Química Inorgânica - Roteiro

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ROTEIROS EXPERIMENTAIS 
 
 
 
DISCIPLINA: 
 
QUÍMICA INORGÂNICA 
 
 
 
 
 
Autora: Profa. Sabrina Boto 
 
 
 
 
 
 
Roteiro 1: Medidas de Volumes aproximadas e precisas 
 
1. Objetivos: 
 Conhecer equipamentos e técnicas de medidas de volume em laboratório. 
 
2. Importante 
 Em trabalhos de laboratório, as medidas de volume aproximadas são 
efetuadas na quase totalidade dos casos com provetas graduadas, cálices 
graduados e de modo muito grosseiro, com béqueres com escala e, as medidas 
volumétricas chamadas precisas, com aparelhos volumétricos, que são: balões 
volumétricos, pipetas e buretas. 
 
3. Materiais e reagentes 
 Béquer de 250 mL com escala, erlenmeyer de 250 mL com escala, 
proveta de 100 mL com escala, pipeta volumétrica de 25 mL, pipetas graduadas, 
bureta de 50 mL, relógio com ponteiro de segundos, funil comum. 
 
4. Procedimento Experimental 
 
1) Medir 50 mL de água em um béquer e transferir para o erlenmeyer. 
Verificar o erro na escala. Transferir para a proveta graduada e fazer a 
leitura do volume. Verificar a precisão. 
2) Medir 50 mL de água na proveta graduada e transferir para o béquer. 
Verificar o erro na escala. Transferir para o erlenmeyer. Verificar a 
precisão. Colocar estes três aparelhos em ordem crescente de precisão. 
3) Pipetar 25 mL de água usando a pipeta volumétrica. Transferir para a 
proveta. Comparar a precisão das escalas. 
4) Pipetar com a pipeta graduada (transferindo para diferentes tubos de 
ensaio): 1 mL; 2 mL; 5 mL; 1,5 mL; 2,7 mL; 3,8 mL e 4,5 mL de água. Esta 
prática tem a finalidade de treinar o aluno para controlar volumes variáveis 
numa pipeta graduada. 
5) Encher uma bureta de água (acertando o menisco verificando se não há 
ar em parte alguma perto da torneira). Transferir o volume para o 
erlenmeyer e comparar a precisão das escalas. 
6) Encher novamente a bureta, acertar o menisco e escoar para o 
erlenmeyer, gota a gota, marcando o tempo de escoamento dos primeiros 
25 mL. Aguardar 30 segundos e ler novamente o volume escoado. 
Continuar o escoamento da água para um erlenmeyer, gota a gota, até 
completar 50 mL e ler novamente na bureta o volume escoado. 
 
5. Bibliografia 
 
- TRINDADE, D.F.; OLIVEIRA, F.P.; BANUTH, G.S.L.; BISPO, J.G. “Química 
básica experimental”. 2ª Ed. São Paulo: Ícone, 1998. 
- BRADY, J. & HUMISTON, G.E., “Química Geral”, Vol. 1, Capítulos 8 e 10. Rio 
de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1986. 
- RUSSEL, J. B. “Química geral”. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996. 
 
6. Anexos 
1. Classifique as vidrarias utilizadas para medição de volume de acordo com a 
precisão. 
2. Discorra sobre o conceito de precisão e exatidão e sua relação com as 
práticas de um analista no laboratório. 
3. Discuta quais foram as fontes de erro observadas na prática realizada. 
 
 
 
 
Roteiro 2: Preparação do Hidrogênio 
 
1. OBJETIVO 
 
Preparar hidrogênio gasoso a partir de reações entre zinco e alumínio metálicos 
e soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio. 
 
2. INTRODUÇÃO TEÓRICA 
 
O hidrogênio possui a estrutura atômica mais simples que qualquer outro 
elemento, sendo constituído por um núcleo contendo um próton com carga +1 e 
um elétron circundante. A configuração eletrônica pode ser representada como 
1s1. Os átomos de hidrogênio podem alcançar a estabilidade de três maneiras 
diferentes: 
 
 Formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com outro átomo; 
 Perdendo um elétron para formar H+; 
 Adquirindo um elétron para formar H-. 
 
O hidrogênio pode ser obtido por diversos métodos. A escolha do melhor método 
de produção do hidrogênio depende da quantidade desejada de produção e seu 
grau de pureza. 
 
3. MATERIAIS E REAGENTES 
 
3.1 Materiais por grupo 
 
 7 tubos de ensaio; 
 Estante para tubos de ensaio; 
 2 balões volumétricos de 100,0 mL. 
 
3.2 Reagentes 
 
 Espátula; 
 Zn em pó; 
 Al em pó; 
 NaOH; 
 HCl; 
 Pipeta graduada de 25,0 mL; 
 Pipeta graduada de 5,0 mL. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
a) Preparar as soluções de NaOH e HCl de concentração 2,0 mol/L cada. 
b) Pesar cerca de 8,0 g de NaOH e dissolvê-lo em um balão volumétrico de 100,0 
mL com água destilada; 
c) Pipetar cerca de 17,60 mL de HCl (CHCl = 37%) e diluir em um balão 
volumétrico de 100,0 mL com água destilada; 
d) Adicionar 1,0 g de Zn metálico em pó em dois tubos de ensaio e 1,0 g de Al 
metálico em pó em outros dois tubos de ensaio. 
e) Em um dos tubos de ensaio contendo zinco, adicionar 5,0 mL da solução de 
HCl, coletar o gás proveniente da reação entre o metal o ácido em outro tubo de 
ensaio e, este com a boca virada para baixo, aproximar um fósforo aceso à boca 
do tubo. Observar; 
f) No outro tubo contendo zinco (Zn) adicionar 5,0 mL da solução de NaOH, 
efetuar o mesmo procedimento anterior, recolher o gás com o tubo virado para 
baixo e acender um fósforo próximo a ele. Observar; 
g) O mesmo deve ser realizado em outros tubos de ensaio contendo alumínio 
(Al). Observar atentamente cada tubo e anotar o que ocorre. 
 
 
 
 
 
Roteiro 3: Identificação de Reações Químicas 
 
1. Objetivos 
Observar a ocorrência de reações químicas com formação de precipitado, 
formação de gás, neutralização entre ácidos e bases e transferência de elétrons 
(oxirredução). 
 
2. Importante 
 Uma das propriedades mais importantes da água é a capacidade de dissolução 
de uma grande variedade de substâncias. As soluções nas quais a água é o solvente 
são chamadas de soluções aquosas. 
 Três tipos principais de processos ocorrem em solução aquosa: reações de 
precipitação, ácido-base e oxirredução, as quais serão verificadas a seguir. 
 
3. Materiais e Reagentes 
 
Estantes para tubos de ensaio Solução de KI 
04 Tubos de ensaio Solução de Pb(NO3)2 
Fitas indicadoras de pH Solução de HCl 
Béqueres de 150 mL Solução de AgNO3 
Pipeta graduada de 5 mL Leite de magnésia (Mg(OH)2) 
Água destilada Sólido NaHCO3 
Bastão de vidro Fio de cobre 
 
4. Procedimento Experimental 
 
Parte I – Reação de precipitação. 
 Transferir a solução de Pb(NO3)2 para o tubo de ensaio até atingir uma 
altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida, adicionar aos poucos, a solução 
de KI até a formação de um precipitado. Deixe em repouso para que o mesmo 
se deposite no fundo do béquer. Anotar as observações. 
 
Parte II – Reação ácido-base. 
Medir o pH da solução de HCl e da suspensão de Mg(OH)2, 
separadamente, usando a fita indicadora. 
Transferir a suspensão de Mg(OH)2 para o tubo de ensaio até atingir uma 
altura de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, a solução 
de HCl até perceber a alteração de cor. Prosseguir com a adição até que a 
reação se processe completamente. 
Medir o pH da solução ao final da reação. Anotar as observações. 
 
Parte III – Reação ácido-base com formação de gás. 
 Transferir a solução de HCl para o tubo de ensaio até atingir uma altura 
de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar, aos poucos, o sólido NaHCO3. 
Anotar as observações. 
 
Parte IV – Reação de oxirredução. 
 Transferir a solução de AgNO3 para o tubo de ensaio até atingir uma altura 
de aproximadamente 3 cm. Em seguida adicionar o fio de cobre no interior do 
tubo. Anotar as observações. 
 
5. Bibliografia 
 
- BROWN, T.L.; LEMAY JR, H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química, a 
ciência central. São Paulo, Pearson Prentice Hall, 2005. 
- LEE, J. D.
Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed. São Paulo: Edgar 
Blücher Ltda, 1996. 
- ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. Porto Alegre, Bookman, 2001. 
 
6. Anexos 
 
1) Quais são os indícios de ocorrência de reações químicas nos tubos de ensaio 
observados? 
2) Pesquise sobre a ação dos antiácidos e o processo de corrosão do ferro ou 
ferrugem. 
 
 
 
 
Roteiro 4: Reações em Solução Aquosa SEM Transferência de 
Elétrons 
 
1. Objetivos 
Por meio dos experimentos, representar as equações químicas e classificá-las de 
acordo com as observações feitas durante a aula. 
 
2. Introdução Teórica 
Os químicos já investigaram centenas de reações e outros milhares esperam ser 
investigadas. Na indústria química usam-se várias reações para fabricar produtos úteis, 
e o simples ato de ler esta frase envolve um número indizível de reações no organismo. 
Depois de expor alguns princípios básicos para descrever as reações químicas, por 
meio das mesmas podem-se classificar os estados físicos dos reagentes e produtos. O 
que a reação não mostra são as condições da experiência ou as trocas de energia que 
tenham ocorrido. A reação química também não revela se esta ocorre rapidamente ou 
lentamente. 
É possível usar critérios quantitativos e qualitativos para detectar esta mudança. Esses 
fatos podem ser identificados como: formação de produtos gasosos; formação de 
precipitado; mudança de cor; mudança de odor; transferência de energia. 
 
Supondo-se A, B, C e D espécies químicas, observa-se o resumo das reações: 
 
 
 
3. Reações de Dupla Troca 
 
Nas reações de dupla troca, dois reagentes permutam seus íons ou radicais entre 
si, dando origem a dois novos compostos, sem que haja a transferência de elétrons 
entre estes. 
Para que essas reações ocorram, é necessário que pelo menos um dos produtos, 
quando comparado com os reagentes, apresente no mínimo uma das características a 
seguir: seja mais fraco (menos ionizado ou dissociado); seja mais volátil (passa com 
maior facilidade para o estado gasoso ou produz um gás); seja menos solúvel (ocorre a 
formação de um precipitado). 
 
4. Materiais e Reagentes 
 
Materiais Reagentes 
- Tubos de ensaio (10 por grupo); - Carbonato de cálcio (sólido); 
- Pinças metálicas; - Ácido clorídrico 3 M; 
- Tela de amianto; - Magnésio metálico; 
- Bico de bunsen; - Iodeto de potássio 5%; 
- Cadinho de porcelana; - Nitrato de chumbo II 5%; 
- Funil de vidro; - Cromato de potássio (sólido); 
- Papel de filtro - Cloreto de bário (sólido); 
- Espátula e pipeta de pauster. - Sulfato de cobre II penta hidratado (sólido). 
 
 
5. Procedimento Experimental 
a) Identificar os tubos de ensaio de A a G. 
b) Colocar uma pequena porção de carbonato de cálcio no tubo de ensaio A e 
adicionar 2 mL de água destilada. Agitar a solução e aquecê-la diretamente sobre a 
chama do bico de Bunsen. 
c) Adicionar ao tubo A (após seu resfriamento), 2 mL de solução de ácido clorídrico 
3 M e agitar a solução. 
d) Colocar uma pequena porção de magnésio em aparas no tubo de ensaio B. 
Adicionar 3 mL de Ácido Clorídrico 3 M. Agitar a solução. 
e) Colocar no tubo de ensaio C 1 mL de nitrato de chumbo II (5%) e 1 mL de iodeto 
de potássio 5%. 
f) Pesar 0,2 g e cromato de potássio e colocá-lo no tubo de ensaio D. Adicionar 3 
mL de água e agitar até a completa dissolução. 
g) Pesar 0,5 g de cloreto de bário e colocá-lo no tubo de ensaio E. Adicionar 3 mL 
de água e agitar até a completa dissolução. 
h) Misturar as soluções D e E no tubo de ensaio F. Agitar a solução. Após esse 
procedimento, filtrar a mistura em um funil de vidro com papel de filtro. 
Transferir o filtrado para um cadinho de porcelana e, em seguida, aquecer sobre 
tela de amianto até total evaporação do líquido. 
i) Colocar uma porção de sulfato de cobre (II) pentaidratado no tubo de ensaio G 
e aquecer diretamente sobre a chama do bico de Bunsen. Após obter o produto seco, 
adicionar gotas de água. 
 
6. Resultados 
 
 
 
 
 
 
 
Roteiro 5: Estequiometria 
1. Objetivos 
Observar diferentes reações químicas, analisar aspectos qualitativos e 
quantitativos das reações químicas. 
 
2. Importante 
 Uma equação química, tal como a apresentada abaixo, representa uma reação 
química sob dois aspectos: 
 NaOH + HCl  NaCl + H2O 
 Aspecto qualitativo – por meio das fórmulas químicas, indica quais são as 
substâncias (reagentes e produtos) envolvidas na reação. 
 Aspecto quantitativo – indica as quantidades relativas de reagentes consumidos 
e de produtos formados por meio dos coeficientes estequiométricos. 
Por meio do cálculo estequiométrico, pode-se determinar as quantidades de 
reagentes consumidos e de produtos formados nas reações químicas. Os 
cálculos estequiométricos podem ser de dois tipos: 
 A partir da massa de um dos reagentes, calculam-se as massas dos produtos 
da reação química. 
 A partir da massa de um dos produtos de uma reação química, calculam-se as 
massas dos reagentes. 
 O seguinte roteiro facilita a resolução de problemas de cálculo estequiométrico: 
 Escrever a equação que representa a reação química. 
 Encontrar os coeficientes estequiométricos que balanceiam a reação. 
 Identificar, no problema, quais são os dados e as incógnitas. 
 Relacionar os dados do problema com as incógnitas. 
 
3. Materiais e reagentes 
 Água destilada, argola para funil, béquer, bico de Bunsen, cápsula de porcelana, 
Erlenmeyer de 250 mL, estante para tubos de ensaio, tubos de ensaio, estufa, fita 
de magnésio, funil de vidro, papel de filtro, pisseta, proveta de 25 mL, suporte 
universal, tela de amianto, tripé. 
 Solução de ácido clorídrico 1 mol/L, solução de hidróxido de sódio 1 mol/L, 
solução de nitrato de chumbo 1 mol/L. 
 
4. Procedimento Experimental 
1ª parte 
a) Coloque 5 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol/L em um tubo de ensaio. 
Pese uma tira de magnésio. Mergulhe a tira de magnésio na solução ácida. 
Observe e anote o que ocorre. O término da reação pode ser observado pelo 
desaparecimento do magnésio. Escreva a equação química correspondente. 
Pelos cálculos estequiométricos, determine a massa dos produtos da reação, 
considerando um rendimento de 100%. 
b) Pese uma cápsula de porcelana seca. Transfira o conteúdo do tubo de ensaio 
para a cápsula de porcelana. Aqueça a cápsula, usando tripé, tela de amianto e 
bico de Bunsen, para evaporar o solvente. Observe o que restou na cápsula, 
após a evaporação do solvente. Deixe a cápsula esfriar e pese-a novamente. 
Determine a massa do produto sólido da reação. Compare a massa obtida com 
a previsão estequiométrica. Se for o caso, discuta por que a massa do produto 
obtido foi diferente da prevista pela estequiometria da reação. 
2ª parte 
a) Coloque 10 mL de solução de nitrato de chumbo 1 mol/L em um tubo de ensaio. 
Adicione 1 mL de solução de hidróxido de sódio 1 mol/L. Observe e anote o que 
ocorre. Escreva a equação química correspondente. Pelos cálculos 
estequiométricos, determine a massa dos produtos da reação, considerando um 
rendimento de 100%. 
b) Filtre a mistura obtida e lave o precipitado com 10 mL de água destilada. Após 
secagem do sólido obtido, em estufa, pese-o. Determine a massa do produto 
sólido da reação. Compare a massa obtida com a previsão estequiométrica. Se 
for o caso, discuta por que a massa do produto obtido foi diferente da prevista 
pela estequiometria da reação. 
 
5. Bibliografia 
OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. Editora Moderna, 1993. 
ROSITO, B. et al. Experimentos em química. v. 2. Editora
Sulina, 1981. 
RUSSEL, J. B. Química geral. Editora McGraw-Hill, 1982. 
 
6. Anexos 
1. Escreva as equações que representam as reações químicas observadas. 
2. Encontre os coeficientes estequiométricos que balanceiam as equações químicas.