16 11 RELATORIO DE QUÍMICA E TECNOLOGIA ORGÂNICA

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FACULDADE ÁREA 1 - WYDEN
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
HEBERT RIBEIRO
JÉSSICA CASTOR DA SILVA
JULIANA CRUZ FERREIRA
RENATA CALDAS
TASSIANE DE JESUS
RELATÓRIO
2º EXPERIMENTO: OBTENÇÃO, REATIVIDADE E COMPOSTOS
3º EXPERIMENTO: METAIS ALCALINOS REATIVIDADE E IDENTIFICAÇÃO.
4º EXPERIMENTO – ALUMÍNIO UM IMPORTANTE ELEMENTO DO GRUPO III A
5º EXPERIMENTO – ELEMENTOS DO GRUPO IV-A 
Salvador
2019�
HEBERT RIBEIRO
JÉSSICA CASTOR DA SILVA
JULIANA CRUZ FERREIRA
RENATA CALDAS
TASSIANE DE JESUS
RELATÓRIO
Relatório referente a um experimento no laboratório da disciplina de Química e Tecnologia Inorgânica, Área 1 - WYDEN, realizado no dia 01 de Novembro de 2019, com a orientação do Prof. Roberto Márcio.
Salvador
2019
SUMÁRIO
EXPERIMENTO 2 - OBTENÇÃO, REATIVIDADE E COMPOSTOS ............................4
OBJETIVOS.............................................................................................................4
INTRODUÇÃO .......................................................................................................4
MATERIAIS E REAGENTES ................................................................................5
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ..................................................................5
RESULTADOS E DISCUSSÕES ...........................................................................7
CONCLUSÃO .........................................................................................................8
EXPERIMENTO 3 - METAIS ALCALINOS REATIVIDADE E IDENTIFICAÇÃO......9
OBJETIVOS ............................................................................................................9
INTRODUÇÃO .......................................................................................................9
MATERIAIS E REAGENTES ..............................................................................10
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ................................................................10
RESULTADOS E DISCUSSÕES..........................................................................12
CONCLUSÃO .......................................................................................................14
EXPERIMENTO 4 - ALUMINIO: UM IMPORTANTE ELEMENTO DO GRUPO IIIA.....................................................................................................................................15
OBJETIVOS...........................................................................................................15
INTRODUÇÃO......................................................................................................15
MATERIAIS E REAGENTES...............................................................................15
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL..................................................................16
RESULTADOS E DISCUSSÕES .........................................................................18
CONCLUSÃO........................................................................................................19
EXPERIMENTO 5 – ELEMENTOS DO GRUPO IVA....................................................20
OBJETIVOS................................
INTRODUÇÃO..............................
MATERIAIS E REAGENTES...................................
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL..................................
RESULTADOS E DISCUSSÕES.............................
CONCLUSÃO....................................
REFERÊNCIAS................................................................................................................
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EXPERIMENTO 2 - OBTENÇÃO, REATIVIDADE E COMPOSTOS
1.1 OBJETIVOS
- Realizar reações químicas para obter o gás hidrogênio em laboratório;
 - Comparar A Reatividade Do Hidrogênio Atômico E Molecular; 
- Comprovar a ação redutora do hidrogênio; 
- Constatar a importância da água como solvente e como meio reacional.
1.2 INTRODUÇÃO
O Hidrogênio é o elemento químico de menor massa atômica (1 u) e menor número �� HYPERLINK "https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-numero-atomico.htm" atômico (Z=1) entre todos os elementos conhecidos até hoje. Diferentemente de todos os outros elementos, não apresenta similaridade com as características de nenhuma das famílias periódicas, ou seja, não pertence a nenhum grupo ou família da tabela.
Grande parte das tabelas periódicas posiciona o Hidrogênio na família IA (metais alcalinos), em virtude da semelhança em relação ao subnível mais energético do grupo, que é o s1.
O hidrogênio é o elemento em maior abundância na crosta terrestre, representando 75% da massa de nosso planeta, além disso, ele é de extrema importância para as mais variadas atividades industriais e ciclos naturais.
No laboratório usa-se vários métodos simples para se obter o gás hidrogênio, como por exemplo, a ação de ácidos diluídos sobre certos metais ou de solução alcalinas sobre alguns tipos de metais que apresentam um comportamento anfótero, tais como o alumínio, zinco e etc.
1.3 MATERIAIS E REAGENTES
- Rolha Para Inserir Tubo Em Formato De U; 
 Tubos De Ensaio De 10 Ml; 
 Pipeta volumétrica de 5 ml e 10 ml;
1.4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
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1.5 RESULTADOS E DISCUSSÕES
Na primeira reação entre o Ácido Clorídrico (HCl 2,0 mol.L-1 ) e zinco pudemos observar a formação de bolhas de gás. Dentre as normas da química inorgânica temos a fila de reatividade entre os compostos, principalmente entre um ácido e um metal, como mostrado abaixo:
Essa regra sugere que: metais reagem com ácidos, liberando gás hidrogênio. Entretanto, tal regra torna-se válida quando se tem um metal mais reativo do que o hidrogênio, conforme a ordem de reatividade mostrada abaixo:
(+) Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu> Hg > Ag > Pd > Pt > Au (-)
Dessa forma, pode-se observar que os metais zinco (Zn) e níquel (Ni) são mais reativos do que o hidrogênio, logo, podem reagir quimicamente com ácidos e descolar esse elemento em sua forma gasosa. No entanto, o mesmo não se pode falar dos metais cobre (Cu) e prata (Ag), sendo ambos menos reativos do que o hidrogênio e, portanto, não reagindo quimicamente com ácidos. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade.
 É sabido que a reatividade do Zn é maior que a do H de forma que o primeiro tem o poder de deslocar o H para formar novos compostos por oxirredução onde o zinco é o agente redutor e o hidrogênio o agente oxidante . Quando a concentração foi alterada houve mais quantidade de gás devido a maior concentração de íons H+ presentes na solução. As semi reações são:
Zn ( Zn2- + 2é 
2H+ + 2é ( H2 (g)
Quando o cobre foi adicionado à solução HCl não houve reação de devido à baixa reatividade deste metal que não tem o poder de reduzir o H.+
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1.6 conclusão
Este experimento teve como objetivo obter o gás hidrogênio á partir de reação de oxirredução, entre um ácido e um metal, podendo comparar a reatividade de acordo com a química inorgânica e comprovando a ação redutora do átomo de hidrogênio. O objetivo foi alcançado com sucesso, obtivemos o gás hidrogênio em laboratório utilizando o metal zinco e o ácido clorídrico, além de observar suas propriedades.
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EXPERIMENTO 3 - METAIS ALCALINOS REATIVIDADE E IDENTIFICAÇÃO
OBJETIVOS
Observar a reatividade do sódio metálico frente à água.
Observar as reações dos Hidróxidos de Metais Alcalinos.
INTRODUÇÃO
O primeiro grupo (1A) dos elementos químicos da tabela periódica é onde se encontra os Metais Alcalinos. Essa família é composta pelos seguintes metais: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K) , rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). O hidrogênio não faz parte desse grupo.
Os Metais Alcalinos
são chamados assim pois reagem facilmente com a água. Essa reação forma hidróxidos, que são substâncias básicas ou alcalinas, ao liberar o hidrogênio. Além disso, esses metais também reagem com oxigênio produzindo óxidos. Essa reação química é extremamente exotérmica, ou seja, libera uma grande quantidade de calor, além da formação do gás hidrogênio.
As principais características dos Metais Alcalinos são: baixa densidade, moles, muito reativos e eletropositivos. Os elementos que estão na parte de baixo do grupo 1A possuem a eletropositividade maior e são mais reativos que os elementos de cima dessa mesma família.
Como os metais alcalinos são muito reativos, é praticamente impossível encontrá-los isolados na natureza. Basicamente, sempre os encontramos formando uma substância química, como sais e óxidos, com outros elementos. Assim, temos que ter o cuidado de especificar as características gerais que os compostos formados por metais alcalinos apresentam de uma forma geral:
São muito solúveis em água; apresentam-se no estado sólido; quando dissolvidas em água ou fundidas (no estado líquido), apresentam boa condutividade elétrica; apresentam baixa dureza; apresentam alta ductilidade;
Boa parte dos compostos formados por eles apresenta-se na cor branca.
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2.3 MATERIAIS E REAGENTES
- Espátula
- Papel universal de PH
- Cápsula de porcelana pequena
- Tubo de ensaio
- Pipeta volumétrica de 5 mL
2.4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Etapa 1: Reações com Hidróxidos de Metais
 Transferiu 5 mL de cada da soluções de MgCl2, 
 CaCl2, FeCl3, Ni(NO3)2, para quatro tubos de ensaio
 respectivamente.
 Em seguida adicionou 2 mL de solução de NaOH – 2M em cada tubo de ensaio;
 Etapa 2: pH de soluções salinas de metais do grupo IA
 
 Em quatro tubos de ensaio foi
adicionado a cada um deles 
separadamente pequena quantidade
 dos seguintes sais (sólidos):
 
Medimos o PH da água destilada PH 6. 
 Em seguida foi adicionado 2 mL de
 água destilada e agitou os tubos de 
ensaio para dissolver os sólidos.
 
 Após dissolvido, foi medido o pH de cada solução salina com o Papel universal de PH e comparado com o pH da 
água destilada pura. 
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2.5 RESULTADOS e DISCUSSÕES
Etapa 1: Reações com Hidróxidos de Metais 
Para realização do experimento separou-se 4 Tubos de ensaio e escreveu os símbolos de cada solução que estava no tubo de ensaio: MgCl2, CaCla2 FeCl3 Ni ( NO3) ás mesmas foi adicionado 2M de NaOH para que fosse observado o que ocorreria. 
Adicionou 2 mL de solução de NaOH- 2M ao MgCl2 sem agitação MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 (aq)+ 2NaCl (aq) , sem agitação e houve formação de precipitado gelatinoso de coloração branca e uma pequena quantidade de sobrenadantes de colocação incolor. 
Adicionou 2 mL de solução de NaOH- 2M ao CaCl2 sem agitação CaCl2 + 2NaOH = 2NaCl (aq) + Ca(OH)2 (aq) sem agitação e houve formação liquida homogênea de aspecto gelatinoso com coloração branca. 
Adicionou 2 mL de solução de NaOH- 2M ao FeCl3 sem agitação FeCl3 + 2NaOH = Fe(OH)3 (aq)+ 2NaCl (aq) sem agitação e houve formação de precipitação de coloração ferrugem denso e com sobrenadantes de coloração laranja escuro. 
Adicionou 2 mL de solução de NaOH- 2M ao Ni( NO3)2 sem agitação Ni( NO3)2 + 2NaOH = Ni(OH)2 (aq) + 2NaNO3(aq) sem agitação e houve formação de precipitação de cor verde mais intenso com sobrenadante verde mais claro e ao decorrer do tempo ficou verde quase incolor, depois se tornando homogênea de coloração verde. 
Em todos as soluções ocorreu uma reação e dupla troca, um sal reagindo com uma base resultando em outro sal e outra base. 
Os Hidróxidos de Metais Alcalinos A função básica é caracterizada estruturalmente pela presença de um grupo denominado hidroxila (OH-) ao final da representação da molécula, em número igual à valência do cátion metálico. Tal composto recebe a nomenclatura de hidróxido de... (cátion metálico). Em relação às propriedades físicas gerais dos hidróxidos, estão o elevado pH (sempre acima de sete). Já com relação às propriedades químicas apresentadas por todos os hidróxidos, destaca-se a neutralização dos ácidos, com formação de sal e água
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Etapa 2: pH de soluções salinas de metais do grupo IA.
Para realização do experimento separou-se 4 Tubos de ensaio e escreveu os símbolos de cada sais (sólidos) que estava no tubo de ensaio: NaCl.( cloreto de sódio ), KCl ( Cloreto de potássio), K₂CO₃ ( Carbonato de potássio) e NaHCO3 ( Bicabornato de sódio) ás mesmas foi adicionado 2mL de água destilada e agitou-se os tubos para dissolver os sólidos para que fosse em seguida medido o pH de cada solução e comparando ao pH da água destilada medida pH = 6.
NaCl.( Cloreto de sódio ) pH = 7 (Neutro)
KCl (Cloreto de potássio) pH = 6 (Levemente acido)
K₂CO₃ (Carbonato de potássio) pH = 13 (Alcalino)
NaHCO3 (Bicabornato de sódio) pH = 8 (Levemente Alcalino)
O sódio por ser fortemente eletropositivo, desloca o hidrogênio da água a temperatura ordinárias, ocorrendo uma reação violenta capaz de desprender o hidrogênio. 
 A reação entre um ácido e uma base produz um composto iônico denominado sal. 
 NaOH(aq) + HCl(aq) = NaCl(aq) + H2O(l)
 (base) (ácido) (sal)
 Na+ cátion da base NaOH | Cl- ânion do ácido HCl
Embora a reação entre um ácido e uma base seja denominada “neutralização”, a solução do sal resultante não é necessariamente neutra.
 A solução de um sal apresentará pH diferente de 7 se os íons presentes na sua composição sofrerem hidrólise. Os sais que formam soluções ácidas têm um cátion capaz de reagir com a água aumentando a concentração de íons H3O+. Os sais que formam soluções básicas têm um ânion capaz de reagir com a água aumentado a concentração de íons OH-.
Se o sal for formado por:
1. Um cátion e um ânion que não reagem com água, espera-se que a solução aquosa do sal exiba pH = 7.
2. Um ânion que reage com água, produzindo OH- e um cátion que não reage com água, a solução do sal apresentará pH > 7.
3. Um cátion que reage com água, produzindo H3O+ e um ânion que não reage com água, a solução do sal apresentará pH < 7.
4. Um cátion e um ânion que reagem com água, haverá produção de H3O+ e OH- e neste caso, dependendo das quantidades relativas destas espécies, a solução do sal poderá ser ácida, básica ou neutra.
Ou seja Sais de Ácidos Fortes e Bases Fortes: têm caráter neutro no caso do Cloreto de Sódio, NaCl, Cloreto de Potássio, KCl e Sais de Ácidos Fracos e Bases Fortes: têm caráter
 básico ou alcalino no caso do Bicarbonato de Sódio, NaHCO3 e Sais de Ácidos Fortes e Bases Fracas: têm caráter ácido.
conclusão
Este experimento teve como objetivo, Observar a reatividade do sódio metálico frente a água e Observar as reações dos Hidróxidos de Metais Alcalinos. O objetivo foi alcançado com sucesso, observamos as reações e relações com o pH , sais e bases. 
EXPERIMENTO 4 - ALUMÍNIO: UM IMPORTANTE ELEMENTO DO GRUPO IIIA
OBJETIVO
- Observar o comportamento do alumínio frente à água, ar e soluções ácidas e básicas;
- Medir o pH de soluções contendo sais de alumínio;
- Utilizar composto de alumínio para tratamento de água por floculação;
- Verificar o caráter ácido/base do hidróxido de alumínio.
INTRODUÇÃO
O Alumínio tem seu nome derivado do latim alumen e há registros de seu uso desde o tempo das sociedades grega e romana. O alumínio é um metal representativo encontrado no grupo 13 (grupo do Boro) da tabela periódica. Possui número atômico 13 e número de massa 26,98 u.a. Foi primeiramente obtido por Hans Christian Orsted, um químico dinamarquês,
em 1825, porém de forma impura passando a ser realmente isolado por Friedrich Wohler em 1827, sendo este também responsável por obter pela primeira vez um composto orgânico em laboratório, a ureia.
Algumas de suas principais características estão listadas abaixo:
É sólido na temperatura ambiente;
Possui boa resistência à corrosão;
Reage rapidamente com o oxigênio formando óxido de alumínio;
É um metal dúctil e maleável;
O alumínio que é considerado o elemento metálico em maior quantidade na Terra é obtido naturalmente a partir de alguns minérios e o principal deles é a bauxita. Outros minérios onde ele é encontrado também possuem grande valor comercial por serem considerados pedras preciosas como por exemplo o rubi e a safira. O Brasil possui reservas de minérios de bauxita enormes como a de Poços de Caldas (MG) e também jazidas de pedras preciosas. Porém não está entre os principais produtores deste minério. mL
MATERIAIS E REAGENTES
- Espátula
- Béquer de 250 mL e de 500 mL
- Bastão de vidro
- Tubos de ensaio
- Pipetas de 5 mL
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Etapa 1: Reatividade do alumínio
 
Pedaçod
Etapa 2: pH de soluções contendo sais de alumínio
Etapa 3: pH de soluções contendo sais de alumínio
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Etapa 1: No tubo 1, contendo o pedaço de alumínio com 2 mL de água, percebeu-se que não houve nenhuma mudança, ou seja, não houve reação. 
No tubo 2, foi inserido um pedaço de alumínio com 2 mL de NaOH 30%, observou-se a formação de bolhas, isto é, desprendimento do gás hidrogênio, obtendo como produto final o aluminato de sódio, conforme a reação: 
2 Al(S)+ 2 NaOH(aq) + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4](S) + 3 H2(g)
A velocidade da reação é rápida, conforme o alumínio ia sendo consumido, a solução ia ficando turva.
No tubo 3, contendo ácido clorídrico e o pedaço de alumínio, inicialmente, não se notou reação aparente, mas após alguns minutos, ocorreu a formação de bolhas sobre a superfície do metal, ocorrendo lentamente a liberação do gás. Sua reação: 
2 Al(S) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
Etapa 2:
 Nesta etapa, colocamos em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de sulfato de alumínio, e em outro, uma pequena quantidade de cloreto de alumínio. Em ambos os tubos, adicionamos um pouco de água. Medimos o pH das soluções formadas, e as duas apresentaram pH 2, ou sejam, soluções ácidas.
Cloreto de alumínio reage violentamente com a água, formando-se o cloreto de hidrogênio.
O sulfato de alumínio, é um sal bastante importante e é um sal bastante utilizado no processo de floculação do tratamento de água potável.
Etapa 3:
Em dois béqueres separamos a agua barrenta que preparamos, e em um deles, adicionamos 5 mL de solução saturada de sulfato de alumínio e uma pequena quantidade de hidróxido de sódio. Após agitarmos simultaneamente, observamos o tempo de decantação nos dois recipientes. Foi observado que o recipiente contendo o a água barrenta junto com o sulfato de alumínio e o hidróxido de sódio, decantou mais rápido, em 40 segundos. Já o outro béquer contendo apenas agua barrenta, levou aproximadamente 10 minutos para finalizar a decantação. 
3.6 CONCLUSÃO
Pode-se concluir que o alumínio e seus compostos são muito reativos. Podemos perceber que ele reage tanto com ácidos quanto com bases, segundo as propriedades químicas do alumínio, ele reage com ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio e formando seu sal equivalente, uma demora na reação do alumínio com o ácido se deve ao tempo que leva para o ácido reagir com cada oxido que protege a superfície do alumínio, assim, removendo-o. O alumínio também se dissolve numa solução aquosa de NaOH, formando o aluminato, provando assim o seu caráter anfótero reagindo tanto com ácidos quanto com bases.
O sulfato de alumínio apresenta a característica de aderir-se às impurezas sólidas em suspensão presentes na água, facilitando com que o processo de decantação seja realizado com mais agilidade e eficácia.
Uma importância desse processo de separação de misturas, ocorre nas Estações de Tratamento de Água (ETA). Na floculação, que é a etapa anterior, adicionam-se à água que será tratada substâncias coagulantes, como o sulfato de alumínio (Al2(SO4)3), que forma flocos com as partículas de sujeira da água. Para separá-los, a água vai para os decantadores onde esses flocos sedimentam-se ou afundam pela ação da gravidade. 
EXPERIMENTO 5 – ELEMENTOS DO GRUPO IVA
REFERÊNCIAS
Site:https://www.google.com.br/search?client=opera&q=Hidrogênio%3A+obtenção%2C+reatividade+e+compostos+%0D&sourceid=opera&ie=UTF-8&oe=UTF-8. Acesso em: 05 de Novembro de 2019
Site: http://www.quimica.ufpr.br/fsnunes/cq133/Hidrogenio.pdf. Acesso em: 05 de Novembro de 2019
Site: https://www.infoescola.com/quimica/liberacao-de-hidrogenio-por-reacoes-entre-metais-e-acidos/ Acesso em : 05 de Novembro de 2019
Site: https://www.infoescola.com/quimica/hidroxidos-de-metais-alcalinos/. Acesso em: 08 de Novembro de 2019
Site:https://www.fcav.unesp.br/Home/departamentos/tecnologia/LUCIANAMARIASARAN/sais-e-hidrolise-salina.pdf. Acesso em: 11 de Novembro de 2019
Site:https://www.tabelaperiodicacompleta.com/metais-alcalinos/ Acesso em : 11 de Novembro de 2019
Site: https://www.infoescola.com/elementos-quimicos/aluminio/ Acesso em : 17 de Novembro de 2019
 Site: https://www.emsintese.com.br/2011/aluminio-em-acido-e-base/
Acesso em : 17 de Novembro de 2019
Site: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/sulfato-aluminio.htm
Acesso em : 17 de Novembro de 2019
Observou a reação de cada tubo.
cloreto de sódio, 
cloreto de potássio,
carbonato de potássio 
bicarbonato de sódio.
Pedaço de alumínio no tubo de ensaio 3
Pedaço de alumínio
no tubo de ensaio 2
Pedaço de alumínio no tudo de ensaio 1
1 mL de água destilada
1 mL de NaOH 30%
 1 mL de HCl 2M
Observe o comportamento do alumínio em cada tudo
Pequena quantidade de sulfato de alumínio
Pequena quantidade de cloreto de alumínio
Pouco de água
Pouco de água
Meça o pH de cada solução formada
400 mL de agua barrenta 
Divida este volume em duas partes iguais em béqueres de 250 mL
Em um dos béqueres, adicione 5 mL de solução saturada de sulfato de alumínio e uma pequena porção de hidróxido de cálcio sólido
Homogeneíze as misturas simultaneamente
Deixe as misturas em repouso e compare o tempo de decantação nos dois recipientes
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