apostila quimica inorganica

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGÂNICA I - EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
 
São Luís 
2005 
 
 
 2 
BOAS VINDAS... 
 Sejam bem-vindos ao laboratório de Química Inorgânica. Aqui vocês terão 
oportunidade de viver um pouco a prática do modelo científico e poderão exercitar 
habilidades, ora objetivas (como pesagem, síntese, manuseio de amostras, etc.), ora 
subjetivas (como a observação, discussão em equipe, elaboração de estratégias 
experimentais, suposição de modelos, etc). Desenvolverão a habilidade de fazer as devidas 
anotações dos fatos experimentais; de reproduzir e interpretar experimentos; de propor novas 
metodologias; de criticar resultados e redigir relatórios, fundamentando suas observações e 
apresentando, sempre que possível, seus resultados em forma de gráficos e tabelas. 
 Aqui, acreditamos que às atividades experimentais não cabem apenas o título de 
coadjuvante das aulas discursivas, ou simples estratégias para a fixação de conhecimento, 
mas, antes, como meios de produção destes conhecimentos. É com este espírito que vocês 
devem vestir seu jaleco. Devem ter sempre em mente que não vão apenas cumprir as 
instruções contidas em um roteiro ou protocolo experimental, mas realizar um experimento. 
E realizar um experimento significa: conhecer um problema (escolha do assunto), propor 
soluções para este problema (discutindo em equipe e pesquisando a literatura), propor uma 
estratégia experimental para a verificação das sugestões (planejamento), realizar esta 
atividade experimental (executando o experimento) e criticar os resultados obtidos 
(trabalhando os resultados, analisando os erros e escrevendo o relatório). 
Vocês devem exigir do professor a problematização do assunto, da mesma forma que 
este deve cobrar de vocês alternativas para a resolução do problema proposto. Durante a 
realização das práticas procurem deixar bastante claro para vocês qual o objetivo do 
experimento, qual metodologia deve ser empregada para atingir o objetivo proposto, quais as 
variáveis que podem interferir mais significativamente nesta metodologia, quais habilidades 
e competências estão, de fato, adquirindo, etc. 
O professor deve orientar as equipes sobre o problema a ser investigado. De 
preferência, deve ressaltar a importância do assunto, contextualizando-o ao máximo. É a 
melhor oportunidade para vocês esclareceram possíveis dúvidas quanto ao roteiro, técnica a 
 3 
ser utilizada ou manuseio de algum produto tóxico. Devem permear também as discussões 
das equipes procedimentos em caso de acidentes e o descarte do material. 
Outro cuidado que vocês devem ter durante a realização das atividades é quanto ao uso 
correto do caderno de laboratório. O caderno de laboratório hoje, poderá ser o caderno de 
pesquisa ou de análise, amanhã. Portanto, o aluno deve cultivar o bom hábito de anotar tudo 
no seu caderno. Não esquecer que a atividade a ser realizada e discutida é um trabalho de 
equipe. Tudo dever ser discutido entre os membros, mas a anotação deve ser individual. 
Todos devem ter o seu caderno e anotar suas impressões sobre cada etapa do experimento, 
resultados e discussões (se possível, depois, colocar observações da literatura). Nada de 
anotar depois ou escrever no roteiro de prática ou em uma folha avulsa. Ao final do 
experimento o professor deve fazer um comentário de caráter geral, enfatizando os pontos 
positivos e analisando de forma global os dados obtidos, seus desvios e convergências. 
O Laboratório deve ser encarado por vocês como um espaço para constatação (ou 
refutação) de idéias. Portanto, não é simplesmente por estar dentro dele, realizando tarefas, 
que alcançarão aprimoramento na sua formação. Procurem também propor novas atividades 
experimentais ou modificações nas atuais que satisfaçam a curiosidade de vocês e que 
primem pela formação de todos. 
Bom trabalho a todos. 
 
 
 
 
 
 
 4 
1. RELAÇÃO DOS EXPERIMENTOS 
1.1 Reações Inorgânicas 
 Este experimento foi elaborado para ser realizada em 2 aulas (1ª e 2ª aulas) 
1.2 Hidrogênio 
 Este experimento foi elaborado para ser realizado em 3 aulas, sendo distribuído do 
seguinte modo: 
1.1.1 Preparação, propriedades e identificação (3ª aula) 
1.1.2 Obtenção eletroquímica do hidrogênio (4ª aula) 
1.1.3 Reatividade de metais com HCl (5ª aula) 
1.3. Folheando com cobre 
 Este experimento será desenvolvido em uma única aula (6ª aula) 
1.4. Metais Alcalinos 
 Este experimento será desenvolvido em duas aulas (7ª e 8ª aulas), sendo distribuído do 
seguinte modo: 
1.4.1. Teste de solubilidade dos compostos alcalinos 
1.4.2. Reatividade e reações de precipitação entre bases alcalinas e sais 
1.5. Metais Alcalino-terrosos 
 Este experimento será desenvolvido em duas aulas (9ª e 10ª aulas), sendo distribuído do 
seguinte modo: 
1.5.1. Reatividade dos metais alcalinos terrosos 
1.5.2. Solubilidade dos metais alcalinos terrosos 
 5 
1.5.3. Testes de precipitação 
1.6 Halogênios 
 Este experimento foi elaborado para ser desenvolvido em 5 aulas, subdividido do 
seguinte modo: 
1.6.1 Propriedades dos halogênios (11ª aula) 
1.6.2 Obtenção dos halogênios por eletrólise e Identificação das espécies produzidas (12ª 
aula) 
1.6.3 Preparação da água clorada e Propriedades da água clorada (13ª aula) 
1.6.4 Preparação e Propriedades da água de bromo (14ª aula) 
1.6.5 Preparação e Propriedades do Iodo (15ª aula) 
1.7. Obtenção de NO e NO2 
 Este experimento será desenvolvido em uma única aula, sendo que o tema é sugerido e 
a metodologia é livre (cada grupo trará sua proposta) (16ª aula). 
2. OBJETIVOS DA DISCIPLINA 
Os experimentos selecionados para esta disciplina visam reforçar conceitos 
fundamentais de Química Inorgânica, complementando o conteúdo da disciplina teórica do 
curso. Espera-se que o aluno desenvolva e amplie sua capacidade de compreensão de 
fenômenos, da aplicação da metodologia científica e de modelos teóricos, bem como de 
apresentação de dados e de análise crítica dos conteúdos e resultados experimentais. 
3. PRESENÇA NAS AULAS 
É obrigatória a presença de todos os alunos durante toda a extensão da aula. Os alunos 
que faltarem ou se ausentarem do experimento receberão nota zero neste experimento. 
OBSERVAÇÃO: SERÁ TOLERADO ATRASO DE, NO MÁXIMO, 10 MINUTOS. 
4. GRUPOS 
 6 
Os alunos deverão se dividir em grupos de três ou quatro (no máximo) conforme suas 
afinidades pessoais. Esses grupos permanecerão os mesmos durante todo o semestre. 
5. CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO 
Os alunos serão avaliados nos seguintes itens: 
A) Pré-relatório: cada aluno deverá entregar um pré-relatório no início da aula de cada 
experimento. Este pré-relatório deverá conter uma descrição do procedimento experimental a 
ser realizado, de forma resumida, preferencialmente na forma de um esquema ou fluxograma, 
e as respostas às questões formuladas junto ao material de apoio da disciplina. Os pré-
relatórios não receberão notas individuais, mas valerão 20% da nota do relatório do 
experimento. 
B) Relatórios: cada aluno deverá elaborar um relatório de cada experimento que será 
entregue ao final do assunto. O relatório será avaliado, com notas de 0 a 10. Os integrantes 
do grupo receberão a mesma nota estampada no relatório, salvo casos especiais a serem 
julgados pelo professor. Se o aluno faltar em um experimento, sua nota neste relatório será 
zero. No caso de experimentos realizados em duas semanas, se o aluno faltar em uma das 
semanas, sua nota neste relatório será dividida por dois. 
Os relatórios deverão ser entregues diretamente ao professor no início da aula seguinte. Os 
relatórios não serão recebidos após este prazo, salvo em ocasiões específicas. 
C) Participação na Aula Prática: os alunos serão avaliados individualmente quanto a sua 
conduta no laboratório e envolvimento com o conteúdo da aula prática. Sua nota final da 
parte experimentalpoderá ser acrescentada ou diminuída de acordo com o item em questão. 
 
6. PREPARAÇÃO DO RELATÓRIO 
Os relatórios não devem ser digitados. Figuras e tabelas também não precisam ser 
impressas em impressoras. Cada relatório deve conter os seguintes itens: 
 7 
a) Título do experimento: 
 Data em que ele foi realizado 
 Nome e código dos alunos do grupo. 
b) Uma breve introdução: 
O objetivo da introdução é o de situar o tema do experimento. Esta introdução deve ser 
de no máximo uma página. A introdução não pode ser uma cópia dos textos de apoio. Para 
escrevê-la use as referências bibliográficas sugeridas ou outras que você encontre na 
biblioteca. 
c) Parte experimental: 
Deve conter uma descrição simplificada do procedimento seguido (incluindo-se 
modificações que tenham sido feitas), uma lista dos materiais, instrumentos e reagentes 
utilizados, sempre na forma de texto. 
d) Resultados e discussão: 
Esta é a parte mais importante do relatório. Nela você vai apresentar da forma mais 
clara e completa possível os resultados obtidos no experimento, acompanhados de uma 
análise crítica dos mesmos com base nos conceitos envolvidos. 
Deve-se incluir todo o tipo de resultado obtido: observações visuais, dados numéricos 
(como volumes medidos, massas pesadas, tempos decorridos, temperaturas, rendimentos, 
etc.) e dados instrumentais. Deve-se incluir também todos os cálculos efetuados. Sempre que 
possível seus dados devem ser organizados na forma de tabelas e gráficos. 
e) Conclusão: 
f) Referências. 
 8 
Numere e relacione todas as referências bibliográficas que você usou para elaborar o 
relatório. Estas referências podem ser livros-texto ou periódicos (revistas e jornais 
científicos) e devem ser citadas no texto do relatório. 
Obs. Não serão aceitos relatórios digitados. 
 
9. REGRAS GERAIS DO LABORATÓRIO 
 Não é permitido comer ou fumar no laboratório. 
 É obrigatório o uso de jaleco, calça comprida e sapato fechado. Óculos de 
segurança serão exigidos em situações especiais no laboratório, de acordo com 
instruções do professor. 
 No caso de se necessitar de material ou equipamento extra, o mesmo deverá ser 
solicitado ao professor e devolvido limpo logo após sua utilização. 
 Após o experimento, o material deve ser cuidadosamente limpo e reposto no respectivo 
armário. 
 Os reagentes e equipamentos devem ser utilizados com cuidado e devolvidos ao local 
apropriado, imediatamente após o uso. Qualquer reagente/equipamento extra só pode 
ser utilizado com a aprovação do professor. 
 Tenha muito cuidado no uso das balanças e limpe imediatamente qualquer 
derramamento de reagentes. Em caso de dúvida sobre algum reagente ou equipamento, 
consulte antes o professor responsável. 
 Nas capelas existem frascos para o descarte de solventes e outros resíduos líquidos. 
Nunca descarte nada na pia. 
 
 
 
 
 9 
Aula Prática N
o
 01 – Reações Inorgânicas 
 
 
1 – OBJETIVOS 
 
 Proporcionar um contato com um grande número de reações químicas; 
 Aperfeiçoar a percepção do que acontece quando determinados “elementos” são 
postos para reagir; 
 Desenvolver habilidade em determinar o resultado de certas reações. 
 
2 – PROBLEMATIZAÇÃO 
 
Existem tantas reações singulares na química que memorizar todas elas seria uma tarefa 
tola. É muito mais proveitoso tentar usar um padrão de reconhecimento para determinar a 
categoria geral de uma reação, como metátese ou reação de oxirredução. Portanto, quando 
você se deparar com o desafio de prever o resultado de uma reação química, faça a você 
mesmo as seguintes questões apropriadas: 
 Quais são os reagentes na reação? 
 São eletrólitos ou não eletrólitos? 
 São ácidos ou bases? 
 Se os reagentes são eletrólitos, a metátese produzirá um precipitado? Água? 
Gás? 
Fazendo perguntas como estas, vocês estarão aptos a determinar o que poderá acontecer 
durante a reação. Infelizmente não existem regras baseadas em propriedades físicas, tais 
como cargas iônicas, para nos guiar na determinação de um composto iônico particular ser 
solúvel ou não. Entretanto, observações experimentais têm nos levado a regras para previsão 
da solubilidade de compostos iônicos. Por exemplo, os experimentos mostram que todos os 
compostos iônicos comuns que contêm o ânion nitrato, NO3
-
, são solúveis em água. 
Para determinar se um precipitado é formado quando misturamos soluções aquosas de 
dois eletrólitos fortes, devemos observar alguns critérios: 1) observar os íons presentes nos 
reagentes, 2) considerar as possíveis combinações de cátions e ânions e 3) usar as regras de 
 10 
solubilidade para determinar se alguma dessas combinações é insolúvel (ver tabela de 
solubilidade) 
Muitos metais sofrem reações de deslocamento com ácidos, produzindo sais e gás 
hidrogênio. Os metais podem também ser oxidados por soluções aquosas de vários sais. 
Nestas reações, podemos determinar se um metal será ou não oxidado por um ácido ou por 
um sal específico? Essa é uma pergunta de suma importância na prática e de grande interesse 
químico. 
Diferentes metais variam na facilidade com que são oxidados. O Zn é oxidado por 
soluções aquosas de Cu
2+
, por exemplo; Ag não é. Portanto, Zn perde elétrons mais 
facilmente do que Ag, isto é, Zn é mais fácil oxidar do que Ag. 
Uma lista de metais dispostos em ordem decrescente de facilidade de oxidação é 
chamada série eletroquímica. A série eletroquímica pode ser usada para ajudar a prever o 
resultados de reações entre metais e sais metálicos ou ácidos. 
 
3 – MATERIAIS E REAGENTES 
 
 
a) Metais: 
Alumínio 
Cobre (lâminas) 
Ferro (fio ou prego) 
Zinco (em pó) 
Zinco (grânulos) 
 
b) Soluções e Reagentes: 
 
Ácido clorídrico 3M 
Ácido sulfúrico concentrado 
Ácido sulfúrico 3M 
Carbonato de sódio 0,1 M 
Cloreto de bário 0,1 M 
Cloreto de cálcio 0,1 M 
Cloreto de sódio 0,1 M 
Cloreto de sódio (sólido) 
Cloreto férrico 0,1 M 
Fosfato de potássio 0,1 M 
Hidróxido de sódio 5 M 
Iodeto de potássio 0,1 M 
Nitrato de chumbo 0,1 M 
Nitrato de prata 0,1 M 
 11 
Sulfato de potássio ou sódio 0,1 M 
Sulfato de zinco 0,1 M 
Sulfato de cobre 0,1M 
Sulfato de magnésio 0,1 M 
 
 
c) Vidrarias e outros 
 
Tubos de ensaio 
Rolhas de borracha 
Bico de bunsen 
Pinça de madeira 
 Espátula 
Pipetador de borracha (pêra) 
Pipetas 
Balões volumétricos 
Etiquetas 
 
 
 
4 – PROCEDIMENTO 
 
Em cada uma das seguintes experiências, logo após a adição dos reagentes, anotar 
tudo que observar. Em seguida escrever as equações químicas correspondentes. Naquelas em 
que não se observa reação, explicar o porquê. 
 
4.1. Reações de Dupla Troca 
 
4.1.1. Colocar 2 mL de solução aquosa de nitrato de prata 0,1M num tubo de ensaio e 
adicionar 2 mL de solução de cloreto de sódio 0,1M. 
 
 
 
 
4.1.2. Colocar 2 mL de solução aquosa de sulfato de zinco 0,1M num tubo de ensaio e 
adicionar 2 mL solução de nitrato de prata 0,1M. 
 
 
 
 
4.1.3. Colocar um cristal de cloreto de sódio (aproximadamente 0,3 g) num tubo de ensaio e 
adicionar 1 mL de ácido sulfúrico concentrado. 
 
 
 
 
 
 
 
 12 
4.1.4. Colocar 2 mL de solução aquosa de cloreto de sódio 0,1M num tubo de ensaio e 
adicionar 1 mL de ácido sulfúrico concentrado. 
 
 
 
 
 
4.1.5. Colocar 2 mL de solução aquosa de Pb(NO3)2 0,1M num tubo de ensaio e adicionar 2 
mL de solução de KI 0,1M. 
 
 
 
 
 
4.1.6. Colocar 2 mL de solução aquosa de CaCl2 0,1M num tubo de ensaio e adicionar 2 mL 
de solução de Na2CO3 0,1M. 
 
 
 
 
4.1.7. Colocar 2 mL de solução aquosa de AgNO3 0,1M num tubo de ensaio e adicionar 2 
mL de solução de K3PO4 0,1M. 
 
 
 
 
 
4.1.8. Colocar 2 mL de solução aquosa de BaCl2 0,1M num tubo de ensaio e adicionar 1 mL 
de solução de K2SO4 0,1M. 
 
 
 
 
 
4.1.9. Colocar 2 mL de solução aquosa de FeCl3 0,1M num tubo de ensaio e adicionar 1 mL 
de solução de NaOH 5M.4.1.10. Colocar 2 mL de solução aquosa de CuSO4 0,1M num tubo de ensaio e adicionar 1 
mL de solução de NaOH 5M. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 13 
5.2. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO 
 
5.2.1. Colocar 5 mL de solução de sulfato de cobre(II) 0,1M num tubo de ensaio contendo 
uma lâmina de zinco. 
 
 
 
 
5.2.2. Colocar 5 mL de solução de nitrato de prata 0,1M num tubo de ensaio contendo uma 
lâmina de cobre. 
 
 
 
 
5.2.3. Colocar 5 mL de solução de sulfato de magnésio 0,1M num tubo de ensaio contendo 
um fio de ferro. 
 
 
 
 
5.2.4. Colocar 5 mL de solução de nitrato de prata 0,1M num tubo de ensaio contendo zinco 
em pó. 
 
 
 
 
 
5.3. REAÇÕES DE METAIS COM ÁCIDOS DILUÍDOS NÃO OXIDANTES 
 
5.3.1. Colocar 2 mL de solução de ácido clorídrico 3M num tubo de ensaio e introduzir uma 
pitada de zinco em pó. 
 
 
 
 
 
5.3.2 Colocar 2 mL de solução de ácido sulfúrico 3M num tubo de ensaio e introduzir uma 
lâmina de alumínio. 
 
 
 
 
5.3.3 Colocar 2 mL de solução de ácido clorídrico 3M num tubo de ensaio e introduzir um 
fio de ferro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 14 
5.4. REAÇÃO DE ZINCO E ALUMÍNIO COM SOLUÇÃO AQUOSA DE BASES 
FORTES 
 
5.4.1 Colocar 2 mL de solução de hidróxido de sódio 5M num tubo de ensaio e introduzir 
uma lâmina de alumínio. 
 
 
 
 
5.4.2 Colocar 2 mL de solução de hidróxido de sódio 5M num tubo de ensaio e introduzir 
uma lâmina de zinco. 
 
 
 
 
 
 
Aula Prática N
o
 02 – Hidrogênio 
 
PARTE 1- PREPARAÇÃO, PROPRIEDADES E IDENTIFICAÇÃO. 
 
OBJETIVOS 
 Preparar o hidrogênio a partir da ação de metais sobre ácidos 
 Verificar algumas propriedades deste gás e sua combustão 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
O hidrogênio, H2(g), pode ser convenientemente preparado no laboratório pela ação de 
ácidos sobre metais. Entretanto, será que qualquer metal ou qualquer ácido pode ser utilizado 
para esta finalidade? 
 Consulte as tabelas abaixo e sugira um procedimento para responder esta questão. 
 
Tabela 01 - Potencial padrão de eletrodo, a 25
o
C. 
SEMI-REAÇÃO E
o
 (V) SEMI-REAÇÃO E
o
 (V) 
Na
+
 + e
-
  Na
0
 -2,71 Fe
2+
 + 2e
-
 → Fe
0
 -0,44 
Mg
2+ 
+ 2e
-
  Mg
0
 -2,37 Sn
2+
 + 2e
-
 → Sn
0
 -0,14 
Al
3+
 + 3e
-
  Al
0
 -1,66 Cu
2+
 + 2e
-
 → Cu
0
 +0,34 
Zn
2+ 
+ 2e
-
  Zn
0
 -0,76 Hg2
2+ 
+ 2e
-
 → 2Hg
0
 +0,79 
 
 
 15 
Tabela 02 – Ácidos usuais 
Fórmula Força Oxidante 
HCl Forte Não 
HNO3 Forte Sim 
CH3COOH Fraco Não 
H2SO4 Forte Sim 
 
PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1 – Relacione os reagentes, soluções e vidrarias a serem utilizadas. 
2 – Quais os cuidados que devem ser observados para a produção de hidrogênio? 
3 – O que é gás detonante? 
4 – Quais as equações da reação de formação do hidrogênio e da sua combustão? Sugira um 
procedimento para verificar a combustão do hidrogênio. 
5 – O que é o equipamento de Kipp, como ele funciona e quais as suas vantagens? 
 
 
PARTE 02 – OBTENÇÃO ELETROQUÍMICA DO HIDROGÊNIO 
 
OBJETIVOS 
 Preparar o hidrogênio eletroquimicamente 
 Identificar o eletrodo onde ocorre a evolução deste gás 
 Identificar os sub-produtos da reação 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
 Da atividade anterior deve ter sido evidenciado que a combinação Zn com HCl em 
virtude do valor do potencial e da força do ácido, é a mais indicada para a produção do gás 
hidrogênio em laboratório. Entretanto, o Zn comercial contém impurezas (As, Sb, P, S, etc.), 
as quais formarão hidretos e contaminarão o hidrogênio assim produzido, limitando o 
emprego subseqüente deste gás. Para a purificação é comum o emprego de frascos lavadores 
 16 
contendo soluções que oxidarão e reterão as impurezas. Entretanto, o H2 com maior pureza 
pode ser obtido eletroliticamente. 
 
PRÉ- LABORATÓRIO 
 
 Discuta em equipe e sugira um procedimento para a preparação deste gás via redução 
eletrolítica. Pontos como: matéria prima a ser eletrolisada, eletrodos, potencial a ser utilizado, 
coleta e identificação do H2 devem ser abordados. Proponha uma aplicação para este gás. 
 
PARTE 03 – REATIVIDADE DE METAIS COM HCl 
 
OBJETIVOS 
 
 Descrever uma série de reatividade de metais com ácido clorídrico 
 Enumerar alguns metais mais ou menos reativos que o hidrogênio 
 Reconhecer que a velocidade de reação com o ácido é um indício da reatividade do 
metal. 
 Prever se um metal reagirá com o ácido clorídrico consultando a série de potencial 
padrão de redução. 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
Já sabemos que o gás hidrogênio pode ser obtido a partir da ação de determinados 
metais, como por exemplo, o zinco, com o HCl, conforme a reação abaixo: 
Zn(s) + 2H
+
(aq) → H2(g) + Zn
2+
 
 
 A pergunta que tentaremos responder com esta atividade é se esta propriedade redutora 
dos metais pode ser empregada para o estabelecimento de uma série, a qual meça a 
reatividade de diferentes metais. 
 Para tal, verificaremos a tendência crescente em reduzir o íon hidrogênio de uma 
solução de HCl, a partir dos metais abaixo relacionados: 
 Alumínio em pó; 
 Cobre em pó; 
 17 
 Magnésio em pó 
 Ferro em pó 
 Zinco em pó 
 
PRÉ-LABORATÓRIO 
 
1 – Consulte a série eletroquímica (tabela dos potenciais padrão de redução) e verifique se a 
seqüência em que os metais foram dispostos está em concordância com ela. 
2 – Se os metais reativos supracitados estivessem não na forma de pó, mas em placas, o 
resultado poderia ser outro? 
2 – Como determinar, sem fazer experiência, se um metal qualquer reagirá com HCl? 
 
PROCEDIMENTO 
 
1 – Coloque um pouco de cada metal em pó em um tudo de ensaio, com o cuidado de 
enumerar e dispor devidamente os tubos de ensaio na estante. 
2 – Acrescente 5,0 mL de HCl 3,0 M. O que ocorre em cada tubo? Toque-o com a mão: 
houve alguma mudança perceptível na temperatura? 
3 – Suas observações indicam que ocorreu alguma transformação química entre os metais e o 
ácido clorídrico? Em caso positivo, escreva as respectivas equações químicas. 
4 – Há produção de hidrogênio em todos os tubos? Em caso negativo, quais os metais que 
não provocam reação? 
5 – Observe atentamente a velocidade de desprendimento de hidrogênio nos tubos onde 
ocorre a reação. Nota diferença entre eles? Ordene os metais segundo a velocidade de 
desprendimento de hidrogênio: o que se pode concluir sobre a reatividade desses metais? 
 
 
Aula Prática N
o
 03 – Folheando com Cobre 
 
OBJETIVO 
 
 Estudar o revestimento de materiais através da eletrólise 
 18 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
Os revestimentos metálicos são usados pra fins decorativos (ouro, prata), elétricos 
(estanho, prata, ouro, etc), endurecimento superficial (cromo), resistência à corrosão (cromo, 
níquel, cádmio, alumínio, zinco, estanho, etc), entre outros. Umas das técnicas 
freqüentemente utilizadas para aplicação de revestimentos metálicos é a eletrodeposição, pois 
proporciona um revestimento fino e relativamente livre de poros. Utiliza-se geralmente este 
processo para revestimento com ouro, prata, cobre, estanho, níquel, cádmio, cromo e zinco. 
Neste processo, o material a ser protegido é colocado como catodo de uma cuba 
eletrolítica, onde o eletrólito contém sal do metal a ser usado no revestimento, podendo o 
anodo ser também do metal a ser depositado. A espessura da película e suas propriedades 
dependem de fatores tais como a densidade de corrente aplicada, concentração de sais, 
temperatura do banho, etc. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Béquer, espátula, 
 balão volumétrico 
 Proveta 
 Pisseta 
 Bastão de vidro 
 Eletrodo de cobre, 
 moeda, 
 palha de aço 
 Terminais de bateria 
 CuSO4 0,5 mol/L 
 HCl 
 H2SO4 
 
PROCEDIMENTO 
 No béquer, coloque certa quantidade da solução de CuSO4, 1 gota de HCl e 3 gotas de 
H2SO4 
 19 
 Agite a solução com o bastão de vidro, misturando os ácidos à solução de CuSO4 
 Lixe as moedas com palha de aço, lave-as com água e sabão, até ficarem limpas,lisas 
e brilhantes, secando-as com papel absorvente. 
 Usando as garras, ligue o pólo positivo da bateria (vermelho) na placa de cobre, e o 
pólo negativo na moeda a ser revestida. 
 Mergulhe a moeda e o eletrodo de cobre (placa) na solução durante 30 segundos e 
observe. Se necessário, mergulhe novamente para um melhor folheamento. 
 Observe o explique: 
1) Qual a função dos ácidos adicionados? 
2) Por que usamos a placa de cobre como eletrodo positivo? 
3) Que transformação pode ter ocorrido na lâmina de cobre? 
4) Essa transformação poderia ocorrer sem que fosse usada energia elétrica? 
Para responder esta questão coloque uma moeda numa solução de sulfato de cobre e 
observe o que ocorre. 
5) Ao se ligar as duas placas de cobre, mergulhadas numa solução de sulfato de cobre 
aos pólos da pilha, observa-se que uma das placas se desgasta e a outra fica recoberta 
de cobre metálico. Em qual dos pólos ocorre o desgaste? E o recobrimento? Como se 
explica esse processo? 
6) Observando o que ocorreu com a, responda: 
a. Que substância se formou sobre a moeda? 
b. Como você representa a equação química dessa transformação? 
 
 
Aula Prática N
o
 04 – Metais Alcalinos 
 
OBJETIVOS 
 Estudar a solubilidade de compostos dos metais alcalinos 
 Estudar a reatividade de compostos dos metais alcalinos 
 Estudar as reações de precipitação entre base alcalina e sais 
 20 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
Os metais alcalinos são os metais mais reativos que existem. Reagem facilmente com 
oxigênio, com a umidade e com o gás carbônico do ar (por isso são guardados imersos em 
querosene ou outro líquido não oxigenado). Reagem também facilmente com álcool etílico. 
No homem, como nos animais superiores, o potássio e o sódio atuam sobre as 
membranas celulares transmitindo impulsos eletroquímicos para as fibras musculares e para 
os nervos. Esses dois elementos equilibram a atividade dos alimentos ingeridos e a 
eliminação de resíduos celulares. A carência ou o excesso de potássio no organismo são 
altamente prejudiciais. A presença do potássio no solo garante as quantidades necessárias nos 
alimentos de origem vegetal. 
 
MATERIAIS 
a) Soluções e Reagentes 
cloreto, hidróxido e carbonato de lítio(s) 
cloreto, hidróxido e carbonato de potássio(s) 
cloreto, hidróxido e carbonato de sódio(s) 
cloreto, hidróxido e carbonato de rubídio(s) 
cloreto, hidróxido e carbonato de césio(s) 
Álcool etílico P.A 
Dissulfeto de carbono 
Tetracloreto de carbono 
Benzina 
Gasolina 
Carbonato de potássio 0,1 M 
Bicarbonato de potássio 0,1 M 
Acetato de sódio 0,1 M 
Nitrato de potássio 0,2 M 
Iodeto de potássio 0,2 M 
Sulfeto de potássio 0,1 M 
Brometo de sódio 0,2 M 
 21 
Cloreto de sódio 0,2 M 
Tetraborato de sódio 0,1 M 
Sulfato de sódio 0,2 M 
Cálcio metálico (s) 
Lítio metálico(s) 
Potássio metálico(s) 
Sódio metálico (s) 
Ácido clorídrico 0,1 M 
Cloreto de magnésio, cálcio, zinco, manganês(II), cobalto(II), cobre(II) 1 M 
Hidróxido de sódio 0,1 N 
Fenolftaleína 
Papel indicador universal pH 0-14 
 
b) Vidrarias e outros 
Tubos de ensaio bureta 
Erlenmeyer 
Suporte universal com garras 
Pipetas graduadas 
Pipetas volumétricas de 2 mL e 5 mL 
Espátulas 
 
PROCEDIMENTO 
 
1) Testes de solubilidade de compostos alcalinos 
 (sugere-se que sejam usados tubos de ensaio pequenos, do tipo 10x100mm) 
1.1) Dissolver, em tubos de ensaio diferentes, 0,1 g de LiCl, NaCl, KCl, RbCl e CsCl em 1 
mL de água. Agitá-los. Adicionar, eventualmente, mais algumas gotas de água. 
1.2) Dissolver, em tubos de ensaio diferentes, 0,1 g de LiOH, NaOH, KOH, RbOH e CsOH 
em 1 mL de água. Agitá-los. Adicionar, eventualmente, mais algumas gotas de água. São 
todos solúveis? 
 22 
1.3) Dissolver, em tubos de ensaio diferentes, 0,1 g de Li2CO3, Na2CO3, K2CO3, Rb2CO3 e 
Cs2CO3 em 1 mL de água. Agitá-los. Adicionar, eventualmente, mais algumas gotas de água. 
São todos solúveis? 
1.4) Repetir os três itens anteriores, utilizando como solvente 1 mL de álcool etílico P.A. O 
quê você observou? 
1.5) Os sais dos metais alcalinos, com poucas exceções, são solúveis em água, e pertencem 
ao grupo dos eletrólitos fortes. Retire 2 mL de cada uma das soluções abaixo, transferindo-os 
respectivamente para tubos de ensaio: 
 
 K2CO3 KHCO3 CH3COONa K2S Na2B4O7 KNO3 KI NaBr NaCl Na2SO4 
Questionário: 
a) Testar o pH de cada solução, e anotá-la ao lado de cada tubo. O que observou? 
b) Escrever as equações de sua reação com água. 
c) Explicar porque motivos apresentam valores de pH diferentes. 
2) Reatividade 
 
2.1) Cortar três pedacinhos de sódio e colocar um deles sobre o vidro de relógio e deixá-lo 
exposto à ação do ar durante 15 minutos. O segundo deve ser colocado em um béquer 
contendo 50 mL de água destilada. O terceiro, em um tubo de ensaio contendo 5 mL de 
álcool etílico P.A. 
 
Questionário: 
a) Descreva os fenômenos que observou em cada um deles. 
b) Determinar a molaridade da solução contida no béquer com solução 0,1 M de ácido 
clorídrico. 
c) Determinar a massa de sódio que reagiu. 
d) Qual é a reação química ocorrida no sódio metálico exposto ao ar? 
 
3) Reações de precipitação entre base alcalina e sais 
 23 
3.1) Preparar soluções 1M de FeCl3, MgCl2, CaCl2, ZnCl2, MnCl2, CoCl2, CuCl2 e solução 
3M de NaOH. 
3.2) Transferir 5 mL de cada uma das soluções de cloretos para os sete tubos de ensaio, 
respectivamente. Em seguida adicionar 5 mL de solução de NaOH a cada tubo de ensaio. 
Questionário: 
a) Notou formação de precipitados? 
b) Equacione as sete reações químicas. 
 
 
Aula Prática N
o
 05 – Metais Alcalinos Terrosos 
 
 
OBJETIVOS 
 
 Estudar a reatividade dos Metais alcalino-terrosos 
 Estudar a solubilidade dos compostos alcalino-terrosos 
 Estudar as reações de precipitação de compostos alcalino-terrosos. 
 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
São bastante reativos, mas bem menos do que os alcalinos. Devem ser guardados em 
recipientes fechados, pois se oxidam, hidratam-se e carbonatam-se facilmente. Como 
aplicação biológica, podemos citar os íons Mg
+2
, que se concentram nas células animais, e os 
íons Ca
2+
, que se concentram nos fluídos corpóreos fora da célula, de modo semelhante à 
concentração do K
+
 no interior da célula e do Na
+
 no seu exterior. Os íons Mg
2+
 formam um 
complexo com o ATP, e são constituintes dos fosfoidrolases e das fosfotransferases, que são 
enzimas para reações envolvendo o ATP e liberando energia. São também essenciais para a 
transmissão de impulsos ao longo de fibras nervosas. O Mg
2+
 é importante na clorofila, nas 
partes verdes das plantas. O Ca
2+
 é importante em ossos e dentes como a apatita, Ca3(PO4)2, e 
no esmalte dos dentes, como fluorapatita, 3(Ca3(PO4)2).CaF2. Os íons Ca
2+ 
são importantes 
na coagulação do sangue, e são necessários para dar início à contração dos músculos e para 
manter o batimento regular do coração. 
 
 24 
MATERIAIS 
 
a) Soluções e Reagentes 
Magnésio (em raspas) 
Cálcio metálico 
Fenolftaleína 
Papel indicador universal, pH 0-14 
Ácido clorídrico 0,1 M 
Álcool etílico P.A 
Cloreto de berílio, magnésio, cálcio, estrôncio e bário(s) 
Hidróxido de berílio, magnésio, cálcio, estrôncio e bário(s) 
Nitrato de berílio, magnésio, cálcio, estrôncio e bário(s) 
Sulfato de berílio, magnésio, cálcio, estrôncio e bário(s) 
Carbonato de berílio, magnésio, cálcio, estrôncio e bário(s) 
Nitrato de berílio 1M 
Cloreto de magnésio 1M 
Cloreto de estrôncio 1M 
Cloreto de bário 1M 
Cloreto de cálcio 1M 
Carbonato de amônio 3M 
Carbonato de sódio 3M 
Ácido sulfúrico 3M 
Fosfato trissódico 0,1M 
Sulfato de sódio 1M 
Oxalato de sódio 0,1M 
Cromato de potássio 3M 
 
b) Vidraria e outros 
 
Becker de 250 mL 
Suporte universal 
Bureta 
 25 
Erlenmeyer 
Bico de Bunsen 
Espátulas 
Tubos de ensaio 
Pipetas volumétricas de 1 mL 
Pipetas graduadasProvetas 
 
PROCEDIMENTO 
 
1) Reatividade dos Metais alcalino-terrosos 
 
1.1) Cortar um pedacinho de Mg, transformá-lo parcialmente em raspas e colocá-lo em um 
béquer contendo 150 mL de água destilada. Você não observará reação química. 
1.2) Aquecer até a ebulição, deixando ferver durante 5 minutos. Testar o pH da solução. 
Caso não se evidencia pH alcalino, deixar ferver mais algum tempo. Gotejar 5 gotas de 
fenolftaleína. 
Questionário: 
a) Que observou ao gotejar o indicador? 
b) Qual foi a reação química? Equacione-a. 
1.3) Cortar um pedacinho de Ca e colocá-lo em um béquer contendo 150 mL de água 
destilada. Aguardar o término da reação e testar o pH da solução. 
Questão: 
a) Qual foi a reação química? 
b) Determine a molaridade da solução com HCl 0,1 M. Determinar a massa de hidróxido 
de cálcio que existe na água. 
1.4) Colocar um pedacinho de Ca em um tubo de ensaio contendo 5 mL de álcool 
 etílico. Houve reação química? 
 
2) Solubilidade dos compostos alcalino-terrosos 
 
2.1) Solubilidade das bases 
 
 26 
Colocar 0,1 g de cada uma das bases alcalino-terrosas em tubos de ensaio diferentes e 
adicionar 1 mL de água destilada. Agitar bem. Adicionar eventualmente mais um pouco de 
água. 
Observou diferença de comportamento quanto à solubilidade? 
 
2.2) Solubilidade dos cloretos 
Colocar 0,1 g de cada um dos cloretos dos metais alcalino-terrosos em tubos de ensaio 
diferentes e adicionar 1 mL de água destilada. Agitar. São todos solúveis? 
2.3) Solubilidade dos nitratos 
Colocar 0,1 g de cada um dos nitratos dos metais alcalino-terrosos em tubos de ensaio 
diferentes e adicionar 1 mL de água destilada. Agitar. São todos solúveis? 
 
2.4) Solubilidade dos sulfatos 
Colocar 0,1 g de cada um dos sulfatos dos metais alcalino-terrosos em tubos de ensaio 
diferentes e adicionar 1 mL de água destilada. Agitar. São todos solúveis? 
 
2.5) Solubilidade dos carbonatos 
Colocar 0,1 g de cada um dos carbonatos de metais alcalino-terrosos em tubos de ensaio 
diferentes e adicionar 1 mL de água destilada. Agitar. São todos solúveis? 
 
3) Testes de precipitação 
 
Preparar 100 mL de soluções de cada um dos seguintes: 
Be(NO3)2 1 M, MgCl2 1M, SrCl2 1M, BaCl2 1M, (NH4)2CO3 3M, Na2CO3 3M, H2SO4 
3M, Na3PO4 0,1 M, Na2SO4 1M, Na2C2O4 0,1M, K2CrO4 3M, CaCl2 1M. 
Uma vez prontas estas soluções, proceder aos seguintes testes: 
3.1) Colocar em 5 tubos de ensaio diferentes, 1 mL de solução, conforme indicado: 
 
 Be(NO3)2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 
 Adicionar a cada um deles 1 mL de solução de H2SO4 3M. Equacionar as reações 
químicas. 
 27 
 
3.2) Colocar em 5 tubos de ensaio diferentes 1 mL de solução conforme indicado: 
 
 
 Be(NO3)2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 
 
Adicionar a cada um deles 1 mL de solução de Na3PO4 0,1 M. Equacionar as reações 
químicas. 
 
3.3) Colocar em 5 tubos de ensaio diferentes 1 mL de solução conforme indicado: 
 
 
 Be(NO3)2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 
 
Adicionar a cada um deles 1 mL de solução de Na2SO4 1 M. Equacionar as reações 
químicas. 
 
3.4) Colocar em 5 tubos de ensaio diferentes 1 mL de solução conforme indicado: 
 
 
 Be(NO3)2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 
 
Adicionar a cada um deles 1 mL de solução de Na2C2O4 0,1 M. Equacionar as reações 
químicas. 
3.5) Colocar em 5 tubos de ensaio diferentes 1 mL de solução conforme indicado: 
 
 
 Be(NO3)2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2 
 
 28 
Adicionar a cada um deles 1 mL de solução de K2CrO4 3 M. Equacionar as reações 
químicas. 
 
 
Aula Prática N
o
 06 – Halogênios 
 
PARTE 01 - PROPRIEDADES DOS HALOGÊNIOS 
OBJETIVOS 
 Identificar compostos de elementos da família dos halogênios por sua reação 
característica com os íons prata e cálcio. 
 Observar diferenças nas propriedades dos compostos de flúor em relação aos haletos 
semelhantes 
PROBLEMATIZAÇÃO 
Os halogênios não ocorrem na natureza em seus estados elementares, sendo suas 
moléculas diatômicas e homonucleares. Interessantemente, o aumento do volume das 
moléculas relaciona-se com a intensidade de absorção de luz visível, aumentando a coloração 
do elemento: o flúor é um gás verde pálido, o cloro um gás verde amarelo, o bromo um 
líquido marrom castanho e o iodo um sólido violeta. Assim como o mercúrio é o único metal 
líquido nas condições normais, o bromo é o único não metal líquido. 
Eficientes na contenção do fogo e também promotores de melhor resistência química, 
os halogênios, como o cloro e o bromo, constituem uma das quatro principais bases 
tecnológicas para conferir características antichama aos plásticos (fosfatos, aluminas, 
halogenados e aminas modificadas). Em casos de incêndios, porém, provocam efeitos 
deletérios, como a liberação de fumaça contendo gases tóxicos muitas vezes corrosivos, 
como os ácidos clorídrico e bromídrico. As pessoas não se queimam, mas podem sufocar-se. 
Por isso, os fabricantes se empenharam em desenvolver alternativas para substituir os 
halogênios sem prejudicar a eficiência no combate à propagação da chama. 
 
 29 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Solução de nitrato de prata 0,1 M 
 Solução de fluoreto de sódio 0,1 M 
 Solução de cloreto de sódio 0,1 M 
 Solução de brometo de potássio 0,1 M 
 Solução de iodeto de potássio 0,1 M 
 Proveta de 5 ou 10 mL 
 Tubos de ensaio 
 Conta-gotas 
 Bastão de vidro 
PROCEDIMENTO 
1 – Acomode os quatro tubos de ensaio na estante e coloque 5 mL das soluções dos haletos 
nos respectivos tubos; 
2 – Adicione algumas gotas da solução de nitrato de prata a cada tubo de ensaio e observe 
atentamente. 
 O que ocorre? 
 Qual o aspecto do conteúdo do tubo após alguns minutos? 
 Há evidência da formação de novas substâncias? 
 Há diferenças no comportamento do fluoreto em relação aos outros haletos? 
 Descreva os sistemas, ordene os resultados em tabelas e justifique suas observações. 
 As regras de Fajans justificam os resultados observados? 
 
PARTE 02 - OBTENÇÃO DOS HALOGÊNIOS POR ELETRÓLISE – 
IDENTIFICAÇÃO DAS ESPÉCIES PRODUZIDAS 
OBJETIVOS 
 
 30 
 Obter as espécies Cl2, Br2 e I2 por eletrólise a partir dos respectivos sais; 
 Descrever e realizar experimentos eletrolíticos a partir de materiais simples; 
 Propor uma metodologia para identificação das espécies produzidas no catodo e anodo. 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
O cloro ocorre na natureza basicamente como cloreto de sódio, dissolvido nas águas 
dos mares, ou em minas, imensos depósitos de NaCl oriundo provavelmente do soterramento 
ou evaporação de mares ancestrais. Ele pode ser obtido por eletrólise (ver Eq. 1), 
Eq. 1 NaCl (aq) + 1,3V → H2 (g) (catodo) + Cl2 (g) (anodo) + NaOH (aq) 
Nessa reação todos os produtos são importantes, o cloro sendo de fato o subproduto da 
produção industrial de soda cáustica. O hidrogênio formado é muito importante, sendo 
utilizado na indústria petroquímica e alimentícia para hidrogenação catalítica de olefinas e 
gorduras insaturadas, como na produção de margarinas vegetais. Infelizmente um dos 
eletrodos, o catodo, é uma camada de mercúrio, e é difícil manter as cubas eletrolíticas 
completamente a prova de vazamentos, o que torna toda a operação um perigo ambiental 
enorme devido a grande toxicidade do mercúrio. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Sais solúveis de cloro, bromo e iodo. 
 Solução hidroalcoólica de fenolftaleína 
 Béqueres 
 Eliminador de pilha 
 Fios de cobre com garras e bocal 
 Grafites 
 Tubos de ensaio 
 Erlenmeyers 
 
PROCEDIMENTO 
 
http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/halogenios/halogenios.html#catodo#catodohttp://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/halogenios/halogenios.html#catodo#catodo
 31 
1. Preencha dois tubos de ensaio e um béquer com a solução a ser eletrolisada (inicialmente 
cloreto e, em seguida, soluções de brometo e iodeto) contendo gotas de fenolftaleína. 
2. Prender as minas de grafite nos fios de cobre e os conectar ao eliminador de pilha. 
Colocar cada eletrodo em um tubo de ensaio e emborcar os tubos no béquer, conforme o 
desenho a seguir: 
3. Iniciar a eletrólise e anotar todos os fatos observados 
4. Explicar o processo através das respectivas semi-reações 
5. Discutir o que aconteceria caso a solução fosse de um fluoreto solúvel. 
6. Proponha uma metodologia para a identificação das espécies produzidas no catodo e 
anodo durante a eletrólise das soluções dos haletos. 
7. Demonstre o procedimento e descreva todas as reações químicas envolvidas. 
 
PARTE 03 - PREPARAÇÃO DA ÁGUA CLORADA - PROPRIEDADES DA ÁGUA 
CLORADA 
OBJETIVOS 
 
 Discutir metodologias para a obtenção da água clorada 
 Fazer o reconhecimento do cloro e verificar a reatividade da água clorada 
 Verificar a solubilidade do cloro em água 
 Verificar o desproporcionamento do íon hipoclorito (ClO-) 
 Verificar propriedades da água clorada como agente oxidante 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
O gás cloro (Cl2(g)) pode ser obtido, sob aquecimento, através do seguinte 
procedimento: 
MnO2(s) + 4HCl(conc) → MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(g) 
Trata-se de uma reação de oxi-redução com os seguintes potenciais envolvidos: 
 32 
 
Pode-se observar que dentro de condições normais a reação não é espontânea, pois o 
potencial de redução do cloro é maior do que do óxido de manganês IV. 
Com um oxidante mais forte, tipo permanganato de potássio (KMnO4), a oxidação Cl
-
/Cl2 pode ocorrer sem necessidade de aquecimento: 
 
2KMnO4(s) + 16HCl(conc) → 2MnCl2(aq) + 2KCl(aq) + 5Cl2(g) + 8H2O(l), 
 
Em contato com a água, o Cl2(g) sofre a seguinte reação de desproporcionamento, 
formando: 
 
Cl2(g) + H2O(l) → HClO(aq) + HCl 
 
A água clorada, assim gerada, pode evitar doenças comuns, como diarréia, hepatite, 
tifo e salmonelose. O consumo de água clorada na proporção correta não é prejudicial e 
combate à contaminação por fezes humanas e de animais. Entretanto, atualmente se discute a 
ação do cloro como desinfetante e a presença de trihalometanos na água tratada, pelos riscos 
que estes podem representar a saúde humana. 
Os THMs constituem um grupo de compostos orgânicos que se consideram derivados 
do metano (CH4) em cuja molécula três de seus quatro átomos de hidrogênio foram 
substituídos por um igual número de átomos dos elementos halógenos (cloro, bromo e iodo). 
O aumento da poluição dos mananciais, principalmente por compostos orgânicos, 
provocou uma grande preocupação em se verificar os efeitos causados pela presença destas 
substâncias na água destinada ao abastecimento público. 
 
PRÉ-LABORATÓRIO 
Com base nas reações acima: 
1. Proponha um esquema para produção e coleta do gás Cl2. VERIFIQUE A 
NECESSIDADE DE SE TRABALHAR EM CAPELA! 
 33 
2. Pesquise o potencial de redução (e as semi-reações) para o dióxido de manganês e 
permanganato de potássio em meio ácido. 
3. Outro método conveniente para a produção do gás cloro é através da adição de ácidos a 
hipoclorito de cálcio. Verifique esse processo e escreva sua equação. 
4. A molécula do gás cloro (Cl2) é apolar. Desta maneira esperaríamos que esta molécula 
fosse totalmente insolúvel em água, o que não é verdade. Proponha uma explicação. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Permanganato de potássio (KMnO4)  12 g 
 Ácido clorídrico concentrado (HCl)  50 mL 
 Solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5M 
 Solução de brometo de potássio (KBr) 0,5% 
 Solução de iodeto de potássio (KI) 0,5% 
 Solução de azul de metileno 
 Clorofórmio 
 Kitassato 
 Tubos de ensaio 
 Erlenmeyers 
 Lã de aço 
 Tecido de algodão colorido 
 Tiocianato de potássio 
 Papel de tornassol 
 
PROCEDIMENTO 
1) Obtenção 
 
Monte o sistema para produção e coleta do gás Cl2 na capela. Coletar o gás em tubo 
de ensaio (contendo um pouco de areia no fundo) e fechá-lo rapidamente. Em seguida coletar 
o gás em água e em solução aquosa de NaOH (0,5M). Com auxílio de papel de tornassol 
comentar os valores de pH dos experimentos. 
 34 
1.1. Identificação do hipoclorito – Aqueça em chama até ebulição 2 mL da solução recém 
preparada de hipoclorito. Adicione 1 mL de Pb(NO3)2 0,1M. Observe a cor do precipitado 
formado e escreva a reação. 
 
2. Oxidação de I
- 
 
Em um tubo de ensaio, adicione 1,5 mL da água clorada e junte a este volume 1,5 mL 
de uma solução 0,5% de KI. Agite bem e anote suas observações. Escreva a reação para este 
processo. Divida o volume com outro tudo de ensaio e adicione, em um tubo, um pouco de 
clorofórmio e, ao outro, um pouco de amido. Anote e comente suas observações. 
 
3. Oxidação de Br- 
A 1,5 mL de solução 0,5% de KBr, adicione igual volume de água clorada. Agite bem e 
anote suas observações. Escreva a reação para este processo. Adicione um pouco de 
clorofórmio, anote e comente suas observações. 
 
4. Oxidação do Ferro 
Aquecer até o início de incandescência, um pouco de lã de aço, e introduzi-la, sem 
soltar, no tubo de ensaio contendo cloro (com uma pequena camada de areia no fundo), 
vedando-o rapidamente. A reação é altamente exotérmica. Isto pode ser verificado através da 
formação de pequenos grânulos de ferro fundido. Adicionar um pouco de água no frasco para 
solubilizar o cloreto formado e identificar a presença de Fe
3+
 com SCN
- 
(tiocianato). Escrever 
a reação. 
 
5. Oxidação do cobre metálico 
 Repetir a experiência, porém usando um fio de cobre de aproximadamente 2 cm, 
também previamente aquecido. Adicionar 3 mL de água no frasco e verificar a formação do 
Amin-complexo de cobre (II) pela adição de 1 mL de NH4OH. Escreva a reação. 
6. Adicione um pouco da água clorada a uma solução de azul de metileno e, em outro tubo de 
ensaio, sobre uma amostra de tecido de algodão colorido. Anote e discuta suas observações. 
 35 
7. Em um pequeno volume de água clorada, adicione um pouco de zinco em pó, magnésio 
em pó e cobre em pó. Descreva os sistemas e faça seus comentários com base nos potenciais 
de redução dos reagentes. 
 
PARTE 04 - PREPARAÇÃO E PROPRIEDADES DA ÁGUA DE BROMO 
 
OBJETIVOS 
 
 Obter água de bromo 
 Verificar a reatividade da água bromada 
 Verificar a solubilidade do bromo em água e em solvente orgânico 
 Verificar propriedades da água bromada como agente oxidante 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
O bromo (cuidado!) é um líquido denso, vermelho-escuro, que emite fortes vapores 
com coloração marrom-avermelhada. É uma substância de acentuado caráter tóxico, tanto 
sob a forma de vapor, quanto a forma líquida. Como é fortemente oxidante, EM CONTATO 
COM A PELE produz queimaduras gravíssimas. Seus vapores são irritantes para os olhos e 
garganta. É obtido a partir de águas salinas de fontes naturais. Uma parte é extraída da água 
do mar, que contém cerca de 85 ppm de bromo. Da água do mar, pode ser obtido pela 
redução dos íons de bromo com cloro gasoso: 
 
2Br
-
 + Cl2  Br2 + 2Cl
-
. 
Muitos compostos de bromo têm uma ação fisiológica importante. Daí que seja 
utilizado como sedativos, anestésicos ou anti-sépticos. 
É volátil na temperatura ambiente, produzindo um vapor de odor bastante 
desagradável. Facilmente solúvel em água e em dissulfeto de carbono, é quimicamente 
menos ativo que o cloro e mais que o iodo. Combina-se facilmente com muitos elementos e 
tem uma ação branqueadora. A maior aplicação do bromo é a produção de brometo de 
etileno, utilizado em combustíveis para motores, com o intuito de evitar a acumulação de 
chumbo no interior dos cilindros. Embora em menores quantidades, o elemento é utilizado 
http://www.if.ufrj.br/teaching/elem/e08200.html
 36 
como corante, ouainda como agente branqueador e sanitário na purificação de águas. De um 
modo geral, todos os brometos de terras raras alcalinas encontram aplicação na indústria 
farmacêutica, devido à sua ação sedativa, e na indústria fotográfica, na preparação de 
emulsões de brometo de prata. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Dióxido de manganês (MnO2) 
 Ácido Sulfúrico 6M (H2SO4) 
 Brometo de potássio (KBr) 
 Iodeto de potássio 1M(KI) 
 Éter etílico 
 Éter de petróleo 
 Zinco em pó 
 Papel indicador de pH 
 Kitazato 
 Tubos de ensaio 
 Pipetas 
 Pipetadores de borracha (pêras) 
 
PROCEDIMENTO 
1) Obtenção (TRABALHAR NA CAPELA!) 
 
 Coloque em um kitassato, uma mistura de 12 g de KBr e 3 g de MnO2. Adicione 15 
mL de H2SO4 6M e aqueça ligeiramente, controlando o andamento da reação, para que a 
mesma não se torne violenta. Borbulhe o gás bromo em um Becker contendo 40 mL de água 
destilada. Observe a cor avermelhada da água de bromo, verifique o pH da solução obtida e 
guarde-a para as experiências seguintes. 
Questões: 
1) O que se pode dizer a respeito da solubilidade desse gás em água? 
2) Escreva a reação de produção do gás bromo a partir do procedimento descrito acima. 
 
http://www.if.ufrj.br/bitmaps/pictures/p0040.gif
 37 
2) Solubilidade em solvente orgânico 
 
 Agite em um tubo de ensaio 2 mL de água de bromo recém-preparada com 2 mL de 
éter etílico. Observe a coloração da camada etérea e explique. 
 
3) Propriedades químicas 
 
3.1) Oxidação de I
-
 
 Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de KI 1M e, em seguida, 1 mL de água de 
bromo recém preparada. Observe o ocorrido. Adicione 2 mL de éter de petróleo e agite. 
Observe a coloração na fase etérea. 
Br2(aq) + 2I
-
 (aq)  Br
-
(aq) + I2(aq) 
3.2) Reação com metais 
 A 2 mL de água de bromo adicione uma pitada de zinco em pó. Observe a cor da 
solução. 
 
Br2(aq) + M(s)  M
+2
 + Br
-
(aq) (M = Zn) 
 
PARTE 05 - PREPARAÇÃO E PROPRIEDADES DO IODO 
 
OBJETIVOS 
 Obter iodo 
 Verificar a reatividade do iodo 
 Verificar a solubilidade do iodo em água e em solventes orgânicos 
 Verificar propriedades do iodo como agente oxidante 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
O iodo está largamente distribuído pela Natureza, embora nunca se encontre livre, 
ocorrendo principalmente na forma de iodetos e iodatos. É comum encontrar vestígios de 
iodo em rochas, nos solos e em depósitos de salmoura. A água do mar contém cerca de 0,05 
ppm de iodo. Existem muito poucos minerais em que este elemento seja o constituinte 
 38 
principal. Contudo, os mais importantes são a lautarite e o iodato de cálcio, que se encontram 
nos depósitos de nitratos do Chile. Também se encontra iodo como constituinte de alguns 
seres vivos, de plantas e de algas marinhas, embora em pequenas percentagens. 
A mais importante da aplicação do iodo é como desinfetante em medicina, de que é 
exemplo bastante conhecido a tintura de iodo. O iodo e alguns iodetos revelam-se úteis na 
catálise de certas reações como a desidrogenação do butano e buteno a butadieno, oxidações 
com o ácido sulfúrico e produção de polímeros. Outras utilizações do iodo e derivados são 
como meio de contraste em raios X e em fotografia. O estudo da influência do iodo no 
metabolismo animal tornou-se bastante importante a partir de 1895, quando se descobriu que 
o elemento é um constituinte normal da tiróide. Cedo se verificou que uma dieta deficiente 
em iodo era a causa principal do bócio. Em zonas onde o bócio é muito freqüente, é costume 
adicionar uma pequena fração de NaI ou KI a 100 000 partes de sal das cozinhas para 
combater esta deficiência. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 Dióxido de manganês (MnO2) 
 Ácido Sulfúrico 6M (H2SO4) 
 Iodeto de potássio (KI) 
 Éter etílico 
 Éter de petróleo 
 Álcool etílico 
 Tiossulfato de sódio 0,1M(Na2S2O3) 
 Tubos de ensaio 
 Pipetas 
 Béquer 
 Balão de fundo redondo 
 Vidro de relógio 
 Pipetadores de borracha(pêras) 
 
 
 
http://www.if.ufrj.br/bitmaps/Comp/i.gif
http://www.if.ufrj.br/bitmaps/pictures/p0044.gif
 39 
PROCEDIMENTO 
 
1) Obtenção (Trabalhar na capela!) 
Em um becher (A), coloque 3 g de KI, 4 g de MnO2 e 15 mL de H2SO4 9M. Misture 
bem os reagentes e aqueça com chama baixa, colocando antes, sobre o becher, um balão 
redondo (B), contendo água fria. O iodo sublimará e depositar-se-á no fundo do balão. Passe 
o iodo do fundo do balão para um vidro de relógio e guarde-o para as experiências seguintes. 
Escreva a reação de obtenção do iodo a partir do procedimento descrito acima. 
2) Solubilidade 
2.1) Em água 
Agite, num tubo de ensaio, um pequeno cristal de iodo em 2 ML de água. Observe a 
solubilidade desse halogênio em água. Adicione, então, alguns cristais de KI sólido e observe 
o ocorrido. Reserve a solução de iodo formada para uso posterior. 
I2(g) + I
-
(aq)  I3
-
 (aq) 
 
2.2) Em solventes orgânicos 
 Em 3 tubos de ensaio (A,B,C), coloque 2 mL dos seguintes solventes: 
 A – éter de petróleo B – éter etílico C – álcool etílico 
Adicione, a cada um deles, um pequeno cristal de iodo. Observe as diferentes 
colorações e explique o ocorrido. Reserve as soluções para uso posterior. 
3) Propriedades químicas 
 
3.1) Oxidação de S2O3
2-
 
 Às soluções de iodo obtidas nos itens 2.1 e 2.2, adicione gotas de solução de 
tiossulfato de sódio 0,1 M, até descoramento total da solução. 
 
I2(aq) + 2 S2O3
2-
(aq)  2I
-
(aq) + S4O6
2-
(aq) 
 40 
Aula prática N
o
 07 - Obtenção de NO e NO2 
OBJETIVO 
 
 Propor uma metodologia para a obtenção do NO e do NO2, em laboratório. 
 
PROBLEMATIZAÇÃO 
 
O Nitrogênio forma uma série extensa de óxidos, sendo os três mais comuns o N2O 
(óxido nitroso), NO (óxido nítrico) e NO2(dióxido de nitrogênio). 
O óxido nitroso foi o primeiro a ser utilizado como anestésico e muito conhecido 
como “gás hilariante”. 
O óxido nítrico é um gás incolor, mas diferentemente do N2O, levemente tóxico. Tem 
sido mostrado que a molécula de NO controla várias funções importantes no organismo, 
funcionando como um importante neurotransmissor no corpo humano. Ela faz com que os 
músculos que revestem os vasos sanguíneos relaxem, permitindo assim um fluxo maior de 
sangue [Brown; LeMay; Bursten. Química: A ciência Central]. 
Do ponto de vista da química da atmosfera, os óxidos de nitrogênio constituem um 
dos materiais mais indesejáveis, emitidos pelos canos de escapamento dos veículos. O óxido 
nítrico no ar é gradualmente oxidado para formar NO2, em um período de minutos ou horas, 
dependendo da concentração dos gases poluentes (reação I). A cor amarela na atmosfera de 
uma cidade envolvida pelo Smong deve-se à presença do dióxido de nitrogênio, pois esse gás 
absorve um pouco de luz visível próximo ao limite do violeta e, conseqüentemente, a luz 
solar transmitida através da névoa parece amarela (reação II). 
 
2NO + O2 → 2NO2 reação I 
 
 NO2 + h → NO + O reação II 
 
 
PRÉ-LABORATÓRIO 
 
 
 41 
 Discuta com sua equipe e sugira um procedimento para a preparação destes gases. 
Pontos como: matéria prima, vidraria necessária e procedimentos de segurança devem ser 
abordados. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Solicitar o material ao professor 
 
PROCEDIMENTO 
 
 Metodologia livre 
 
Bibliografia Consultada 
 
Russel, Química Geral, vol.1; Mahan e Myers, Química - Um Curso Universitário 
J.D.LEE, Química Inorgânica não tão concisa 
Brown; LeMay; Bursten. Química: A ciência Central