Química Inorgânica de Materiais

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ESTM016-17 
QUÍMICA INORGÂNICA 
DE MATERIAIS 
 
 
APOSTILA DE LABORATÓRIO 
 
 
Prof. Everaldo Carlos Venâncio - CECS 
Prof. José Carlos Moreira - CECS 
Profa. Ligia Passos Maia - CECS 
 
Santo André 
2019 
2 
 
 
ÍNDICE 
 
Cronograma ................................................................................................................................ 3 
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO ..................................... 4 
METODOLOGIA ....................................................................................................................... 5 
DESCARTE DE MATERIAL.................................................................................................... 6 
BIBLIOGRAFIA – Para as atividades teóricas e práticas da disciplina .................................... 7 
Prática 1: Generalidades ............................................................................................................. 9 
Prática 2: Eletrólise de Soluções Salinas e Obtenção de Hidrogênio ....................................... 12 
Prática 3: Magnésio – Determinação da Massa Molar e Reatividade ...................................... 17 
Prática 4: Preparação de um Composto de Alumínio a partir da Bauxita ................................ 22 
Prática 5: Compostos de Carbono e Silício e suas Propriedades .............................................. 27 
Prática 6: Compostos de Nitrogênio ......................................................................................... 32 
Prática 7: Halogênios e suas Propriedades ............................................................................... 37 
Prática 8: Determinação da Fórmula de um Sal....................................................................44 
Prática 9: Preparo de Soluções.............................................................................................50 
Prática 10: Transferência de Elétrons em Reações de Oxirredução..........................................54 
Prática 11: Cobre – Compostos e Estados de Oxidação............................................................59 
Experimento Demonstrativo: Reatividade do Sódio .............................................................63 
Anexo 1: Exemplo de Fluxograma.......................................................................................64 
3 
 
CRONOGRAMA 2019_1 
 
Semana Data N° Prática Tema 
1 11/02/2019 1 Generalidades 
2 18/02/2019 2 
Eletrólise de Soluções Salinas e Obtenção de 
Hidrogênio 
3 25/02/2019 3 
Magnésio – Determinação da Massa Molar e 
Reatividade 
4 Feriado Sem aula 
5 11/03/2019 4 – parte I 
Preparação de um Composto de Alumínio a partir 
da Bauxita – Parte I 
6 18/03/2019 4 – parte II 
Preparação de um Composto de Alumínio a partir 
da Bauxita – Parte II 
7 25/03/2019 Vista de Relatório Em sala de aula a ser definida 
8 01/04/2019 5 
Compostos de Carbono e Silício e suas 
Propriedades 
9 Feriado Sem aula 
10 15/04/2019 6 Compostos de Nitrogênio 
11 22/04/2019 7 Halogênios e suas Propriedades 
12 29/04/2019 11 Cobre – Compostos e Estados de Oxidação 
Reposição 
07/05/2019 
(terça-feira) 
10 
Reatividade de Metais do Bloco d e Transferência 
de Elétrons em Reação de Oxi-Redução 
Reposição 
10/05/2019 
(sexta-feira) 
Vista de Relatório Em sala de aula a ser definida 
 
 
 
4 
 
SEGURANÇA E NORMAS DE TRABALHO NO LABORATÓRIO 
 
Leia integralmente o Guia de Segurança, Experimentos e Atividades (3ªed) da disciplina de 
Base Experimental das Ciências Naturais. 
Em resumo: 
Segurança 
 Conheça a localização dos chuveiros de emergência, extintores e lavadores de olhos. 
 Use sempre avental, mantenha os cabelos presos e use calçados fechados; 
 Os óculos são obrigatórios! 
 Usar a capela sempre que possível; 
 Nunca pipete com a boca, não cheire, nem experimente os produtos químicos; 
 Comes e bebes, só fora do laboratório; 
 Consulte o professor cada vez que notar algo anormal ou imprevisto; 
 Comunique qualquer acidente, por menor que seja ao professor; 
 Se utilizar chama, mantenha longe de qualquer reagente! 
 Nunca brinque no laboratório; 
 Evite o contato de qualquer substância com a pele; 
 Nunca aqueça o tubo de ensaio, apontando a extremidade aberta para um colega ou para si 
mesmo. 
 Cuidado ao aquecer vidro em chama: o vidro quente tem exatamente a mesma aparência do frio 
 
Procedimentos gerais 
 Siga rigorosamente as instruções fornecidas pelo professor 
 Pesquise sempre a toxicidade dos reagentes antes das práticas 
 Nunca abra um recipiente de reagente antes de ler o rótulo 
 Evite contaminar reagentes, nunca retorne o excedente aos frascos de origem 
 Adicione sempre ácidos à água, nunca água a ácidos 
 Não coloque nenhum material sólido dentro da pia ou nos ralos. 
 Não coloque resíduos de solventes na pia ou ralo; há recipientes apropriados para isso. 
 Não atire vidro quebrado no lixo comum. Deve haver um recipiente específico para 
fragmentos de vidro. 
 Verifique se as conexões e ligações estão seguras antes de iniciar uma reação/destilação 
 Ao terminar a prática, lave o material utilizado e deixe-o em ordem 
 
 
5 
 
Metodologia 
 
O trabalho no laboratório será feito em equipes de cinco alunos. É obrigatório o uso de avental, 
óculos de segurança e sapatos fechados. Os alunos não poderão trabalhar no laboratório usando: lentes 
de contato, bermudas, saias, sandálias, sapatilhas ou slipres.. 
Por razões de segurança, os alunos que não estiverem regularmente matriculados na disciplina 
não poderão frequentar as aulas práticas. 
Cada aluno deverá se preparar para a aula de laboratório elaborando, em seu caderno de aula, 
um fluxograma representando esquematicamente cada experimento conforme instruções no Anexo 1. 
Neste fluxograma deverão ser anotadas as observações feitas na aula experimental. 
Ao término da aula prática, as equipes farão um relatório orientado e sucinto sobre os resultados 
obtidos, a ser entregue na próxima aula de laboratório. 
 
 
6 
 
Descarte de Material 
 
Para cada resíduo: verifique se há frasco rotulado para descarte do resíduo na bancada lateral ou 
na capela. Por exemplo, solventes orgânicos, solventes halogenados ou metais pesados devem ser 
armazenados em frascos em separado. Em caso de dúvidas, consulte sempre o professor, o técnico ou 
monitor da disciplina. Cuidado com resíduos tóxicos ou irritantes! Se o material não contém resíduos 
tóxicos e você for instruído a jogar as soluções na pia, tome o cuidado de diluí-las com água e deixar 
escorrer bastante água corrente, após o descarte. 
As soluções básicas devem ser misturadas com as ácidas e depois serão tratadas para descarte, 
pelo técnico do laboratório, de acordo com o procedimento abaixo. 
 
Descarte de soluções ácidas ou básicas 
 
O descarte de soluções ácidas ou básicas deve ser realizado da seguinte maneira (use sempre 
óculos de segurança e, se necessário, luvas adequadas): 
1. Se a solução a ser descartada contém ácido mineral (ácidos clorídrico, sulfúrico, nítrico ou 
acético, por exemplo) em uma concentração superior a 1 mol L
-1
, dilua com água até a concentração da 
solução alcançar aproximadamente este valor (não se esqueça: o ácido concentrado deve ser adicionado 
à água e não o contrário!). 
2. Neutralize, então, a solução ácida com uma solução básica diluída de hidróxido de sódio (~ 
5%) ou pela adição de carbonato de sódio sólido. A base deve ser adicionada lentamente, sob agitação e, 
se necessário, usando um banho de gelo para manter a temperatura abaixo de 40
o
C. No final do 
processo, pH da misturadeve ser ~ 7. 
3. Para descartar soluções básicas, proceda de maneira análoga à descrita para os ácidos: 
diluição com água até atingir uma concentração 1 mol L
-1
 e neutralização com solução 1 mol L
-1
 de 
ácido clorídrico ou acético. 
4. As soluções neutralizadas podem, então, ser descartadas na pia, mantendo-se o fluxo de água 
por alguns segundos. Nos processos de neutralização, quando possível, use soluções ácidas ou básicas 
que estejam aguardando o descarte ao invés de soluções “limpas”. 
 
Referência: 
M.A. Armour, J. Chem. Educ. 65 (1988) A64. 
 
7 
 
BIBLIOGRAFIA – Para as atividades teóricas e práticas da disciplina 
 
Fundamentos teóricos e detalhes experimentais 
1. PETER ATKINS E LORETTA JONES, Princípios de Química, Questionando a vida e o 
meio ambiente, Bookman, Porto Alegre, 5ª Ed, 2011. 
2. F. A. COTTON, Advanced inorganic chemistry. 6th ed. New York: Wiley, 1999. 
3. HUHEEY, Inorganic Chemistry: Principles of Structure and Reactivity, 4a Ed, Editora 
Harper, 1993. 
4. D. F. SHRIVER, P. ATKINS, Química Inorgânica, Ed Artmed, 2003. 
5. J. D. LEE, Química Inorgânica Não Tão Concisa. Edgard Blucher Ltda, 3 ed., São Paulo, 
1980 
6. C. J. JONES, Química dos Elementos dos Blocos D e F, Ed Bookman, 2002. 
7. N. N. GREENWOOD, A. EARSHAW, Chemistry of the elements. 2 ed. Elsevier, Londres:, 
1997. 
8. J.C. KOTZ, P. TREICHEL Jr. e Gabriela C. WEAVER - Química Geral e Reações 
Químicas. 6ª. ed. Cengage Learning, 2006. Volumes 1 e 2. 
J. D. LEE - Química Inorgânica Não Tão Concisa. Edgard Blucher Ltda, 3ª. ed., São Paulo, 
1980. 
A. BURROWS, J. HOLMAN, A. PARSONS, G. PILLING, G. PRICE, Chemistry, Oxford, 
New York, 2009. 
P. W. ATKINS e L. JONESs - Chemistry: Molecules, Matter, and Changes, W.H. Freeman, 
NewYork, 4a. Ed., 2000. 
T.L. BROWN, H.E. LeMAY Jr., B.E. BURSTEN e J.R. BURDGE, Química – uma ciência 
central, Pearson-Prentice Hall, São Paulo, 9a. Ed., 2005. 
K.H. BÜCHEL, H.H. MORETTO e P. WODITSCH – Industrial Inorganic Chemistry, Wiley, 
Weinheim, 2000. 
 
Informações técnicas (propriedades físicas, toxicidade, preço, nomenclatura) 
1. CRC Handbook of Chemistry and Physics 
2. Aldrich Handbook of Fine Chemicals and Laboratory Equipment 
3. IUPAC Gold Book - http://goldbook.iupac.org/ 
 
 
8 
 
Bases de Dados/Referências 
1. The Web os Science (www.isiknowledge.com) 
2. SciELO - Scientific Electronic Library Online (www.scielo.org) 
 
Outras referências 
- SYMYX-DRAW (software para edição de estruturas orgânicas) pode ser obtido 
gratuitamente mediante registro no site www.symyx.com/micro/getdraw/ 
 
 
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Prática 1: Generalidades 
1. Objetivos específicos: O aluno aprenderá a: 
a) Empregar os equipamentos mais comuns de um laboratório químico; 
b) Utilizar um laboratório químico com segurança. 
 
2. Equipamentos comuns em um laboratório químico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. Algumas recomendações: 
a) Gerais: 
 Estudar o roteiro da aula prática e a teoria correspondente, antes da aula ser 
realizada; 
 Vestir obrigatoriamente calça comprida, sapato ou tênis e guarda-pó. Não será 
permitida a entrada no laboratório de calça curta, bermuda, saia, sandália ou sem 
guarda-pó; 
 Ser pontual em relação ao horário de chegada no laboratório para não perder as 
explicações iniciais; 
 Pedir esclarecimentos sempre que for preciso para o professor ou o técnico de 
laboratório; 
 Conferir o material recebido; 
 Não fumar durante a aula prática; 
 Anotar os resultados e as observações dos experimentos em um caderno próprio; 
 Ter cuidado para evitar acidentes pessoais e com os colegas; 
 Limpar o material e a bancada ao acabar o experimento; 
 Preparar um relatório individual ao final da experiência, consultando roteiro, 
caderno e colegas de grupo; 
 Evitar faltas, pois não haverá reposição de aulas. 
b) Normas de Segurança: 
 Não trabalhar com material de vidro ou porcelana, que esteja rachado, quebrado ou 
com pontas e arestas cortantes; 
 Fechar com cuidado as torneiras de gás para não haver vazamentos; 
 Não deixar aceso um bico de bunsen, que não esteja em uso; 
 Não acender um bico de bunsen perto de material inflamável; 
 Não pegar diretamente com a mão objetos de vidro recém-aquecidos; 
 Não comer no laboratório; 
 Não provar ou ingerir substâncias de laboratório; 
 Não aspirar gases ou vapores diretamente; trazê-los até o nariz, movimentando a 
mão; 
 Evitar o contato de qualquer substância com a pele; 
 Limpar imediatamente o local onde ocorrer derramamento de reagente; 
 Jogar um líquido na pia sempre acompanhado de um fluxo de água; materiais sólidos 
devem ser jogados no lixo; 
 Não colocar a boca em pipetas; usar a pipeta com uma pera de borracha ou uma 
seringa; 
 Nunca colocar água em ácido e sim ácido em água, aos poucos e sob agitação 
constante. 
c) Em caso de acidente: 
 Chamar imediatamente o professor! 
 Corte ou ferimento, mesmo leve, deve ser desinfetado e coberto; 
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 Queimadura por fogo ou material quente deve ser tratada com vaselina ou pomada 
própria; 
 Não perder a calma! 
 
4. Relatório: 
Em uma folha padrão de relatório, responda o seguinte: 
a) Escreva o nome dos materiais abaixo: 
 
 
 ______________ ______________ ______________ 
 
Cite uma norma de segurança envolvendo: 
b) Bico de bunsen; 
c) Reagentes; 
d) Gases ou vapores; 
e) Ácidos. 
 
Referências 
1. De Farias, R. F. Práticas de Química Inorgânica. 4 ed. Campinas: 
Editora Átomo, 2013. 
2. Livros de Química Inorgânica indicados para esta disciplina. 
3. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, 
v. 1. 
 
 
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Prática 2: Eletrólise de Soluções Salinas e Obtenção de Hidrogênio 
 
Objetivos 
Estudar a eletrólise de sais e identificar os compostos formados. Estudar alguns 
métodos de obtenção, no laboratório, de gás hidrogênio. 
 
Aspectos teóricos 
A eletroquímica estuda as reações que envolvem a produção ou o uso da 
eletricidade. As reações que produzem eletricidade são aquelas que ocorrem nas pilhas e 
baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido 
são as chamadas reações de eletrólise. Os fenômenos que ocorrem pela passagem da 
eletricidade através de um líquido podem ser estudados e compreendidos com o uso de 
um gerador de corrente elétrica contínua, que pode ser uma pilha, uma bateria ou um 
retificador de corrente alternada. 
O processo de redução eletrolítica de íons metálicos presentes em uma solução 
aquosa é empregado com o objetivo de obtenção de metais. A redução eletrolítica de 
íons aquosos é um processoque se baseia nos seguintes fatos: o solvente água é 
abundante, muitos compostos se dissolvem nela de modo a formar íons e o produto de 
solubilidade (na água) de um grande número de substâncias é elevado. O processo 
acontece em uma célula eletrolítica, composta por um tanque, que retém o eletrólito, e 
dois eletrodos: o cátodo e o ânodo. Sob a influência do campo elétrico que se cria entre 
os dois eletrodos, ao ser conectada uma fonte de tensão entre eles, os cátions migram 
para o catodo – onde se reduzem – e os ânions (fornecidos por halogênios ou pela água) 
migram para o anodo – onde se oxidam. 
As leis de Faraday, que não serão avaliadas neste momento, relacionam a 
quantidade (massa) de material que pode ser depositado (sob condições ideais) com a 
passagem da corrente elétrica. 
Os produtos da eletrólise se depositam sobre os eletrodos (se sólidos), com 
maior ou menor aderência, ou se desprendem sob a forma de bolhas (se gasosos). A 
produção de metais por meio da eletrólise exige matérias primas isentas de impurezas, 
pois caso elas sejam mais ‘nobres’ do que o metal a ser produzido, sob o ponto de vista 
eletroquímico, se depositarão primeiro, reduzindo a pureza do metal. Essa é, portanto, a 
base para a seletividade do processo. Por outro lado, como somente elétrons são 
fornecidos ao sistema, há uma tendência de que os metais produzidos por esse processo 
tenham um alto grau de pureza. Os metais produzidos por redução eletrolítica, 
industrialmente, a partir de soluções aquosas, são: Cu, Ni, Co, Zn, Mn e Fe (alguns 
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deles são obtidos dessa forma apenas para o uso em aplicações muito especiais como, 
por exemplo, para padrões em análises químicas). 
A maioria das reações de halogênios é do tipo de oxiredução. Usa-se a 
oxirredução mediante a eletrólise para se produzir flúor e cloro. O cloro, por exemplo, é 
obtido pela eletrólise do cloreto de sódio fundido (dissolvido em CaCl2 para baixar o 
ponto de fusão). O sódio fundido é produzido num eletrodo e o cloro é recolhido em 
outro. O flúor gasoso é preparado também através da eletrólise de fluoretos fundidos, 
mas há métodos mais simples para a preparação do bromo e do iodo. A oxirredução 
química, que geralmente usa o cloro como agente oxidante, é um meio eficiente para 
obter Br2 e I2, uma vez que o cloro é relativamente barato. As reações são: 
2 I
-
(aq) + Cl2 (g) → I2 (s) + 2 Cl
-
 (aq) 
2 Br
-
 (aq) + Cl2 (g) → Br2 (g) + 2 Cl
-
 (aq) 
 
Parte 1: Eletrólise do cloreto de sódio em solução 
Procedimento experimental 
1. Em um béquer, coloque 10 mL de água, 3 pontas de espátula de NaCl e 2 gotas de 
solução de fenolftaleína. Agite com o bastão até completa dissolução do NaCl. 
2. Prenda o tubo em U em um suporte universal. Adicione no tubo a solução 
preparada até 0,5 cm das bordas. Coloque os eletrodos de grafite nas duas 
extremidades do tubo, preso pelas garras dos terminais da fonte. Ligue os terminais 
à bateria e observe todas as alterações ocorridas. Aguardar 5 minutos e, com auxílio 
de uma pipeta pasteur, retire um pouco da solução na extremidade com menor 
intensidade de cor da fenolftaleína. 
3. Em três tubos de ensaio adicione 3 a 5 gotas dessa solução em cada um. A seguir 
adicione alguns cristais de iodeto de potássio no tubo de ensaio 1 e agite. Adicione 
um pouco de amido nos tubos de ensaio 1 e 2 e observe. Adicione 2 gotas de azul 
de bromotimol no tubo 3 e observe. 
 
Parte 2: Eletrólise do iodeto de potássio em solução 
Procedimento experimental 
1. Monte o dispositivo para eletrólise, utilizando um tubo em U, eletrodos de 
carbono e uma bateria. 
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2. Encha o tubo até 0,5 cm das bordas com solução 0,5 mol L-1 de iodeto de 
potássio, feche o circuito e deixar a eletrólise se processar durante cerca de 10 
minutos; 
3. Anote qualquer mudança de coloração observada em qualquer um dos eletrodos. 
Onde está ocorrendo a oxidação (lado do anodo) e onde está ocorrendo a 
redução (lado do catodo)? 
4. Retire os eletrodos e utilize uma pipeta pasteur para retirar cuidadosamente a 
solução do lado onde estava o catodo. Teste o pH da solução usando papel 
indicador. A seguir, acrescente algumas gotas de solução de cloreto férrico e 
observe o resultado. 
5. Com uma pipeta pasteur, retire do outro lado (anodo) 1 mL do líquido marrom e 
coloque no tubo de ensaio. Acrescente 1 mL de hexano, arrolhe e agite o tubo de 
ensaio por alguns segundos. Deixe descansar e observe a cor das duas camadas 
líquidas. 
 
 
Descarte de Material: Verifique a localização do frasco rotulado para descarte dos resíduos ao 
lado da pia. 
 
Questões: 
1. Quais produtos são formados no cátodo e no ânodo em ambas as eletrólises 
realizadas? 
2. Por que ocorre mudança de coloração da fenolftaleína nas extremidades do 
tubo da eletrólise do NaCl? 
3. Quais foram os resultados dos testes efetuados nos tubos de ensaio em cada 
eletrólise? Apresente sempre as reações. 
4. Quais produtos seriam gerados na eletrólise ígnea do NaCl e do KI? 
5. Quais são as aplicações industriais dos produtos oriundos da eletrólise do 
NaCl aquoso? E da sua eletrólise Ígnea? 
 
Referências 
1. Livros de Química Inorgânica indicados para esta disciplina. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1. 
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Prática 3: Magnésio: Determinação da Massa Molar e Reatividade 
 
1. Objetivos específicos: O aluno aprenderá a: 
a) Determinar a massa molar de um metal; 
b) Determinar indiretamente a massa atômica de um metal. 
 
2. Sinopse teórica. 
Enquanto a espectrometria de massa é um método dispendioso, direto e absoluto para a 
determinação de massas atômicas e moleculares, diversos métodos econômicos, 
indiretos e relativos produzem resultados satisfatórios no laboratório químico comum. 
Um desses métodos, que permite a determinação da massa atômica de diversos metais, 
consiste em se fazer reagir totalmente o metal com ácido concentrado em uma 
aparelhagem como a seguinte. 
 
 
 
 
 
O metal atacado pelo ácido reage 
completamente, gerando gás 
hidrogênio 
 
 
 
início  fim 
 
As informações experimentais são usadas no seguinte equacionamento: 
  
4
Água
ColunaÁguaGásLocal
107,5hgd
pppp


 
pLocal – pressão local, medida em mmHg 
pGás – pressão do hidrogênio, a ser calculada 
pÁgua – pressão de vapor, tabelada em mmHg 
pColuna – pressão da coluna, calculada em mmHg 
dÁgua – densidade, tabelada em g/mL ou g/cm
3
 
g – aceleração da gravidade, medida em cm/s2 
h – altura da coluna de água, medida em cm 
7,5  10-4 – fator de conversão para mmHg 
CNTP
CNTPCNTP
Gás
GásGás
T
vp
T
vp 


 
vGás – volume de hidrogênio, lido em mL 
TGás – temperatura ambiente na escala kelvin 
pCNTP – pressão atmosférica de 760 mmHg 
vCNTP – volume a ser calculado em mL 
TCNTP – temperatura absoluta de 273,15 K (0ºC) 
Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2 
m g  vCNTP 
MM g  VM mL 
Supondo que o metal usado seja o magnésio, 
m – massade Mg em gramas, que reagiu 
MM – massa molar a ser calculada 
VM – volume molar de 22,414 L ou 22414 mL 
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Átomos, moléculas e íons são partículas tão pequenas, que se contam em números 
grandes, como a constante de Avogadro. 6,0  1023 partículas podem ser expressas em: 
a) quantidade, chamada mol; b) massa, chamada massa molar (gramas); c) volume, 
chamado volume molar (litros). 
A massa atômica/molecular é a massa de um átomo/molécula. Sua unidade u vale 1/12 
da massa de um átomo de carbono isótopo 12. Portanto, a massa atômica/molecular 
indica quantas vezes a massa de um átomo/molécula é maior do que a padrão, 1/12 
12
C. 
Numericamente, os valores da massa atômica/molecular e da massa molar são iguais, 
porém com unidades e conceitos diferentes. 
Por exemplo, a massa atômica do magnésio é 24 u e a sua massa molar é igual a 24 g. A 
primeira indica a massa de um átomo e a segunda indica a massa de 6,0  1023 átomos. 
 
 
3. Procedimento: 
d) Lixe um pedaço de magnésio até obter uma superfície brilhante. Pese entre 0,04 e 
0,08 g de magnésio lixado, limpo e seco. Não segure o magnésio diretamente com a 
mão. Use a pinça; 
e) Lave muito bem o interior do funil com detergente. Não é preciso secá-lo. Na saída 
do funil, prenda o pedaço de gaze com o anel de borracha; 
f) Coloque a amostra de magnésio sobre um pedaço de papel sulfite e dobre-o uma 
vez, coloque-o no béquer e cubra-a com o funil invertido. Encha o béquer com água 
de torneira um ou dois centímetros acima da saída do funil. Ponha o béquer sobre o 
suporte universal; 
g) Encha a proveta de água e cubra-a com um pedaço pequeno de papel pouco 
absorvente, como papel sulfite ou celofane. Não pode haver bolhas de ar na proveta 
com o papel; 
h) Inverta a proveta e coloque-a no béquer abaixo do nível da água. Retire o papel, 
encaixe a proveta sobre o funil invertido e prenda-a na garra do suporte universal. 
Não pode haver bolhas de ar no sistema; 
i) Pipete aproximadamente 10 mL de HCl concentrado com auxílio da pera de 
borracha. Use o vidro de relógio para transportar a pipeta cheia de ácido até a sua 
bancada; 
j) Com a pera de borracha, empurre devagar os 10 mL de HCl concentrado dentro do 
béquer com água, bem junto à borda do funil. Cuide para não introduzir bolhas de ar 
sob o funil; 
k) Depois que todo metal tiver reagido, desprenda as eventuais bolhas retidas no funil, 
batendo nele com a bagueta; 
l) Meça: o volume de gás, a altura da coluna de água na proveta, a temperatura e a 
pressão ambientes. Calcule a massa molar do magnésio e a sua massa atômica. 
 
4. Relatório: 
Em uma folha padrão de relatório, responda o seguinte: 
c) Qual é a finalidade de lavar o funil com detergente? 
d) Para que serve a gaze na saída do funil? 
e) Por que se utiliza ácido clorídrico concentrado em vez de diluído? 
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17 
 
f) Qual parcela da primeira equação é mais importante: pressão de vapor ou coluna 
de água? 
g) Expresse com suas unidades corretas a massa molar e a massa atômica do 
magnésio, obtidas através desta experiência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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18 
 
Tabela de densidades e de pressões de vapor da água em função da temperatura 
Temperatura (ºC) Densidade (g/mL) Pressão de vapor (mmHg) 
0 0,99984 4,579 
1 0,99990 4,926 
2 0,99994 5,294 
3 0,99997 5,685 
4 0,99998 6,101 
5 0,99997 6,543 
6 0,99994 7,013 
7 0,99990 7,513 
8 0,99985 8,045 
9 0,99978 8,609 
10 0,99970 9,209 
11 0,99961 9,844 
12 0,99950 10,518 
13 0,99938 11,231 
14 0,99925 11,987 
15 0,99910 12,788 
16 0,99895 13,634 
17 0,99878 14,530 
18 0,99860 15,477 
19 0,99841 16,477 
20 0,99821 17535 
21 0,99800 18,650 
22 0,99777 19,827 
23 0,99754 21,068 
24 0,99730 22,377 
25 0,99705 23,756 
26 0,99679 25,209 
27 0,99652 26,739 
28 0,99624 28,349 
29 0,99595 30,043 
30 0,99565 31,824 
31 0,99534 33,695 
32 0,99503 35,663 
33 0,99471 37,729 
34 0,99437 39,898 
35 0,99403 42,175 
36 0,99369 44,563 
37 0,99333 47,067 
38 0,99297 49,692 
39 0,99256 52,442 
40 0,99222 55,324 
 
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19 
 
Prática 4: Preparação de um Composto de Alumínio a partir da 
Bauxita 
 
Objetivos 
- Investigar as propriedades ácidas e básicas dos óxidos de alumínio, ferro e 
silício da bauxita e o seu uso na purificação do óxido de alumínio. 
 
A produção de alumínio metálico envolve dois estágios: 1) a extração, purificação e 
desidratação da bauxita (Al2O3.nH2O, que contém óxidos de Fe e de Si, principalmente) 
e 2) a eletrólise do Al2O3 (óxido de alumínio ou alumina). 
Um dos problemas cruciais na produção do alumínio por eletrólise é eliminar o 
ferro, principalmente, e o silício do minério – a etapa da purificação. Os teores de ferro 
e silício variam de acordo com a procedência da bauxita. O procedimento desenvolvido 
para essa purificação baseia-se no fato de que o óxido de alumínio é anfótero, enquanto 
o de silício é ácido, e de ferro é basico. A bauxita é pois tratada pelo processo Bayer, 
que envolve a sua dissolução em solução concentrada de soda cáustica (NaOH). Desta 
forma, os óxidos de alumínio e silício dissolvem-se e o óxido de ferro, insolúvel, é 
eliminado por filtração: 
 
 
Em seguida, o Al(OH)3 hidratado é precipitado por tratamento da solução com CO2 
(aq) (lembre-se de que CO2 + H2O  H2CO3). Como o Na2Si(OH)6(aq) não reage com 
ácido, ele permanece em solução. A calcinação do Al(OH)3 a 1200
o
 C, gera o Al2O3 
para a eletrólise. 
Este processo de purificação resulta em um produto suficientemente puro para 
preparar o alumínio metálico. Entretanto, para a industria de corantes é necessário 
excluir até os traços de ferro que estejam presentes no sal de alumínio usado. Essa 
purificação pode ser feita através da cristalização de um sal duplo, conhecido como 
alúmen (sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado – KAl(SO4)2.12H2O). Podem-se 
obter cristais de grandes dimensões. 
 A produção do alumínio metálico a partir da bauxita purificada é feita 
através da eletrólise do Al2O3 dissolvido em criolita (Na3AlF3), à temperatura de 940-
980
o
 C, em uma cela de aço. O alumínio metálico é produzido no catodo e oxigênio, no 
anodo. O alumínio produzido vai para o fundo da cela e é removido periodicamente. 
 
O custo da produção do alumínio metálico mantém seu preço de mercado alto. 
Para produzir 1 kg de alumínio são necessários aproximadamente 144 kWh (kilowatt 
hora) de energia elétrica. Apesar do alto custo, o alumínio é bastante usado na 
Al2O3 + SiO2 + Fe2O3 + NaOH(30%) NaAl(OH)4 (aq) + Na2Si(OH)6 (aq) + Fe2O3 (s)
190
o
C
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20 
 
manufatura de latas para acondicionar bebidas, porque é leve e assim, barato para 
transportar. Uma latinha de alumínio pesa mais ou menos 17 g, enquanto que uma lata 
feita de lâmina de aço com tampa de alumínio, de capacidade semelhante, pesa por volta 
de 38 g, e uma garrafa de vidro, 185 g. A reciclagem do alumínio é importante por pelo 
menos duas razões: econômica e ecológica. De fato, os requisitos energéticos para a 
preparação de uma lata de alumínio por reciclagem são apenas 5% da energia necessária 
para produzir a lata a partir da bauxita e, além disto, o tempo de vida médio previsto de 
uma lata de alumínio abandonada na rua é 100 anos! 
O alumínio metálico dissolve-se rapidamente a quente em soluções aquosas de 
hidróxido potássio, com a formação de hidróxido de alumínio e potássio, como 
resultado da oxidação do alumínio e redução de íons H
+
 da água em H2. O 
tetraidroxoaluminato de potássio (ou aluminato de potássio) pode ser facilmente 
transformado em diferentes compostos de alumínio. O sulfato de alumínio e potássio 
dodecaidratado (KAl(SO4)2.12H2O), conhecido como alúmen é um deles. Este 
composto é extremamente útil na industria têxtil, pois é fonte de Al(OH)3, que é um 
mordente, isto é liga-se ao tecido e às moléculas de corante, fixando o corante no tecido. 
 
 
Procedimento experimental 
ATENÇÃO: soluções básicas são altamente corrosivas. Cuidado com a pele e 
os olhos. USE ÓCULOS DE SEGURANÇA. 
 DIA 1 
 Pese 5,0 g de bauxita em um béquer de 200 mL. Adicione 15 mL de água, 
seguidos de 25 mL de solução de KOH (2 mol L
-1
). Aqueça em chapa, agitando 
com bastão de vidro, até próximo da ebulição, mantendo a mistura nestas 
condições durante 20 min. Se necessário adicione água destilada periodicamente 
para repor as perdas de volume por evaporação. 
 Em um tubo de ensaio adicione 1 mL da solução de cloreto de ferro (III) e 
adicione algumas gotas de tiocianato de amônio (NH4SCN - 0,1 mol L
-1
). 
Observe e anote (teste positivo para a presença de Fe(III)). 
 Com o resfriamento da mistura, começa a ocorrer a decantação de um sólido. 
Retire algumas gotas do sobrenadante e teste a presença de ferro pela adição de 
algumas gotas da solução de NH4SCN. Quando a solução estiver fria, filtre e 
recolha o filtrado em um béquer. 
 Transfira o filtrado para um frasco de plástico, tampe e identifique-o. 
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21 
 
 DIA 2 
 Trasfira o filtrado contido no frasco de plástico para um béquer. 
 Adicione lentamente ao filtrado H2SO4 3 mol.L
-1
 até pH 7-8 (controle o pH 
utilizando o pHmetro ou papel indicador universal). Aqueça a mistura por cerca 
de 10 min para floculação do precipitado. Filtre o sólido (filtração simples). 
 Lave o filtrado com água quente até não observar a presença de íons SO4
2-
 por 
meio de teste com solução de cloreto de bário. 
 Coloque o sólido obtido juntamente com filtro em uma placa de Petri, deixe-o 
secando até a aula seguinte a 100-110 
o
C e pese-o. 
 
Descarte de Material: Verifique a localização do frasco rotulado para descarte dos resíduos ao 
lado da pia. 
 
 
Questões. 
1) Escreva as equações químicas balanceadas do processo de digestão da bauxita em 
solução de potassa à quente. Descreva a estrutura da espécie de alumínio formada 
em solução. 
2) O gráfico ao lado relaciona a solubilidade do hidróxido 
de alumínio em função do pH do meio. Considere esse 
gráfico e responda por que o ácido sulfúrico 3 mol L
-1
 
deve ser adicionado ao filtrado até que pH seja 
aproximadamente 7. 
 
3) Como poderia ser calculada a porcentagem de alumínio na bauxita? 
4) O principal contaminante do minério de alumínio é o óxido de ferro(III). No 
processo de digestão em meio alcalino, por que os óxidos de alumínio e ferro(III) 
são separados? Seria possível separá-los se a digestão fosse feita em meio ácido? 
Justifique. 
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22 
 
5) Escreva a equação química balanceada de precipitação do hidróxido de alumínio a 
partir da acidificação do filtrado com ácido sulfúrico. 
6) Onde ficam as reservas brasileiras de bauxita? Qual é o teor aproximado de 
alumínio do minério proveniente de cada uma delas? Quais são as companhias que 
produzem alumínio metálico no Brasil? Qual é a nossa produção anual de 
alumínio? 
7) Faça um levantamento das aplicações industriais do alumínio. 
 
Referências 
1. Atkins, P. W; Jones, L. Princípios de química questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 3 ed. Porto Alegre:Bookman, 2006. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1. 
3. Constantino, V. R. L., Araki, K., Silva, D. O., Oliveira, W., Quim.Nova, 
2002, 25, 490-498. 
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23 
 
Prática 5: Compostos de Carbono e Silício e suas Propriedades 
 
Objetivos 
Entender o mecanismo de produção de CO2 a partir de reações ácido-base com 
carbonato e refletir a respeito do papel do CO2 no meio ambiente. 
Comparar o comportamento de carbonato e silicato. 
 
Aspectos teóricos 
O dióxido de carbono (CO2) é um gás que existe na atmosfera em uma 
concentração de aproximadamente 360 partes por milhão. É um gás importante dentro 
do ciclo do carbono, uma vez que é a partir dele que se dá o fenômeno conhecido como 
produção primária, ou seja, a transformação do CO2 em matéria orgânica. Essa reação 
ocorre na presença de luz e de água. É assim que a reação de fotossíntese permite que as 
plantas cresçam. Do mesmo modo, alguns microrganismos se desenvolvem no ambiente 
aquático, dando origem à cadeia alimentar.
 
O CO2 atmosférico é proveniente das mais diversas fontes, tais como os 
mecanismos de respiração dos organismos, a decomposição da matéria orgânica, os 
incineradores, os processos de queima em geral e, principalmente, a queima de 
combustíveis fósseis. Os combustíveis fósseis, como o carvão e o petróleo, são 
resultado da interação da energia solar com o CO2 da atmosfera, que resultou em 
matéria orgânica. A matéria orgânica, transformada por uma série de processos, que 
levaram milhões de anos, resultou em reservatórios de gás natural, carvão e petróleo, 
dentre outros materiais que hoje são usados como fonte de energia. Como a demanda 
por energia intensificou-se muito após a revolução industrial, uma grande quantidade 
destes combustíveis tem sido queimada, o que implicou em um aumento significativo da 
concentração do CO2 atmosférico, bem como de poluentes gerados no processo de 
combustão. 
A consequência de maior impacto ambiental relacionada à emissão de CO2 é o 
efeito estufa, uma vez que o dióxido de carbono tem a capacidade de absorver parte da 
radiação solar incidente e dissipá-la na atmosfera sob a forma de calor. Normalmente 
essa radiação, em condições de menor concentração de CO2, seria refletida para fora da 
atmosfera sem maiores consequências. A absorção da radiação implica em aumento da 
temperatura global, descongelamento de parte da calota polar e elevação do nível 
d’água dos oceanos, aumento da umidade em algumas áreas, implicando em secas em 
outras, bem como interferêncianas estações do ano. Na aula de hoje iremos estudar um 
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24 
 
pouco sobre o comportamento químico do CO2, uma espécie que está ligada a um dos 
impactos ambientais de maior importância atualmente e que está classificado no rol das 
mudanças globais. 
 
 
Procedimento Experimental 
Parte 1: Geração de CO2 
1. Prepare dois tubos de ensaio, um contendo cerca de 3 mL de “água de cal” (solução 
de Ca(OH)2) e outro com água destilada. 
2. Adapte uma mangueira de borracha ao kitassato (Figura 1). Adicione uma espátula 
bem cheia de carbonato de cálcio (pó de mármore) ao kitassato. Em seguida, 
adicione cerca de 25 mL de HCl 1:1 e feche imediatamente o frasco com a rolha. 
Borbulhe o gás gerado nos dois tubos de ensaio previamente preparados. Observe, 
anote e interprete. 
CaCO3
HCl
CO2
 
FIGURA 1: Montagem de um sistema para geração de gás a partir de CaCO3. 
3. No tubo contendo água destilada, adicione algumas gotas de uma solução de 
metilorange, observe e anote. 
4. Transfira metade do líquido contido no tubo onde foi adicionado metilorange para 
outro tubo de ensaio. Aqueça um dos tubos em chama de bico de Bunsen ou 
lamparina. Compare a coloração dos dois tubos. Anote suas observações e 
justifique. 
 
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25 
 
5. Em um béquer de 100 mL, coloque “água de cal” até mais ou menos 1/3 de sua 
capacidade. Usando um canudo, assopre na solução. 
 
Parte 2: Comparação entre carbonato e silicato 
Faça os seguintes testes em tubos de ensaio para soluções de carbonato de 
sódio e de silicato de sódio: 
1. Verifique o pH utilizando papel indicador de pH. 
2. Adicione lentamente ácido clorídrico 2 mol L-1. 
3. Coloque em 5 tubos de ensaio 0,5 mL de solução de silicato de sódio e adicione a 
cada um deles soluções de Cu(II), Co(II), Cr(III), Al(III) e Fe(III). 
4. Observe cada ensaio cuidadosamente e anote. 
Descarte de Material: Verifique a localização do frasco rotulado para descarte dos 
resíduos ao lado da pia. 
 
Questões 
O que ocorre com a “água de cal” após ser borbulhada? E após aquecimento? 
Apresente as reações ocorridas e explique. Qual a relação com o que vocês observaram 
no item e da Parte 1? 
Qual o gás é formado na Parte 1? Esse gás é um óxido ácido ou básico? 
Explique utilizando suas observações. Descreva as reações que ocorrem quando este é 
dissolvido em água. 
Cite outras formas de produção desse gás. 
Existe alguma relação entre a quantidade de gás que pode ser dissolvido em 
água e a pressão exercida sobre o sistema? Porque é liberado gás quando abrimos uma 
garrafa de refrigerante? 
Por que o CO2 é capaz de apagar uma chama? É possível empregar o extintor 
de CO2 em qualquer tipo de fogo? Por quê? 
Explique por que o CO2 é um gás e o SiO2 é um sólido. 
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26 
 
O que vocês podem concluir sobre as diferenças entre carbonato e silicato. 
Explique (utilize suas observações). 
 
Referências 
1. Livros de Química Inorgânica indicados para esta disciplina. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1. 
3. Farias, R.F., Práticas de Química Inorgânica. 1 ed. Campinas: Editora 
Átomo, 2007. 
 
Metilorange: 
 
 
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27 
 
Prática 6: Compostos de Nitrogênio 
 
Objetivos 
Preparar gás nitrogênio. Preparar óxidos e oxiácidos de nitrogênio. Estudar algumas 
propriedades dos óxidos e oxiácidos de nitrogênio. 
 
Aspectos teóricos 
Nitrogênio é um gás diatômico, sendo o sexto elemento mais abundante em todo 
universo. Apesar do N2 ser muito abundante na atmosfera, ele é relativamente escasso 
na crosta terrestre: nesta, seu teor é da ordem de 19 ppm (isto é, 19 g em cada tonelada). 
Grandes quantidades de nitrogênio são consumidas nos diversos processos de fixação 
do nitrogênio atmosférico, como por exemplo o realizado por microrganismos, tornando 
o nitrogênio disponível às plantas. Com frequência, o N2 é empregado nos processos 
químicos quando se deseja uma atmosfera inerte. Nitrogênio líquido é usado como 
refrigerante, tanto para o congelamento de produtos alimentícios como para o transporte 
de alimentos. O nitrogênio já foi bastante utilizado para encher os bulbos das lâmpadas 
de filamento e assim reduzir o processo de vaporização deste; hoje em dia, porém, ele 
tem sido substituído em grande parte por argônio, que é mais inerte. Um dos seus 
compostos mais importantes é o gás amônia, NH3. Milhões de toneladas deste composto 
são produzidas a cada ano; grande parte dele é usada na produção de ácido nítrico, 
HNO3, de uréia e de outros compostos de nitrogênio. O NH3 é o mais comum dos gases 
refrigerantes, usado principalmente na produção de gelo e na manutenção de baixas 
temperaturas na indústria. O amoníaco caseiro, comprado nas farmácias e 
supermercados, nada mais é do que uma solução aquosa desse gás. O único processo de 
produção industrial de N2 em larga escala é através da liquefação seguida de destilação 
fracionada do ar liquefeito. Grande parte do aumento na produção de N2 deve-se ao 
crescimento da demanda do coproduto deste processo, o oxigênio, cujo consumo na 
produção de aços tem aumentado bastante nos últimos anos. 
 
 
 
 
 
 
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Parte 1: Obtenção de óxidos de nitrogênio e ácido nítrico 
ATENÇÃO: Realize esta parte com cuidado e na capela. 
Procedimento experimental 
Monte o gerador de monóxido de nitrogênio (conforme figura abaixo), para 
realizar a reação entre cobre e ácido nítrico. 
 
Goteje, lentamente, o ácido nítrico (d = 1,20 g cm
-3
) sobre as raspas de cobre e 
recolha o gás produzido em um tubo de ensaio, previamente cheio de água. Após o 
preenchimento, tampe o tubo com rolha de borracha, sob a água. 
Exponha o conteúdo do tubo de ensaio ao ar, removendo a rolha de borracha, e 
a seguir feche-o rapidamente. Observe. Remova novamente a rolha de borracha, 
introduza um pouco de água destilada e a seguir feche-o; agite vigorosamente e 
verifique o pH da solução resultante. Interprete. 
 
Parte 2: Obtenção de outros óxidos de nitrogênio 
Com o kitassato que foi utilizado na parte 1 faça os seguintes testes: 
1. Exponha-o ao ar, feche-o rapidamente, com a rolha de borracha e coloque-o em um 
banho de gelo e água. Espere 5 minutos e observe o que ocorre. 
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29 
 
2. A seguir coloque-o em um banho de água a cerca de 50oC, espere 5 minutos e 
observe. Compare com a coloração obtida no item anterior. 
 
Parte 3: Preparação e propriedades do Ácido Nitroso 
1. Em um tubo de ensaio, adicione 1 mL de ácido sulfúricodiluído a 1 mL de solução 
concentrada de nitrito de sódio. Observe. No mesmo tubo adicione algumas gotas 
de permanganato de potássio até observar alteração permanente. 
2. Repita o teste anterior colocando, ao invés de permanganato de potássio, alguns 
cristais de iodeto de potássio e agite. Observe e interprete. A seguir adicione 
algumas gotas de hexano e agite. Observe e interprete. 
 
Parte 4: Preparação de nitrogênio 
Em um tubo de ensaio coloque 2 mL de solução de nitrito de sódio e a seguir 
uma ponta de espátula de cloreto de amônio. Utilizando uma pinça de madeira, aqueça 
levemente o tubo de ensaio direto na chama do bico de Bunsen ou lamparina até que o 
desprendimento de gás possa ser observado. Suspenda o aquecimento e agite. Observe 
e interprete. 
 
Descarte de Material: Verifique a localização do frasco rotulado para descarte dos 
resíduos ao lado da pia. 
 
 
Questões 
1. Escrevas as equações químicas que representam os processos observados nos 
ensaios da parte 1 (no kitassato e no tubo de ensaio). Justifique utilizando as suas 
observações. 
2. Quais diferenças devem ser observadas quando se utiliza o cobre em pó ao invés 
de raspas? Explique. 
3. Se a solução do kitassato fosse levada à secura (evaporação do solvente) qual 
sólido se formaria? 
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4. Equacione e explique todas as alterações observadas durante o experimento 
realizado na parte 2. O que deveria ser observado se colocasse o sistema em um 
béquer contendo gelo seco? Explique. 
5. Equacione e explique todas as alterações observadas durante o experimento 
realizado na parte 3. 
6. Nos ensaios da parte 3 o ácido nitroso oxidou ou reduziu? Como você pode 
explicar o comportamento observado? 
7. Equacione e explique todas as alterações observadas durante o experimento 
realizado na parte 4. Qual o gás produzido? Como podemos confirmar qual foi o 
gás produzido? Explique. 
8. Descreva o processo industrial de preparação do ácido nítrico. Como é obtido o 
HNO3 concentrado? Enumere suas principais aplicações. 
9. Explique por que o ácido nítrico é um excelente oxidante. 
10. Compare os ácidos nitroso e nítrico em relação à: 
a) força como ácido. Justifique. 
b) estado de oxidação do nitrogênio. 
c) capacidade de atuar como agente oxidante e redutor. Justifique. 
 
Referências 
1. Livros de Química Inorgânica indicados para esta disciplina. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1. 
3. Farias, R.F., Práticas de Química Inorgânica. 1 ed. Campinas: Editora Átomo, 
2007. 
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31 
 
Prática 7: Halogênios e suas Propriedades 
 
Objetivos 
Estudar os métodos de obtenção de halogênios e suas propriedades. Estudar a 
solubilidade do iodo em diferentes solventes. Identificar a luz como causadora da 
mudança de coloração de haletos de prata. 
 
Aspectos teóricos 
O flúor é um gás amarelo-pálido e no estado líquido tem cor amarelo-canário. 
Hoje em dia, não só o flúor mas também muitos dos seus compostos têm grande 
importância para a nossa sociedade. Em 1938, R.J. Plunket descobriu o polímero teflon: 
politetrafluoretileno (PTFE). Grande parte do flúor hoje produzido é usado na produção 
de UF6, um composto estável e gasoso do urânio que facilita o seu enriquecimento 
isotópico por difusão gasosa, para produção de energia nuclear e fins bélicos. Outro uso 
importante do flúor é na fabricação do hexafluoreto de enxofre, SF6, gás muito estável, 
usado como dielétrico (isolante elétrico). O flúor é bastante tóxico: para uma exposição 
diária de oito horas, estima-se em 0,1 ppm a concentração máxima permitida do gás na 
atmosfera do ambiente. Para HF, esse valor é de 2-3 ppm, enquanto para o HCN é de 10 
ppm. Em baixa concentração, menor que 1 ppm, os íons fluoreto conferem uma 
excelente proteção aos dentes contra as cáries. O flúor foi descoberto há mais de um 
século, mas o Brasil ainda não o produz. 
Nas condições ambientes, o cloro é um gás amarelo esverdeado, tóxico, de forte 
cheiro, poderoso irritante dos olhos e do sistema respiratório. Estima-se que seu teor na 
crosta terrestre é de 0,13 g/kg. O íon cloreto, Cl
–
, é o principal íon negativo encontrado 
nos oceanos (cerca de 19 g/kg). Industrialmente, o cloro é preparado por vários métodos 
como: eletrólise de uma solução de cloreto de sódio, NaCl; eletrólise de NaCl fundido 
etc. Um dos seus principais compostos é o sal comum, NaCl. Uma das duas principais 
fontes industriais deste sal é o sal de rocha, cujas jazidas são mineradas. Mais 
conhecida, porém, é a produção de sal pela simples evaporação da água do mar e 
posterior purificação por cristalização. Este, porém, corresponde somente a cerca de 
10% do sal produzido mundialmente. Assim produzido e parcialmente purificado, é 
comercializado atualmente como sal grosso, ou sal natural. Este contém sais de 
magnésio e muitos outros elementos existentes nos oceanos. Em contrapartida, a maior 
parte do sal usado na alimentação é um cloreto de sódio bastante purificado e depois 
impurificado com vários aditivos; alguns, porém, benéficos, como iodatos. A maior 
parte do cloro produzido industrialmente é usado na preparação de derivados clorados, 
tais como tetracloreto de carbono, CCl4, usado em extintores de incêndio; outros 
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32 
 
derivados usados na lavagem a seco; e em compostos para a síntese de plásticos, como 
PVC, cloreto de polivinila, teflon®, borracha sintética etc. Direta ou indiretamente, o 
cloro e seus compostos são usados no tratamento de águas, para branquear papel e 
tecidos, na extração de titânio etc. Pode-se assim avaliar que o cloro e seus derivados 
têm enorme importância na nossa vida. 
O bromo é o único não metal líquido à temperatura e pressão ambientes. É 
marrom-avermelhado, o vapor é vermelho e o sólido é marrom. O bromo sólido tem a 
mesma estrutura do iodo. É solúvel em água (a solução saturada contém 0,214 mol L
-1
 a 
25 C), sendo conhecida como água de bromo. A adição de íons Br- aumenta a 
solubilidade do bromo devido à formação de íons tribrometo (Br3
-
). O elemento é mais 
solúvel em solventes orgânicos (clorofórmio, tetracloreto de carbono, dissulfeto de 
carbono etc.), permitindo sua extração de soluções aquosas. Quimicamente, o bromo se 
assemelha bastante ao cloro, embora seja menos reativo. Tanto no estado líquido como 
no de vapor, o bromo reage com a maioria dos elementos. Oxida o íon iodeto (I
-
) a iodo 
(I2), sendo reduzido a Br
-
. Tal como o cloro, o bromo reage com hidrogênio (H2) sob 
aquecimento ou ação da luz, produzindo HBr (brometo de hidrogênio), cuja solução 
aquosa (ácido bromídrico) corresponde a um hidrácido muito forte. A grande maioria 
dos brometos de metais é solúvel em água. O bromo sofre desproporcionamento em 
soluções de hidróxidos alcalinos como o iodo e o cloro, produzindo íons brometo e 
hipobromito (Br2 + 2 OH
-
 → Br- + BrO- + H2O). O íon BrO
-
 se decompõe a temperatura 
ambiente ou sob aquecimento, formando brometo e bromato (3 BrO
-
 → 2 Br- + BrO3
-
). 
O íon bromato é um forte agente oxidante em meio ácido, mais do que o íon clorato(ClO3
-
). 
O iodo natural consiste de uma única espécie atômica, 
127
I. À temperatura 
ambiente, ele é um sólido com coloração cinza-violeta e brilho que lembra o dos metais. 
Ele já é perceptivelmente volátil à temperatura ambiente. Se aquecido rapidamente, o 
iodo acaba por sublimar (passar diretamente do estado sólido para o gasoso) à pressão 
atmosférica, propriedade essa compartilhada por poucas substâncias. Para obter o iodo 
na fase líquida (que é preto), é preciso aquecer lentamente o sólido. O iodo é pouco 
solúvel em água (a solução saturada a 25
o
C contém 0,0013 mol L
-1
). A solução aquosa 
possui coloração castanha. A adição de iodeto de potássio aumenta a solubilidade do 
iodo devido à formação do íon tri-iodeto (I3
-
). Na presença de amido, o iodo confere 
coloração azul característica. Em meio alcalino (pH > 9), o iodo sofre 
desproporcionamento em íons iodeto e hipoiodito (IO
-
). Esse último decompõe-se 
rapidamente em iodeto e iodato. O iodo é mais solúvel em solventes orgânicos, sendo a 
coloração da solução dependente da natureza do solvente: marrom para solventes com 
elevada polaridade (etanol, éter etílico etc.) e violeta para solventes de baixa polaridade 
(como clorofórmio, tetracloreto de carbono e dissulfeto de carbono). O iodo é 
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33 
 
diatômico, sendo as moléculas I2 livres nas soluções violetas e coordenadas nas 
soluções marrons. 
 
 
Parte 1: Obtenção de halogênios utilizando dióxido de manganês 
Procedimento Experimental 
a) Cloro 
Coloque uma ponta de espátula de dióxido de manganês (em pó) em um tubo 
de ensaio e adicione 2 mL de ácido clorídrico 6 mol L
-1
. Feche o tubo com rolha 
perfurada provida de um tubo de vidro e aqueça, cuidadosamente. 
Verifique a natureza do gás produzido, colocando-o em contato com uma tira 
de papel umedecido com solução de iodeto de potássio. Observe, anote e interprete. 
Coloque outra tira de papel umedecido com solução de brometo de potássio na saída do 
gás. Observe, anote e interprete. 
b) Bromo: 
Coloque uma ponta de espátula de dióxido de manganês (em pó) num tubo de 
ensaio e alguns cristais de brometo de potássio. Adicione, cuidadosamente, algumas 
gotas de ácido sulfúrico concentrado e aqueça, suavemente. 
Verifique a natureza do gás formado utilizando uma tira de papel umedecido 
com solução de iodeto de potássio. Observe, anote e interprete. Coloque outra tira de 
papel umedecido com solução de ácido clorídrico 0,5 mol L
-1 
na saída do gás. Observe, 
anote e interprete. 
 
c) Iodo: 
Coloque uma ponta de espátula de dióxido de manganês (em pó) num tubo de 
ensaio e alguns cristais de iodeto de potássio. Adicione, cuidadosamente, algumas gotas 
de ácido sulfúrico concentrado e aqueça, suavemente. 
Identifique o produto formado. Aproxime do tubo de ensaio uma tira de papel 
umedecido com solução de cloreto de sódio. Observe, anote e interprete. Coloque outra 
tira de papel umedecido com solução de brometo de potássio na boca do tubo de ensaio. 
Observe, anote e interprete. 
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34 
 
 
Parte 2. Solubilização do iodo e reações 
Em 3 tubos de ensaio adicione, separadamente, 1 mL de hexano, cicloexeno e 
acetona. A seguir adicione alguns cristais de iodo em cada um dos tubos, agite e 
observe. Anote suas observações e interprete. 
Em um 4º tubo de ensaio adicione 1 mL de solução concentrada de KI e alguns 
cristais de iodo. Observe e anote. Adicione gota a gota uma solução de Na2S2O3 até 
observar alteração permanente. Anote suas observações e interprete. 
 
Parte 3. Preparação de haletos de hidrogênio 
Em um tubo de ensaio, coloque alguns cristais de cloreto de sódio e adicione 
lentamente e com cuidado, ácido sulfúrico concentrado. Identifique o gás que se 
desprende usando papel tornassol. 
Repita o mesmo procedimento para o brometo de potássio e para o iodeto de 
potássio, separadamente. Observe, anote e compare os resultados com os obtidos no 
ensaio com cloreto de sódio. Proponha reações para a identificação dos compostos 
formados nos ensaios com os sais de brometo e iodeto. 
 
Parte 4. Reação de haletos de prata com a luz 
Em um béquer adicione 10 mL de uma solução de ácido clorídrico 0,5 mol L
-1
, 
a seguir adicione, usando outra proveta, 10 mL de AgNO3 2% m/V. Agite e filtre em 
funil de Büchner o precipitado resultante. 
Enquanto a filtração se processa, recorte um pequeno círculo, de 
aproximadamente 2 cm de diâmetro, no interior de um pedaço de cartolina. 
Completada a filtração, retire o papel do funil, abra-o e estenda-o sobre uma 
folha de caderno. Espalhe a massa do precipitado obtido, com o auxílio de uma espátula 
ou bastão de vidro, conforme ilustra a Figura 1. 
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35 
 
FIGURA 1 – Preparação do papel fotográfico. 
Coloque o retângulo de cartolina furado sobre o precipitado espalhado e 
exponha todo o conjunto à luz intensa. Após a ocorrência de mudanças visíveis, retire a 
cartolina. 
Repita o procedimento substituindo o HCl por brometo de potássio 0,5 mol L
-1 
e por iodeto de potássio 0,5 mol L
-1
. 
 
Descarte de Material: Verifique a localização do frasco rotulado para descarte dos 
resíduos ao lado da pia. 
 
Questões 
1. Escreva as equações que representam os processos observados na parte 1. 
O que você pode dizer sobre a reatividade entre os haletos? Explique utilizando suas 
observações e uma tabela de potenciais de redução. Coloque esses elementos em 
ordem crescente de poder oxidante (inclua também o F2). 
2. Consulte a literatura e proponha outras formas de obtenção de cloro, 
bromo e iodo. O que é água de cloro? Como pode ser obtida? 
3. Escreva suas observações do teste de solubilidade do iodo e explique o 
porquê das diferentes cores em diferentes solventes. Escreva as equações, quando 
pertinente, que representam os processos observados na parte 2. 
4. Descreva suas observações do teste demonstrativo explique e escreva a 
equação que representa o processo. Qual o papel da água nesse teste? 
5. Descreva suas observações e escreva as equações que representam os 
processos da parte 3. Em todos os casos ocorreu a formação do haleto de 
hidrogênio? Explique. Proponha reações para a identificação dos compostos 
formados nos ensaios com os sais de brometo e iodeto. 
6. Consulte a literatura e verifique quais os reagentes empregados 
industrialmente na preparação do HCl. 
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36 
 
7. Escreva a reação que ocorre quando se mistura o nitrato de prata com 
todos os haletos utilizados. O que há de comum entre os íons Cl
-
, I
-
, Br
-
? Descreva 
suas observações e explique por que as reações têm velocidades diferentes? 
8. Explique a razão de em uma fotografia existirem áreas escuras e áreas 
claras. Que substâncias estão sobre o filme fotográfico e são responsáveis pela 
formação da imagem? Explique. O que é fotossensibilidade? Cite exemplos de 
reações fotossensíveis que ocorrem no nosso diaa dia. Como essas reações podem 
ser ou vem sendo aplicadas na indústria tecnológica? 
Referências 
1. Livros de Química Inorgânica indicados para esta disciplina. 
2. Russell, J. B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Makron Books, 1994, v. 1. 
3. Roesky, H. W., Möckel, K., Chemical Curiosities: spectacular experiments 
and inspired quotes, 1996. 
 
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37 
 
Prática 8: Determinação da Fórmula de um Sal 
 
1. Sinopse teórica. 
Os sais são compostos sólidos em que íons positivos (cátions) ligam-se 
eletrostaticamente ou ionicamente a íons negativos (ânions). Além dessa interação 
iônica, um certo número de moléculas de água pode participar da cristalização, através 
de uma interação do tipo íons-dipolos permanentes. Assim, a fórmula geral de um sal 
resulta: 
CaAc  x H2O 
C
c+
 – cátion de valência iônica c+ 
A
a–
 – ânion de valência iônica a– 
a e c – quantidades de cátions e ânions 
x – número de águas de hidratação 
 
Determinar a fórmula de um sal significa portanto identificar os cátions, os 
ânions e o número de águas de hidratação. 
Alguns cátions podem ser 
identificados pelo chamado ensaio de chama. O 
processo consiste em se umedecer a ponta de 
um fio de platina (ou pedaço de grafite) com 
ácido clorídrico concentrado; agregar alguns 
cristais do sal em estudo na parte úmida do fio 
de platina; introduzir o sal na região mais 
quente da chama oxidante de um bico de 
bunsen; e observar a coloração da chama. 
 
O ácido clorídrico concentrado converte uma parte do sal – que pode ser um 
sulfato, nitrato, fosfato etc. – em cloreto, porque os cloretos são voláteis ao fogo. Na 
chama, o cloreto metálico se decompõe em átomos. O átomo metálico, correspondente 
ao cátion, por ser mais facilmente ionizável, recebe energia da chama, e os elétrons do 
nível de valência fazem uma transição eletrônica para outro nível mais externo. Quando 
esse átomo excitado passa por regiões de menor temperatura na chama, o elétron 
excitado volta ao seu nível de origem, e a energia absorvida é liberada na forma de luz 
visível (comprimento de onda entre 400 e 760 nm). 
Alguns elementos químicos metálicos e respectivas colorações transmitidas à chama 
Li – vermelho carmim Na – amarela K – violeta 
Ca – vermelho tijolo Sr – vermelho carmesim Ba e Mo – verde amarelado 
Cu e Tl – verde As e Sb – azul Pb e Bi – azul pálido 
A maioria dos cátions não é identificada pelo ensaio de chama, ou porque a 
chama não tem energia suficiente para excitar o átomo, ou porque a energia libertada na 
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38 
 
transição do elétron para o seu nível fundamental não cai na região do espectro visível. 
Conseqüentemente, os ensaios por via seca, como é o ensaio de chama, acabam sendo 
limitados a alguns elementos. 
Já os ensaios por via úmida – empregando usualmente água como solvente e 
meio reacional – são mais abrangentes, servindo à identificação de cátions e ânions, 
através da formação de um precipitado sólido (), ou através do aparecimento de uma 
coloração específica (sem partículas sólidas). 
K3[Fe(CN)6] 

2Fe Fe3[Fe(CN)6]2  azul 

3Fe Fe[Fe(CN)6]  bege 

2Cu Cu3[Fe(CN)6]2  verde 

2Co Co3[Fe(CN)6]2  vermelho 

Ag Ag3[Fe(CN)6]  laranja 
AgNO3 

-Cl AgCl  branco 

-Br AgBr  branco amarelado 

-I AgI  amarelo 
BaCl2 

-2
4SO
 BaSO4  branco 
AgNO3 e BaCl2 
  ãoprecipitaç sem
 NO3
–
 
 
A determinação do número de águas 
de hidratação consiste em se pesar uma certa 
massa inicial do sal hidratado, aquecê-lo até a 
eliminação da água, e pesá-lo novamente para 
se obter a massa final. Daí, a seguinte relação 
fornece o número de águas de hidratação, x: 
mfinal do sal ––––– massa molar de CaAc 
minicial do sal ––––– 








água damolar massa
AC demolar massa ca
x
 
 
 
2. Objetivos específicos: O aluno aprenderá a: 
a) Identificar alguns cátions; 
b) Identificar alguns ânions; 
c) Determinar o número de águas de hidratação de um sal. 
 
 
 
 
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39 
 
3. Procedimento: 
a) Lixe gentilmente a extremidade do fio de platina, se houver algum resíduo de sal 
aderido; 
b) Coloque com cuidado 10 gotas de ácido clorídrico concentrado no vidro de relógio; 
c) Molhe a ponta do fio de platina no ácido, leve à chama e molhe novamente no ácido. 
Com a ponta úmida, apanhe alguns poucos cristais do sal em estudo. Introduza o sal 
na região mais quente da chama do bico de bunsen. Observe e anote a coloração da 
chama, se o sal produzir resultados neste ensaio; 
 
 
 
 
 
 
Figura 1. Procedimento do Teste de Chama. Extraído de (De Jesus, H. C. 2013). 
 
 
d) Em cada um dos três tubos de ensaio, faça o seguinte: coloque um pouco do sal 
hidratado no fundo; adicione uns 2 cm de altura de água destilada; misture até 
dissolução completa do sal; 
e) No primeiro tubo, coloque 1 gota da solução de HCl e 2 gotas da solução de 
K3[Fe(CN)6]. 
No segundo tubo, coloque 1 gota da solução de HNO3 e 2 gotas da solução de 
AgNO3. 
No terceiro tubo, coloque 1 gota da solução de HCl e 2 gotas da solução de BaCl2. 
Agite com o agitador (bastão de vidro) as três soluções. Considere apenas a 
formação de precipitados ou não; 
f) Neste ponto já é possível concluir o cátion (Na+, K+, Ca2+, Ba2+, Cu2+, Fe2+, Fe3+, Co2+ 
ou Ag
+
) e o ânion (Cl
–
, Br
–
, I
–
, 
2
4SO
ou 

3NO
) presentes na amostra problema; 
g) Prenda o triângulo de porcelana ao tripé de ferro, e coloque o bico de bunsen sob o 
tripé, ao centro; 
h) Pese o cadinho e a tampa de porcelana. Anote. Mantendo a tampa sobre o prato da 
balança, pese exatamente uma massa de sal hidratado de (5,0  0,2) g. Anote; 
i) Coloque o cadinho tampado sobre o triângulo, e aqueça o conjunto por 10 minutos. 
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40 
 
Deixe o cadinho voltar à temperatura ambiente sobre o triângulo de porcelana; 
j) Pese novamente o cadinho tampado. Anote. Calcule as massas inicial e final do sal 
(subtraindo a massa do cadinho e da tampa) e o número de águas de hidratação. 
Arredonde o resultado, se não for inteiro. 
 
4. Relatório: 
Em uma folha padrão de relatório, responda o seguinte: 
a) Por que os ânions não são identificáveis por ensaio de chama? 
b) Equacione o processo por via seca ou por via úmida, que permitiu a identificação do 
cátion. 
 
[Dica: a) átomo X + energia  átomo excitado X* e b) átomo excitado X*  
átomo X + h ou luz visível] 
c) Equacione o processo por via úmida, que permitiu a identificação do ânion. 
d) Quais foram as modificações visíveis, sofridas pelo sal, ao se desidratar? 
e) Escreva a fórmula do sal hidratado da amostra problema. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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41 
 
Prática 9: Preparo de Soluções 
 
1. Sinopse teórica. 
São infinitas as soluções diferentes formadas a partir de um soluto e de um 
solvente, pela variação da proporção entre ambos. 
Na tentativa de quantificar essa proporção, surgiram vários tipos de medidas 
das soluções, agrupáveis em duas classes: 
a) Medidas de título (ou de massa), que expressam uma proporção entre a masa de 
soluto e a massa de solvente ou de solução; 
b) Medidas de concentração, que expressam uma proporção entre a massa de soluto e o 
volume da solução. 
Uma medida típica de título é a porcentagem em massa (p): 
 
100100
21
11 


mm
m
m
m
p
 
m1 = massa de soluto (g) 
m2 = massa de solvente (g) 
m = massa de solução (g) 
Uma medida típica de concentração é a concentração em quantidade de soluto 
por unidade de volume (q), expressa em mols/L: 
VM
m
V
n
q


1
11
 
M1 = massa molar do soluto (g) 
V = volume final da solução (L) 
n1 = quantidade de soluto (mol) 
Um cálculo bastante freqüente é o do volume de solução ácida concentrada 
necessária para preparar outra solução mais diluída. 
Supondo uma solução final x mols/L 
com volume Vf litros: f11
f1
1 Vx
V
x 

 Mm
M
m
 
Considerando y% a porcentagem real 
de ácido na solução ácida concentrada: y/100z
z
100y
1
1
m
m








 
Finalmente, a massa z é convertida em 
volume através da densidade d g/mL da 
solução ácida concentrada: 
d/z/zd/d cc  VVVm
 
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42 
 
 
2. Objetivos específicos: O aluno aprenderá a: 
a) Aplicar algumas expressões no cálculo da massa de soluto necessária à preparação de 
soluções; 
b) Preparar soluções. 
 
3. Material necessário por grupo de alunos: 
Aparelhagem 
1 balança 
2 balões volumétricos de 50 mL 
1 bagueta 
2 béqueres de 150 mL 
2 espátulas 
1 pera de borracha 
1 pipeta graduada de 10 mL 
1 pisseta 
 
Reagentes 
FeSO4  7 H2O 
H2SO4 (pureza 98% e densidade 1,84 g/mL) 
KMnO4 
 
3. Procedimento: 
 
a) Calcule a massa necessária para preparar 50 mL de solução 0,5 mol/L de FeSO4  7 
H2O, que será usada como redutora; 
b) Calcule o volume de H2SO4 concentrado necessário para preparar 50 mL de uma 
solução 0,8 mol/L; 
c) Em um béquer limpo e seco pese a massa calculada de FeSO4  7 H2O; adicione 
próximo de 20 mL de água destilada; adicione o volume calculado de H2SO4 
concentrado; misture com a bagueta até obter uma solução (mistura perfeitamente 
homogênea); 
d) Transfira o conteúdo do béquer para o balão volumétrico e complete o volume com 
água destilada até a marca de aferição, usando a pisseta; homogeneíze a mistura. 
e) Calcule a massa necessária para preparar 50 mL de solução 0,1 mol/L de KMnO4, 
que será usada como oxidante; 
f) Em um béquer limpo e seco pese a massa calculada de KMnO4; adicione próximo 
de 30 mL de água destilada; misture com a bagueta até obter uma solução; 
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Rua Santa Adélia, 166 - Bairro Bangu - Santo André - SP - Brasil 
CEP 09.210-170 - Telefone/Fax: +55 11 4996-3166 
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g) Transfira o conteúdo do béquer para o balão volumétrico e complete o volume com 
água destilada até a marca de aferição, usando a pisseta; homogeneíze a mistura; 
h) Coloque aproximadamente 30 mL da solução de KMnO4 em um béquer limpo. Sob 
agitação constante, adicione aos poucos os 50 mL da solução ferrosa. Observe 
atentamente a reação: 
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O 
i) Coloque o restante da solução oxidante, sob agitação constante. Observe e anote a 
cor da solução resultante. 
 
4. Relatório: 
Em uma folha padrão de relatório, responda o seguinte: 
f) Escreva a equação balanceada de oxi-redução, realizada nesta experiência. 
g) Qual foi a coloração obtida ao final da experiência, depois de misturadas as duas 
soluções? 
h) Que massa de soluto deve ser adicionada a 40 g de água para se obter uma solução a 
10% em massa? 
i) Calcule a concentração em quantidade de soluto por volume de uma solução de 
KMnO4, que possui 5 g de soluto em 200 mL de solução aquosa. 
j) Qual é o volume de ácido sulfúrico concentrado (pureza 60% e densidade 1,5 g/mL) 
necessário para preparar 100 mL de uma solução 0,3 mol/L? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Prática 10: Transferência de Elétrons em Reações de Oxirredução 
1. Sinopse teórica. 
Um elétrodo é um dispositivo, que tem a capacidade intrínseca de gerar 
elétrons. Por exemplo, forma-se um elétrodo pelo contato íntimo de substâncias simples 
com soluções aquosas iônicas. A substância simples pode ser um gás como H2, ou um 
líquido como Br2, ou um sólido como Zn. Em princípio, as soluções iônicas podem 
conter qualquer cátion e qualquer ânion, mas a prática mostra que algumas combinações 
não resultam elétrodos. 
Diversos fatores experimentais afetam a capacidade ou potencial do elétrodo 
produzir elétrons. Por isso, existe uma convenção internacional, que estabelece as 
condições em que os potenciais devem ser comparados: 
Pressão atmosférica de 1 atm Temperatura de 298,15 K (25ºC) 
Cátion ou ânion proveniente do mesmo 
elemento químico que a substância simples 
Concentração inicial da solução iônica de 
1,000 mol/L 
Equações escritas com os elétrons no 
primeiro membro 
Potenciais medidos em volts (V) 
Elétrodo de hidrogênio com potencial padrão 
Eº = 0,000 V (por convenção) 
Demais potenciais obtidos por comparação 
com o elétrodo de hidrogênio 
A comparação dos diversos elétrodos com o elétrodo de hidrogênio, deu 
origem à denominada Tabela de Potenciais-Padrão de Elétrodo ou Tabela de Potenciais-
Padrão de Redução, da qual uma parte está reproduzida a seguir: 

 
P
o
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 c
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oxidante + n e
–
 = redutor 
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
 Eº (V) Valores negativos de potencial 
significam tendência a sofrer 
oxidação, e valores positivos 
indicam tendência a sofrer 
redução, em relação ao padrão 
hidrogênio. Assim, entre duas 
semi-equações quaisquer, a de 
potencial mais negativo acaba 
invertida e a de potencial mais 
positivo fica inalterada. 
A soma das semi-equações 
fornece a equação completa de 
oxi-redução. É importantíssimo 
notar que o melhor oxidante 
reage sempre com o melhor 
redutor para formarem os 
piores oxidante e redutor. 
Mg
2+
 + 2 e
–
 = Mg -2,370 
Al
3+
 + 3 e
–
 = Al -1,660 
2 H2O + 2 e
–
 = H2 + 2 OH
– 
-0,828 
Zn
2+
 + 2 e
–
 = Zn -0,763 
Fe
2+
 + 2 e
–
 = Fe -0,440 
Ni
2+
 + 2 e
–
 = Ni -0,250 
Sn
2+
 + 2 e
–
 = Sn -0,136 
Pb
2+
 + 2 e
–
 = Pb -0,126 
2 H
+