2O),
Dissolve 1,5 g de goma de guar em 99,5 g H2O
Dissolve 0,091 g Bórax em 15 mL de água
Sob agitação forte adiciona a solução de bórax à solução de goma de guar.
Deixa a massa descansar por um minuto
Tratamento de resíduos
LEVAR SUA AMOEBA PARA CASA E DIVIRTA-SE (recomenda-se um descarte no lixo comum depois de 3 – 4 dias)
Experimento 3: Amoeba caseiro com alumínio� 
Material:	Béquer 200 mL, Béquer 10 mL, bastão de vidro, proveta graduada de 100 mL, agitador magnético com peixinho e vara de pescar 
Reagentes:	Sulfato de potássio (cristalino); sulfato de alumínio octadecahidratdo (cristalino), hidróxido de sódio (1 mol L-1), goma de Guar
Dissolve 0,091 g sulfato de potássio e 0,350 g sulfato de alumínio octadecahidratatdo em 5 mL de água.
Adicione a 75 mL de água sob agitação permanente 1,5 g (pesa com a balança) de goma de Guar em porções pequenas. Depois da adição da ultima poção continua agitar a mistura por mais 3 minutos. 
Subseqüentemente adiciona a solução de alume de potássio, preparado em (a) e mede o pH que deve ser neutro.
Finalmente adiciona sob agitação permanente 5 mL da solução de NaOH (1 mol L-1) e controle se o pH está em torno de 8 – 9.
Tratamento de resíduos
LEVAR SUA AMOEBA PARA CASA E DIVIRTA-SE (recomenda-se um descarte no lixo comum depois de 3 – 4 dias)
�
Experimento 4: Preparação de ácido clorídrico diluído
(a)	Calcule o volume de ácido clorídrico (pKa = -6; P.M. = 36,46 g mol-1; c = 37 %;  = 1,1839 g mL‑1) necessário para preparar 50 mL de ácido clorídrico da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Transfere com a pipeta graduada o volume calculado de HCl concentrado para um béquer contendo aproximadamente 20 mL de água destilada
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(d)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Experimento 5: Preparação de ácido acético diluído
(a)	Calcule o volume de ácido acético (pKa = 4,75; P.M. = 60,05 g mol-1; c = 99,7 %;  = 1,0538 g mL‑1) necessário para preparar 50 mL de ácido acético da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Transfere com a pipeta graduada o volume calculado de CH3COOH concentrado para um béquer contendo aproximadamente 20 mL de água destilada
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(e)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Experimento 6: Preparação de hexaaquaferro(III)
(a) 	Calcule a quantidade necessário de Fe(NO3)3·9 H2O (pKa = 2,2;� P.M. = 404,02 g mol‑1) necessário para preparar 50 mL de uma solução de Fe3+ da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Pesa a quantidade de Fe(NO3)3·9 H2O calculada na balança analítica e dissolva-la num béquer em aproximadamente 20 mL de água destilada.
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(d)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Experimento 7: Preparação de hexaaquazinco
(a) 	Calcule a quantidade necessário de ZnSO4·7 H2O (pKa = 9,66;� P.M. = 287,54 g mol‑1) necessário para preparar 50 mL de uma solução de Zn2+ da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Pesa a quantidade de ZnSO4·7 H2O calculada na balança analítica e dissolva-la num béquer em aproximadamente 20 mL de água destilada.
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(d)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Tratamento de resíduos
DESCARTAR EM SOLUÇÕES CONTENDO METAIS TÓXICOS 
Experimento 8: Preparação de solução de acetato de sódio diluído 
(a) 	Calcule a quantidade necessário de CH3COONa (pKb = 9,25; P.M. = 82,03 g mol-1) necessário para preparar 50 mL de uma solução de acetato de sódio da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Pesa a quantidade de CH3COONa calculada na balança analítica e a dissolve num béquer em aproximadamente 20 mL de água destilada.
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(d)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Experimento 9: Preparação de solução tampão (CH3COOH/CH3COONa)
(a)	Num béquer dissolve 5·10-3 mol de ácido acético e 2,5·10-2 mol acetato de sódio em 30 mL de água. Transfere esta mistura para o balão volumétrico de 50 mL e adiciona água destilada até a marca. 
(b)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Experimento 10: Preparação de solução de carbonato de sódio diluído
Calcule a quantidade necessária de Na2CO3 (pKb = 3,60; P.M. = 105,99 g mol-1) para preparar 50 mL de uma solução de carbonato de sódio da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Pesa a quantidade de Na2CO3 calculada na balança analítica e a dissolve num béquer em aproximadamente 20 mL de água destilada.
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(d)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
	3)	por cálculo teórico 
Experimento 11: Preparação de solução de hidróxido de sódio diluído
Calcule a quantidade necessária de NaOH (pKb = -1,74; P.M. = 40,00 g mol-1) para preparar 50 mL de uma solução de hidróxido de sódio da concentração 0,1 mol L-1.
(b)	Pesa a quantidade de NaOH calculada na balança analítica e a dissolve num béquer em aproximadamente 20 mL de água destilada.
(c) 	Transfere esta mistura com a ajuda de um funil para um balão volumétrico de 50 mL e adiciona água ate o menisco.
(d)	Determina o pH da solução final:
	1)	com o pH metro
	2)	com o papel pH
3)	Por cálculo teórico 
Tratamento de resíduos
JUNTAR, COM EXCEÇÃO DO EXPERIMENTO 7 (CONTENDO ZINCO) TODAS AS SOLUÇÕES DOS EXPERIMENTOS 4 – 11, MEDE O PH E SE É NECESSÁRIO NEUTRALIZA A SOLUÇÃO E DESCARTAR NA REDE DE ESGOTO 
Anota os resultados dos experimentos 4 – 11 em forma de uma Tabela:
	Ácido ou base 
	[mol L-1]
	pH
	
	
	papel
	pH metrô 
	calculo 
	HCl
	
	
	
	
	CH3COOH
	
	
	
	
	[Fe(H2O)6]3+
	
	
	
	
	[Zn(H2O)6]2+
	
	
	
	
	CH3COO-
	
	
	
	
	Na2CO3
	
	
	
	
	NaOH
	
	
	
	
	Solução tampão 
	[A-]/[HA]
	pH
	
	
	papel
	pH metrô 
	calculo 
	CH3COO-/CH3COOH
	
	
	
	
Relatório da Atividade
O relatório deverá conter a descrição dos experimentos e das observações, as Tabelas anexadas devidamente preenchidas e todos os exercícios resolvidos e entregue na próxima aula.
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Lista de reagentes para Aula Prática II: Precipitação de compostos iônicos
	Nome 
	Preparação
	Fórmula
	Advertência
	Frases de perigo
	Rotulação simplificada 
	Ácido clorídrico diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	HCl 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Brometo de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	NaBr
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Carbonato de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	Na2CO3
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Cloreto de bário 
	0,1 mol L-1 em água 
	BaCl2
	Atenção 
	H303 Pode ser nocivo se ingerido
	
	
	
	Cloreto de cálcio 
	0,1 mol L-1 em água 
	CaCl2
	Perigo 
	H318 Provoca lesões oculares graves
	
	
	
	Cloreto de estrôncio 
	0,1 mol L-1 em água 
	SrCl2
	Atenção 
	H319 Provoca irritação ocular grave
	
	
	
	Cloreto de magnésio 
	0,1 mol L-1 em água 
	MgCl2 
	
	Não classificado como substância perigosaCloreto de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	NaCl
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Cloreto de zinco 
	0,1 mol L-1 em água 
	ZnCl2
	Atenção 
	H315 Provoca irritação à pele
H319 Provoca irritação ocular grave
H412 Nocivo para os organismos aquáticos com efeitos prolongados
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Cromato de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	Na2CrO4
	Perigo 
	H315 Provoca irritação à pele
H318 Provoca lesões oculares graves
H334 Quando inalado, pode provocar sintomas alérgicos, de asma ou
dificuldades respiratórias
H317 Pode provocar reações alérgicas na pele
H340 Pode provocar defeitos genéticos
H350 Pode provocar câncer
H360 Pode prejudicar a fertilidade ou o feto
H373 Pode provocar danos aos órgãos por exposição repetida ou prolongada
H412 Nocivo para os organismos aquáticos com efeitos prolongados
	
	
	
	Fluoreto de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	NaF
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Fosfato de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	Na3PO4
	Atenção 
	H315 Provoca irritação à pele
H319 Provoca irritação ocular grave
	
	
	
	Hidróxido de sódio diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Iodeto de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	NaI
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Nitrato de chumbo(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	Pb(NO3)2
	Perigo 
	H318 Provoca lesões oculares graves
H302 Nocivo se ingerido
H373 Pode provocar danos aos órgãos por exposição repetida ou prolongada
H411 Tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados
	
	
	
	Nitrato de prata
	0,1 mol L-1 em água 
	AgNO3
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H410 Muito tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados.
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	Oxalato de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	Na2C2O4
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Sulfato de sódio 
	0,1 mol L-1 em água 
	Na2SO4
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
Material para Aula prática II
Béquer de 100 mL
Pinça para tubos de ensaio
Pipeta Pasteur
Tubos de ensaio
COLETA DE RESÍDUOS 
SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS
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Aula Prática II: Precipitação de compostos iônicos 
Introdução teórica
	Para compostos iônicos a dissolução em água pode ser descrito pelo equilíbrio mostrado no Esquema 6. Para este equilíbrio a constante de equilíbrio se calcula pela Equação 13. Para compostos pouco solúveis, onde se dissolvem somente pequenas quantidades do sal, as concentrações do sal e da água não mudam e assim podem ser incluídas na constante de equilíbrio e a Equação 13 assume a forma da Equação 14, onde Sp é o produto de solubilidade.
AmBn + x H2O 
m An+(aq) + n Bm-(aq)
Esquema 6. Dissolução de compostos iônicos em água 
	
	
	Equação 13. Constante de equilíbrio para dissolução de compostos iônicos em água 
	Equação 14. Definição de produto de solubilidade 
	A Equação 14 permite para soluções saturadas com o conhecimento do produto de solubilidade, que podem ser encontrados na forma tabelada, o calculo da concentração dos íons como é mostrado nos exemplos abaixo:
a)	AgCl; Sp = 1,61·10-10; [Cl-] = [Ag+] ⇒ Sp = [Ag+]·[Cl-] = [Ag+]2 
b)	Ag2CO3: Sp = 6,15·10-12; [CO32-] = ½ [Ag+] ⇒ Sp = [Ag+]2·[CO32-] = ½ [Ag+]3
c)	Ag3PO4: Sp =1,8·10-18; [PO43-] = ⅓ [Ag+] ⇒ Sp = [Ag+]3·[PO43-] = ⅓ [Ag+]4
d)	PbI2: Sp = 8,7·10-9; [I-] = 2 [Pb2+] ⇒ Sp = [Pb2+]·[I-]2 = 4 [Pb2+]3
e)	Bi(OH)3: Sp = 4,3·10-31; [OH-] = 3 [Bi3+] ⇒ Sp = [Bi3+]·[OH-]3 = 27 [Bi3+]4
f)	Ba3(PO4)2: Sp = 6,0·10-39; [PO43-] = ⅔ [Ba2+] ⇒ Sp = [Ba2+]3·[PO43-]2 = 9/4 [Ba2+]5
g)	Sb2S3: Sp = 1,7·10-93; [S2-] = 3/2 [Sb3+] ⇒ Sp = [Sb3+]2·[S2-]3 = 27/8 [Sb3+]5
Por outro lado o conhecimento do produto de solubilidade permite a previsão se um composto precipita ou não em dadas condições. Por exemplo, se numa solução de chumbo(II) iodeto de chumbo é formado depois da adição de uma solução de iodeto. Assume se 0,5 mL de uma concentração [Pb2+] da concentração 0,1 mol L-1 a qual se adiciona 0,1 mL de uma solução de iodeto da mesma concentração. Assim as concentrações iniciais de chumbo(II) e de iodeto se calculam da seguinte maneira:
O produto dessas concentrações é: [Pb2+]·[I-]2 = 0,1·0,022 = 4·10-5 > 8,7·10-9 = Sp. Ou seja, o sistema está fora do seu equilíbrio. Portanto, segundo o Principio de Le Chatelier as concentrações devem diminuir ate o produto iônico atinge o produto de solubilidade, ou seja, o sistema novamente atinge seu equilíbrio. Como o único modo de diminuir as concentrações dos íons é a formação do sal se observa a precipitação do iodeto de chumbo(II). Para cloreto e brometo de chumbo(II), nas mesmas condições o produto iônico também é maior que os respectivos produtos de solubilidade de 2,12·10-5 e 3,9·10-5, porém estes valores são muito próximos e assim se formam soluções supersaturadas e não se observa precipitação de cloreto e brometo de chumbo(II).
Exercício 1:
Com a ajuda dos produtos de solubilidade do cloreto, brometo e iodeto de chumbo(II) calcule a massa de água (em g) necessário para dissolver 1 g de PbCl2, PbBr2 e PbI2, respectivamente e classifique estes compostos conforme a Tabela 2. 
Tabela 2. Classificação da solubilidade
	Solubilidade 1 g soluto por
	Exemplo em água
	Classificação
	< 1g solvente
	1 g Sacarose em 0,49 g
	Muito solúvel
	1 – 10 g solvente
	1 g CH3COONa em 1,98 g
	Facilmente solúvel
	10 – 30 g solvente
	1 g AgF em 17,09 g
	Solúvel
	30 – 100 g solvente
	1 g B2O3 em 45,45 g
	Pouco solúvel
	100 – 1000 g solvente
	1 g Ag2SO4 em 119,05 g
	Dificilmente solúvel
	1000 – 10000 g solvente
	1 g PbF2 em 1492,53 g
	Muito dificilmente solúvel
	> 10000 g solvente 
	1 g BaSO4 em 4,53·105 g
	Praticamente insolúvel
Referências 
Atkins, P. W.; Jones, L.; Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Porto Alegre, Bookman 2012, capítulo 12
Brown, L. S.; Holme, T. A.; Química Geral Aplicada à Engenharia, São Paulo, Cengage Learning 2015, capítulo 12
Chang, R.; Goldsby, K. A.; Química, Porto Alegre, AMGH 2013, capítulo 16
Chang, R.; Química Geral, Porto Alegre, ArtMed 2010, capítulo 17
Kotz, J. C.; Treichel, P. M.; Townsend, J. R.; Treichel, D. A.; Química Geral e Reações Químicas v. 2, São Paulo, Cengage Learning 2016, capítulo 17
Rosenberg, J. L.; Epsteins, L. M.; Krieger, P. J.; Química Geral, Porto Alegre, Bookman 2013, capítulo 18�
Descrição dos Experimentos 
Experimento 1: Precipitação de sulfatos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de sulfato até não se observa mais a precipitação. 
Experimento 2: Precipitação de carbonatos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de carbonato até não se observa mais a precipitação. 
Experimento 3: Precipitação de cromatos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de cromato até não se observa mais a precipitação. 
Experimento 4: Precipitação de fosfatos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de fosfato até não se observa mais a precipitação. 
Experimento 5: Precipitação de oxalatos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de oxalato até não se observa mais a precipitação.Experimento 6: Precipitação de fluoretos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de fluoreto até não se observa mais a precipitação.
Experimento 7: Precipitação de cloretos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de cloreto até não se observa mais a precipitação.
Experimento 8: Precipitação de brometos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de brometo até não se observa mais a precipitação.
Experimento 9: Precipitação de iodetos
Coloque ( 0,5 mL das soluções de metal em tubos de ensaio (um metal por tubo ( no total 7 tubos). Adiciona gota-a-gota a solução de iodeto até não se observa mais a precipitação.
Descreve as observações e protocolá-las na forma da Tabela abaixo respondendo as perguntas:
Tratamento de resíduos 
DESCARTAR TODAS AS SOLUÇÕES CONTENDO CROMATO EM SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS 
DESCARTAR AS SOLUÇÕES DOS DEMAIS ÂNIONS CONTENDO Mg2+, Ca2+ e Sr2+ NA REDE DE ESGOTO
DESCARTAR TODAS AS SOLUÇÕES CONTENDO Ba2+, Ag+, Zn2+ e Pb2+ EM SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS
Relatório da Atividade
O relatório deverá conter a descrição dos experimentos e das observações, as Tabelas anexadas devidamente preenchidas e todos os exercícios resolvidos e entregue na próxima aula. 
�
Precipitação de Sulfatos (SO42-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	5,7 mol L-1*
	
	
	Ca2+
	
	
	2,4·10-5
	
	
	Sr2+
	
	
	2,8·10-7
	
	
	Ba2+
	
	
	1,08·10-10
	
	
	Ag+
	
	
	7,7·10-5
	
	
	Zn2+
	
	
	4,7 mol L-1*
	
	
	Pb2+
	
	
	1,58·10-8
	
	
*solubilidade 
�
Precipitação de Carbonatos (CO32-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	2,1·10-5
	
	
	Ca2+
	
	
	8,7·10-9
	
	
	Sr2+
	
	
	1,6·10-9
	
	
	Ba2+
	
	
	8,1·10-9
	
	
	Ag+
	
	
	6,15·10-12
	
	
	Zn2+
	
	
	6,0·10-11
	
	
	Pb2+
	
	
	7,4·10-14
	
	
�
Precipitação de Cromatos (CrO42-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	35,39 g em 100 g de água*
	
	
	Ca2+
	
	
	2,3·10-2
	
	
	Sr2+
	
	
	5,0·10-6
	
	
	Ba2+
	
	
	1,6·10-10
	
	
	Ag+
	
	
	4,05·10-12
	
	
	Zn2+
	
	
	Insolúvel
	
	
	Pb2+
	
	
	2,0·10-16
	
	
*solubilidade 
�
Precipitação de Fosfatos (PO43-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	2,0·10-27
	
	
	Ca2+
	
	
	2,0·10-29
	
	
	Sr2+
	
	
	1,0·10-31
	
	
	Ba2+
	
	
	6,0·10-39
	
	
	Ag+
	
	
	1,8·10-18
	
	
	Zn2+
	
	
	9,1·10-33
	
	
	Pb2+
	
	
	1,36·10-32
	
	
�
Precipitação de Oxalatos (C2O42-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	8,6·10-5
	
	
	Ca2+
	
	
	2,1·10-9
	
	
	Sr2+
	
	
	5,6·10-8
	
	
	Ba2+
	
	
	1,62·10-7
	
	
	Ag+
	
	
	1,0·10-11
	
	
	Zn2+
	
	
	2,5·10-9
	
	
	Pb2+
	
	
	8,0·10-12
	
	
�
Precipitação de Fluoretos (F-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	6,4·10-9
	
	
	Ca2+
	
	
	1,7·10-10
	
	
	Sr2+
	
	
	2,8·10-9
	
	
	Ba2+
	
	
	1,7·10-6
	
	
	Ag+
	
	
	172 g em 100 g de água*
	
	
	Zn2+
	
	
	1,55 g em 100 g de água*
	
	
	Pb2+
	
	
	3,6·10-8
	
	
*solubilidade 
�
Precipitação de Cloretos (Cl-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	56,0 g em 100 g de água*
	
	
	Ca2+
	
	
	81,3 g em 100 g de água*
	
	
	Sr2+
	
	
	54,7 g em 100 g de água*
	
	
	Ba2+
	
	
	37,0 g em 100 g de água*
	
	
	Ag+
	
	
	1,61·10-10
	
	
	Zn2+
	
	
	408 g em 100 g de água*
	
	
	Pb2+
	
	
	2,12·10-5
	
	
*solubilidade 
�
Precipitação de Brometos (Br-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	98 g em 100 g de água*
	
	
	Ca2+
	
	
	156 g em 100 g de água*
	
	
	Sr2+
	
	
	107 g em 100 g de água*
	
	
	Ba2+
	
	
	100 g em 100 g de água*
	
	
	Ag+
	
	
	4,1·10-13
	
	
	Zn2+
	
	
	488 g em 100 g de água*
	
	
	Pb2+
	
	
	3,9·10-5
	
	
*solubilidade 
�
Precipitação de Iodetos (I-)
	Cátion
	Precipitado (sim/não/cor)
	Fórmula
	Sp
	Equilíbrio
	Concentração do cátion (mol L-1)
	Mg2+
	
	
	146 g em 100 g de água*
	
	
	Ca2+
	
	
	215 g em 100 g de água*
	
	
	Sr2+
	
	
	177 g em 100 g de água*
	
	
	Ba2+
	
	
	221 g em 100 g de água*
	
	
	Ag+
	
	
	1,5·10-16
	
	
	Zn2+
	
	
	438 g em 100 g de água*
	
	
	Pb2+
	
	
	8,7·10-9
	
	
*soluibilidade 
�
Lista de reagentes para Aula Prática III: Precipitação e dissolução de hidróxidos I
	Nome 
	Preparação
	Fórmula
	Advertência
	Frases de perigo
	Rotulação simplificada 
	Ácido clorídrico diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	HCl 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Cloreto de alumínio 
	0,1 mol L-1 em água 
	AlCl3
	Atenção 
	H315 Provoca irritação à pele
H319 Provoca irritação ocular grave
	
	
	
	Cloreto de amônio 
	Cristalino 
	NH4Cl
	Atenção 
	H302 Nocivo se ingerido.
H319 Provoca irritação ocular grave.
H401 Tóxico para organismos aquáticos.
	
	
	
	Cloreto de bário 
	0,1 mol L-1 em água 
	BaCl2
	Atenção
	H303 Pode ser nocivo se ingerido.
	
	
	
	Cloreto de cálcio 
	0,1 mol L-1 em água 
	CaCl2
	Perigo 
	H318 Provoca lesões oculares graves.
	
	
	
	Cloreto de estanho(II)
	0,1 mol L-1 em ácido clorídrico concentrado 
	SnCl2
	Perigo 
	H303 Pode ser nocivo se ingerido
H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos.
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
	
	
	
	Cloreto de estrôncio 
	0,1 mol L-1 em água
	SrCl2
	Atenção 
	H319 Provoca irritação ocular grave.
	
	
	
	Cloreto de magnésio 
	0,1 mol L-1 em água 
	MgCl2 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Hidróxido de amônio 
	2 mol L-1 em água 
	NH4OH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
H401 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
	Hidróxido de sódio 
	2 mol L-1 em água
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Hidróxido de sódio diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Nitrato de chumbo(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	Pb(NO3)2
	Perigo 
	H318 Provoca lesões oculares graves
H302 Nocivo se ingerido
H373 Pode provocar danos aos órgãos por exposição repetida ou prolongada
H411 Tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados
	
	
	
Material para Aula prática XI
Bastão de vidro, 
Béquer para guardar a solução de NaOH
Papel de indicador universal de pH.
Papel tornassol azul e vermelho 
Pinça 
Pinça para tubos de ensaio, 
Pipeta Pasteur 
Suporte para tubo de ensaio, 
Tubos de ensaio, 
COLETA DE RESÍDUOS 
SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS 
�
Aula Prática III: Precipitação e dissolução de hidróxidos I
Introdução teórica para as aulas práticas III – V 
	Com exceção dos metais alcalinos os metais formam hidróxidos in- ou pouco solúveis. Por exemplo, para alumínio o produto de solubilidade do hidróxido (Al(OH)3) é igual 3,7·10-33. Com isto se pode calcular o pH de uma solução de alumínio (0,1 mol L-1) para qual se esperaa precipitação do hidróxido de seguinte maneira: 
Sp = 3,7·10-33 = [Al3+]·[OH-]3		| [Al3+] = 0,1 mol L-1
[OH-]3 = Sp/0,1 = 3,7·10-32
[OH-] = (3,7·10-32)⅓ = 3,3·10-11
pH = 14 – pOH = 14 + log [OH-] = 14 – 10,47 = 3,5
Ou seja, hidróxido de alumínio já precipita no meio ácido. Da mesma maneira se pode calcular o pH para qual se espera a precipitação de hidróxido de estanho(II) com um produto de solubilidade de 1,4·10-28 o que leva para uma solução de Sn2+ da concentração 0,1 mol L-1 á um pH de 0,6. Para uma solução de [Sn(H2O)6]2+ (pKa = 1,7) dessa concentração o pH se calcula como 1,4 ou seja maior que o pH onde o hidróxido já precipita. Por isso sais de estanho como os de arsênio, antimônio e bismuto se dissolvem somente em soluções de ácidos fortes e para precipitação de seus hidróxidos o ácido no solvente deve ser neutralizado.
Exercício 1:
Para soluções (0,1 mol L-1) de Sb3+ e Bi3+ calcule o pH para qual se espera a precipitação do hidróxido.
	Alguns hidróxidos de metais como, por exemplo, de alumínio, estanho e chumbo ou de metais de transição são anfotéricos, ou seja, se dissolvem em excesso de íons hidróxidos formando complexos conforme Esquema 7. Considerado que numa solução de Al3+ (0,1 mol L-1) foi precipitado todo alumínio como Al(OH)3 a adição de OH- em excesso dissolve o precipitado formando [Al(OH)4]-. Para este complexo se pode escrever a constante de equilíbrio Ke conforme Equação 15. Na presença de hidróxido de alumínio sólido a concentração do Al3+ se calcula com o produto de solubilidade como: [Al3+] = Sp/[OH-]3. Assim a concentração do complexo pode ser escrito como função da concentração de hidróxido conforme Equação 16. 
Esquema 7. Formação de hidróxido-complexos para metais anfotéricos
Equação 15. Constante de equilíbrio para formação de tetrahidróxidoaluminato 
Equação 16. Concentração do complexo tetrahidróxidoaluminato como função da constante de equilíbrio, do produto de solubilidade e da concentração de OH-
	Com a Equação 16 o pH onde todo hidróxido de alumínio é dissolvido, assumindo uma concentração de 0,1 mol L-1, se estima na seguinte maneira:
0,1 = Ke · Sp · [OH-]
[OH-] = 0,1 : (Ke · Sp) = 0,1 : (1,0·1033 · 3,7·10-33) = 0,03 mol L-1
pH = 14 – pOH = 14 + log [OH-] = 14 – 1,6 = 12
Ou seja, numa solução de Al3+ da concentração 0,1 mol L-1 se observa a precipitação de Al(OH)3 num pH de 3,5 e num pH de 12 todo hidróxido se dissolveu na forma do complexo [Al(OH)4]-. Na realidade os equilíbrios na precipitação e dissolução são mais complicados como mostra a Figura 4 que ilustra a distribuição das espécies de alumínio como função do pH. Nesta Figura Al representa o complexo [Al(H2O)6]3+; AlH-1 o complexo [AlOH(H2O)5]2+, AlH-2 o complexo [Al(OH)2(H2O)4]+, AlH-3(s) o hidróxido de alumínio (Al(OH)3), AlH-4 o complexo [Al(OH)4]- e Al13H-32 um complexo multinuclear de Alumínio da fórmula [Al13O4(OH)4(H2O)12]7+, cuja estrutura é mostrada na Figura 5.
	
	
	Figura 4. Distribuição das espécies de alumínio (c = 0,005 mol L-1) como função do pH 
	Figura 5. Estrutura do complexo [Al13O4(OH)4(H2O)12]7+
Exercício 2:
Para solução de Pb2+ da concentração 0,1 mol L-1 estime:
O pH para precipitação do hidróxido 
O pH para dissolução completa, assumindo uma concentração do complexo de 0,1 mol L-1.
Tabela 3. Produto de solubilidade (Sp) ou solubilidade (S) para hidróxidos de metais dos grupos principais e as constantes de estabilidade (Ke) dos hidróxido complexos 
	Grupo 
	Cátion
	S ou Sp
	Ke
	Grupo 
	Cátion
	S ou Sp
	Ke
	1
	Li+
	12,5 g*
	-
	2
	Mg2+
	1,1·10-11
	-
	
	Na+
	100 g*
	-
	
	Ca2+
	0,160 g*
	-
	
	K+
	121 g*
	-
	
	Sr2+
	2,25 g*
	-
	
	Rb+
	173 g*
	
	
	Ba2+
	4,91 g* 
	-
	
	Cs+
	300 g*
	-
	13
	Al3+
	3,7·10-33
	1,0·1033
	14
	Sn2+
	1,4·10-28
	4,0·1024
	15
	As3+
	Insolúvel
	-
	
	Pb2+
	1,2·10-15
	2,0·1016†
	
	Sb3+
	4,0·10-42
	-
	
	
	
	
	
	Bi3+
	4,3·10-31
	-
*S em 100 g água; †[M(OH)4]2-
Exercício 3: 
Com os dados da Tabela 3 calcule para soluções saturadas dos hidróxidos de magnésio, cálcio, estrôncio e bário:
A concentração em %(m/m)
Considerando uma densidade de ≈ 1,3 g mL-1 a concentração molar dessas soluções.
Os “produtos de solubilidade”� para os hidróxidos de cálcio, estrôncio e bário
Em qual valor de pH se espera a precipitação dos hidróxidos para soluções dos metais alcalinos terrosos (c = 0,1 mol L-1)?
Calcule a massa de água (em g) necessário para dissolver 1 g do hidróxido dos metais alcalinos terrosos e classifique-os conforme Tabela 2.
Quando se usa em vez da solução de NaOH uma solução de NH4OH para precipitação dos hidróxidos a concentração de OH- fornecida pela base fraca amônia (pKb = 4,79) é menor. Para NaOH (2 mol L-1) a concentração de OH- depois da adição de 0,1 mL de NaOH diluído a 0,5 mL da solução do metal se calcula na maneira seguinte: 
[OH-] = (2 · 0,1/0,51) = 0,4 mol L-1
	Usando uma solução de amônia da mesma concentração a concentração de OH- é igual ·[NH3], e o grau de ionização  pode ser estimada como:  = √(Kb/cinicial). Assim a concentração de OH- depois da adição de 0,1 mL da solução de NH4OH (2 mol L-1) a 0,5 mL da solução do metal se calcula de seguinte maneira:
[OH-] = cinicial · √(Kb/cinicial) = 0,4 · √(1,62·10-5/0,4) = 2,5·10-3 mol L-1
Exercício 4
Para o relatório de cada uma das Aulas III – V calcule para os metais estudados se a precipitação do hidróxido é esperada depois da adição de 0,1 mL (1 gota) da solução de NH3 (2 mol L-1) a 0,5 mL da solução do metal (0,1 mol L-1).
	Nas reações de NH4OH se observa para diversos metais a formação competitiva de amin-complexos da fórmula geral [M(NH3)m]n+, que em alguns casos, especialmente na presença de NH4Cl inibem a precipitação do hidróxido. Um exemplo para inibição da precipitação do hidróxido é a adição de soluções de amônia a soluções de cobre(II) na presença de NH4+. Neste caso a formação do complexo acontece em passos como mostra Esquema 8. A formação dos diversos espécies dos amin-complexos como função do pH mostra a Figura 6.
Esquema 8. Formação de amin-complexos de cobre(II)
	
	
Figura 6. Distribuição das espécies dos amin-complexos de cobre(II) (0,05 mol L-1 de Cu2+; 0,5 mol L-1 de NH3/NH4+) como função do pH
Exercício 5
Escreve o equilíbrio da reação de amônia com água e explique porque a adição de NH4Cl diminua a concentração de OH- e aumenta a concentração de NH3.
Tabela 4. Produto de solubilidade e constantes de estabilidade para complexos hidróxido e amin de metais de transição
	Cátion 
	Grupo
	Sp
	[M(OH)m]x-
	Ke
	[M(NH3)n]y+
	Ke
	Cr3+
	6
	1,6·10-30
	[Cr(OH)]2+
	1,2·1010
	-
	-
	Mn2+
	7
	1,3·10-13
	-
	-
	-
	-
	Fe2+
	8
	3,2·10-14
	[Fe(OH)3]-
	1,0·1010
	[Fe(NH3)4]2+
	5,0·103
	Fe3+
	8
	1,4·10-37
	[Fe(OH)4]-
	2,5·1034
	-
	-
	Co2+
	9
	1,3·10-15
	[Co(OH)4]2-
	1,6·1010
	[Co(NH3)6]3+
	5,0·1033
	Ni2+
	10
	1,5·10-14
	[Ni(OH)3]-
	1,0·1011
	[Ni(NH3)4]2+
	1,9·108
	Cu2+
	11
	6,3·10-19
	[Cu(OH)4]2-
	2,5·1016
	[Cu(NH3)4]2+
	1,1·1013
	Ag+
	11
	2,2·10-8
	[Ag(OH)2]-
	9,8·103
	[Ag(NH3)2]+
	1,5·107
	Zn2+
	12
	3,3·10-17
	[Zn(OH)4]2-
	6,3·1014
	[Zn(NH3)4]2+
	1,0·109
	Cd2+
	12
	6,0·10-15
	[Cd(OH)4]2-
	5,0·108
	[Cd(NH3)4]2+
	4,0·106
	Hg2+
	12
	4,0·10-26
	[Hg(OH)3]-
	7,9·1020
	[[Hg(NH3)4]2+
	1,8·1019
Referências 
Atkins, P. W.; Jones, L.; Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Porto Alegre, Bookman 2012, capítulo 12
Brown, L. S.; Holme, T. A.; Química Geral Aplicada à Engenharia, São Paulo, Cengage Learning 2015, capítulo 12
Chang, R.; Goldsby, K. A.; Química, Porto Alegre, AMGH 2013, capítulo 16
Chang, R.; Química Geral, Porto Alegre, ArtMed 2010, capítulo 17
Kotz, J. C.; Treichel, P. M.; Townsend, J. R.; Treichel, D. A.; Química Geral e Reações Químicas v. 2, São Paulo, Cengage Learning 2016, capítulo 17
Rosenberg, J. L.; Epsteins,L. M.; Krieger, P. J.; Química Geral, Porto Alegre, Bookman 2013, capítulo 18
Descrição do Experimento
Precipitação de Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Al3+, Sn2+, Pb2+ com NaOH, NH4OH e NH4OH/NH4Cl
OBS! A SOLUÇÃO DE Sn2+ FOI PREPARADA COM ÁCIDO CLORÍDRICO CONCENTRADO. PORTANTO O ÁCIDO PRECISA SER NEUTRALIZADO ANTES QUE A PRECIPITAÇÃO DO HIDRÓXIDO PODE SER OBSERVADA
De cada solução de cátions coloca aproximadamente 0,5 mL em tubos de ensaios separados (um cátion por tubo ( no total 7 tubos de ensaios) e anota o pH inicial.
Mede o pH inicial e começa adicionar gota a gota (!) a solução de NaOH até a nítida formação de um precipitado e anote o pH.
Depois da formação do precipitado continua adicionando NaOH gota a gota (!) para verificar se o precipitado se dissolve. Em caso de dissolução anote o pH.
Anota os resultados em forma das tabelas nas próximas páginas respondendo as seguintes perguntas: 
Há formação de hidróxido? 
Qual composição (formula) possui o hidróxido? 
O hidróxido é estável no excesso de ânions de hidroxila? 
Qual é a composição (formula) do complexo formado?
Depois repete o procedimento substituindo a solução de NaOH pela solução de NH4OH
Depois repete o procedimento adicionando uma ponta de espátula de NH4Cl antes da adição de NH4OH
Anote as observações na forma da Tabela abaixo
Tratamento de resíduos 
NEUTRALIZAR TODAS AS SOLUÇÕES 
DESCARTAR AS SOLUÇÕES DE Mg, Ca, Sr e Sn SEM AMÔNIO NA REDE DE ESGOTO
DESCARTAR AS DEMAIS SOLUÇÕES EM SOLUÇÕES COM METAIS TÓXICOS
Relatório da Atividade
O relatório deverá conter os exercícios resolvidos, a descrição do experimento e das observações, a Tabela anexada devidamente preenchida e todos os cálculos realizados.
OBS! A AVALIAÇÃO DESSE EXPERIMENTO OCORRE EM FORMA DE PÓS-TESTE NA PRÓXIMA AULA PRÁTICA!
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Tabela 5. Resumo dos resultados da Aula prática III
	Grupo
	Cátion 
	NaOH
	NH4OH
	NH4OH/NH4Cl
	
	
	Precipitado
	Complexo
	Precipitado
	Complexo
	Precipitado
	Complexo
	2
	Mg2+
	
	
	
	
	
	
	2
	Ca2+
	
	
	
	
	
	
	2
	Sr2+
	
	
	
	
	
	
	2
	Ba2+
	
	
	
	
	
	
	3
	Al3+
	
	
	
	
	
	
	4
	Sn2+
	
	
	
	
	
	
	4
	Pb2+
	
	
	
	
	
	
�
Lista de reagentes para Aula Prática IV: Precipitação e dissolução de hidróxidos II
	Nome 
	Preparação
	Fórmula
	Advertência
	Frases de perigo
	Rotulação simplificada 
	Ácido clorídrico diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	HCl 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Cloreto de amônio 
	Cristalino 
	NH4Cl
	Atenção 
	H302 Nocivo se ingerido.
H319 Provoca irritação ocular grave.
H401 Tóxico para organismos aquáticos.
	
	
	
	Cloreto de antimônio(III)
	0,1 mol L-1 em ácido clorídrico concentrado 
	SbCl3
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos.
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
H412 Nocivo para os organismos aquáticos com efeitos prolongados
	
	
	
	Cloreto de cromo(III)
	0,1 mol L-1 em água 
	CrCl3
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Cloreto de ferro(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	FeCl2
	Atenção 
	H319 Provoca irritação ocular grave
	
	
	
	Cloreto de ferro(III)
	0,1 mol L-1 em água 
	FeCl3
	Perigo 
	H318 Provoca lesões oculares graves
	
	
	
	Cloreto de manganês(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	MnCl2
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Hidróxido de amônio 
	2 mol L-1 em água 
	NH4OH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
H401 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
	Hidróxido de sódio 
	2 mol L-1 em água
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Hidróxido de sódio diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Nitrato de bismuto(III)
	0,1 mol L-1 em ácido clorídrico concentrado
	Bi(NO3)3
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos.
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
	
	
	
	Trióxido de arsênio em ácido clorídrico 
	19,78 g As2O3 em 10 mL de ácido clorídrico concentrado e diluído para um litro
	As2O3
	Perigo 
	H301 Tóxico se ingerido
H315 Provoca irritação à pele
H319 Provoca irritação ocular grave
H350 Pode provocar câncer 
H402 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
Material para Aula prática XI
Bastão de vidro, 
Béquer para guardar a solução de NaOH
Conta-gotas, 
Papel de indicador universal de pH.
Papel tornassol azul e vermelho 
Pinça 
Pinça para tubos de ensaio, 
Suporte para tubo de ensaio, 
Tubos de ensaio, 
COLETA DE RESÍDUOS 
Soluções de matais tóxicos 
�
Aula Prática IV: Precipitação e dissolução de hidróxidos II
Descrição do Experimento
Precipitação de hidróxidos de Sb3+, Bi3+, As3+, Cr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+ com NaOH e NH4OH e NH4OH/NH4Cl
OBS! AS SOLUÇÕES DE As3+, Sb3+ E Bi3+ FORAM PREPARADAS COM ÁCIDO CLORÍDRICO CONCENTRADO. PORTANTO O ÁCIDO PRECISA SER NEUTRALIZADO ANTES QUE A PRECIPITAÇÃO DOS HIDRÓXIDOS PODE SER OBSERVADA
De cada solução de cátions coloca aproximadamente 0,5 mL em tubos de ensaios separados (um cátion por tubo ( no total 7 tubos de ensaios) e anota o pH inicial.
Mede o pH inicial e começa adicionar gota a gota (!) a solução de NaOH até a nítida formação de um precipitado e anote o pH.
Depois da formação do precipitado continua adicionando NaOH gota a gota (!) para verificar se o precipitado se dissolve. Em caso de dissolução anote o pH.
Anota os resultados em forma das tabelas nas próximas páginas respondendo as seguintes perguntas: 
Há formação de hidróxido? 
Qual composição (formula) possui o hidróxido? 
O hidróxido é estável no excesso de ânions de hidroxila? 
Qual é a composição (formula) e a cor do complexo formado?
Preenche a Tabela 7 anexada
Depois repete o procedimento substituindo a solução de NaOH pela solução de NH4OH
Depois repete o procedimento com NH4OH adicionando antes da adição do hidróxido uma ponta de uma espátula de NH4Cl à solução do metal 
Tratamento de resíduos 
NEUTRALIZAR E DESCARTAR EM SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS 
Relatório da Atividade
O relatório deverá conter os exercícios resolvidos, a descrição do experimento e das observações, a Tabela anexada devidamente preenchida e todos os exercícios e cálculos realizados.
OBS! A AVALIAÇÃO DESSE EXPERIMENTO OCORRE EM FORMA DE PÓS-TESTE NA PRÓXIMA AULA PRÁTICA!
�
Tabela 6. Resumo dos resultados da Aula prática IV
	Grupo
	Cátion 
	NaOH
	NH4OH
	NH4OH/NH4Cl
	
	
	Precipitado
	Complexo
	Precipitado
	Complexo
	Precipitado
	Complexo
	13
	As3+
	
	
	
	
	
	
	13
	Sb3+
	
	
	
	
	
	
	13
	Bi3+
	
	
	
	
	
	
	6
	Cr3+
	
	
	
	
	
	
	7
	Mn2+
	
	
	
	
	
	
	8
	Fe2+
	
	
	
	
	
	
	8
	Fe3+
	
	
	
	
	
	
�Lista de reagentes para Aula Prática V: Precipitação e dissolução de hidróxidos III
	Nome 
	Preparação
	Fórmula
	Advertência
	Frases de perigo
	Rotulação simplificada 
	Ácido clorídrico diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	HCl 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Cloreto de amônio 
	Cristalino 
	NH4Cl
	Atenção 
	H302 Nocivo se ingerido.
H319 Provoca irritação ocular grave.
H401 Tóxico para organismos aquáticos.
	
	
	
	Cloreto de cádmio 
	0,1 mol L-1 em água 
	CdCl2
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H340 Pode provocar defeitos genéticos
H350 Pode provocar câncer
H360 Pode prejudicar a fertilidade ou o feto
H372 Provoca danos aos órgãos por exposição repetida ou prolongada
H400 Muito tóxico para os organismos aquáticos
	
	
	
	Cloreto de cobalto(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	CoCl2
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H334 Quando inalado, pode provocar sintomasalérgicos, de asma ou
dificuldades respiratórias
H317 Pode provocar reações alérgicas na pele
H350 Pode provocar câncer
H360 Pode prejudicar a fertilidade ou o feto
H402 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
	Cloreto de cobre(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	CuCl2
	
	H401 Tóxico para organismos aquáticos
	
	
	
	Cloreto de mercúrio(II)
	0,1 mol L-1 em água 
	HgCl2
	Perigo 
	H301 Tóxico se ingerido
H310 Fatal em contato com a pele
H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H361 Suspeita-se que prejudique a fertilidade ou o feto
H373 Pode provocar danos aos órgãos por exposição repetida ou prolongada
H400 Muito tóxico para os organismos aquáticos
	
	
	
	Cloreto de níquel(II)
	0,1 mol L-1 em água
	NiCl2
	Perigo
	H334 Quando inalado, pode provocar sintomas alérgicas, de asma ou dificuldades respiratórias 
H350 pode provocar câncer
H400 Muito tóxico para organismos aquáticos 
	
	
	
	Cloreto de zinco
	0,1 mol L-1 em água 
	ZnCl2
	Atenção 
	H315 Provoca irritação à pele
H319 Provoca irritação ocular grave
H412 Nocivo para os organismos aquáticos com efeitos prolongados
	
	
	
	Hidróxido de amônio 
	2 mol L-1 em água 
	NH4OH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias
H401 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
	Hidróxido de sódio 
	2 mol L-1 em água
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Hidróxido de sódio diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Nitrato de prata
	0,1 mol L-1 em água
	AgNO3
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H410 Muito tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados.
	
	
	
Material para Aula prática XII
Bastão de vidro, 
Béquer para guardar a solução de NaOH
Conta-gotas, 
Papel de indicador universal de pH.
Papel tornassol azul e vermelho 
Pinça 
Pinça para tubos de ensaio, 
Suporte para tubo de ensaio, 
Tubos de ensaio, 
COLETA DE RESÍDUOS 
SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS 
�
Aula Prática V: Precipitação e dissolução de hidróxidos III
Descrição do Experimento
Precipitação de hidróxidos de Co2+, Ni2+, Cu2+, Ag+, Zn2+, Cd2+, Hg2+ com NaOH e NH4OH e NH4OH/NH4Cl
De cada solução de cátions coloca aproximadamente 0,5 mL em tubos de ensaios separados (um cátion por tubo ( no total 7 tubos de ensaios) e anota o pH inicial.
Mede o pH inicial e começa adicionar gota a gota (!) a solução de NaOH até a nítida formação de um precipitado e anote o pH.
Depois da formação do precipitado continua adicionando NaOH gota a gota (!) para verificar se o precipitado se dissolve. Em caso de dissolução anote o pH.
Anota os resultados em forma das tabelas nas próximas páginas respondendo as seguintes perguntas: 
Há formação de hidróxido? 
Qual composição (formula) possui o hidróxido? 
O hidróxido é estável no excesso de ânions de hidroxila? 
Qual é a composição (formula) e a cor do complexo formado?
Preenche a Tabela 7 anexada
Depois repete o procedimento substituindo a solução de NaOH pela solução de NH4OH
Depois repete o procedimento com NH4OH adicionando antes da adição do hidróxido uma ponta de uma espátula de NH4Cl à solução do metal 
Tratamento de resíduos 
NEUTRALIZAR E DESCARTAR EM SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS 
Relatório da Atividade
O relatório deverá conter os exercícios resolvidos, a descrição do experimento e das observações, a Tabela anexada devidamente preenchida e todos os cálculos realizados.
OBS! A AVALIAÇÃO DESSE EXPERIMENTO OCORRE EM FORMA DE PÓS-TESTE NA PRÓXIMA AULA PRÁTICA!
�
Tabela 7. Resumo dos resultados da Aula prática V
	Grupo
	Cátion 
	NaOH
	NH4OH
	NH4OH/NH4Cl
	
	
	Precipitado
	Complexo
	Precipitado
	Complexo
	Precipitado
	Complexo
	9
	Co2+
	
	
	
	
	
	
	10
	Ni2+
	
	
	
	
	
	
	11
	Cu2+
	
	
	
	
	
	
	11
	Ag+
	
	
	
	
	
	
	12
	Zn2+
	
	
	
	
	
	
	12
	Cd2+
	
	
	
	
	
	
	12
	Hg2+
	
	
	
	
	
	
�
Lista de reagentes para Aula Prática VI: Síntese de sais duplos
	Nome 
	Preparação
	Fórmula
	Advertência
	Frases de perigo
	Rotulação simplificada 
	Ácido clorídrico diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	HCl 
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Ácido nítrico concentrado 
	65 % em água 
	HNO3
	Perigo 
	H272 Pode agravar um incêndio; comburente
H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Ácido sulfúrico concentrado
	95 %
	H2SO4
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H402 Nocivo para organismos aquáticos
	
	
	
	Ácido sulfúrico diluído 
	1 mol L-1 em água 
	H2SO4
	Atenção
	H315 Provoca irritação à pele.
H319 Provoca irritação ocular grave.
	
	
	
	Dicromato de potássio 
	Cristalino 
	K2Cr2O7
	Perigo 
	H272 Pode agravar um incêndio; comburente
H301 Tóxico se ingerido
H312 Nocivo em contato com a pele
H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
H317 Pode provocar reações alérgicas na pele
H330 Fatal se inalado
H334 Quando inalado, pode provocar sintomas alérgicos, de asma ou
dificuldades respiratórias
H340 Pode provocar defeitos genéticos
H350 Pode provocar câncer
 H360 Pode prejudicar a fertilidade ou o feto
H372 Provoca danos aos órgãos por 
H410 Muito tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados.
	
	
	
	Etanol absoluto 
	≈ 99,9 %
	CH3CH2OH
	Perigo 
	H225 Líquido e vapores altamente inflamáveis 
H315 Provoca irritação à pele 
H320 Provoca irritação ocular. 
H336 Pode provocar sonolência ou vertigens 
	
	
	
	Hexacianidoferrato(III) de potássio 
	1 mol L-1 em água 
	K3[Fe(CN)6]
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Hidróxido de sódio diluído para neutralização 
	1 mol L-1 em água 
	NaOH
	Perigo 
	H314 Provoca queimadura severa à pele e dano aos olhos
	
	
	
	Lã de aço 
	
	Fe
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
	Sulfato de alumínio octadeca hidratdo 
	Cristalino 
	Al2(SO4)3(18 H2O
	Perigo 
	H315 Provoca irritação à pele
H318 Provoca lesões oculares graves
H335 Pode provocar irritação das vias respiratórias.
H411 Tóxico para os organismos aquáticos, com efeitos prolongados
	
	
	
	Sulfato de amônio 
	Cristalino
	(NH4)2SO4
	Atenção 
	H303 Pode ser perigoso por ingestão.
H402 Perigoso para os organismos aquáticos
	
	
	
	Sulfato de amônio (solução saturada) 
	756 g L-1 em água 
	(NH4)2SO4
	Atenção 
	H303 Pode ser perigoso por ingestão.
H402 Perigoso para os organismos aquáticos
	
	
	
	Sulfato de ferro(II) hepta hidratado
	Cristalino 
	FeSO4·7 H2O
	Atenção 
	H302 Nocivo se ingerido
H315 Provoca irritação à pele
H319 Provoca irritação ocular grave
	
	
	
	Sulfato de potássio 
	Cristalino 
	K2SO4
	
	Não classificado como substância perigosa
	
	
	
�
Material para Aula prática VI
–	Balança
-	Banho Maria 
–	Bastões de vidro
–	Béqueres 100 mL
–	Béqueres 1000 mL
–	Béqueres 200 mL
–	Béqueres 50 mL 
–	Béqueres 500 mL
–	Bico de Bunsen
-	Bomba de vácuo com kitasato e funil de Bünchner e papel de filtro
-	Gelo
-	Papel alumínio 
-	Papel tornassol azul e vermelho 
–	Pipetas Pasteur 
-	Placa aquecedor com agitação magnética e “peixinho” magnético 
–	Provetas graduadas de 10 mL
–	Provetas graduadas de 100 mL
–	Provetas graduadas de 50 mL
–	Termômetros 
–	Tripés com redes de amianto
COLETA DE RESÍDUOS 
SOLUÇÕES AQUOSAS COM METAIS TÓXICOS
�
Aula Prática VI: Síntese de sais duplos 
Algumas anotações para a realização das sínteses nas Aulas práticas VI e VII
Embora as sínteses realizadas nestes aulas são relativamente simples eles podem demorar mais tempo que a aula. Para permitir a continuação das sínteses