QUI_InorgânicaManual

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA-BAIANO
COORDENAÇÃO DE QUÍMICA
MANUAL DE AULAS PRÁTICAS
DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA BÁSICA
Autores:
Catu, BA
2011
HIDROGÊNIO: Obtenção e Reatividade
OBJETIVOS:
· Obter gás hidrogênio em laboratório
· Comparar a reatividade do hidrogênio atômico com o molecular
Como se obtém o gás hidrogênio? 
O hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica; no estado elementar existe como um gás H2, o qual é obtido tanto em escala industrial quanto no laboratório.
No laboratório, usam-se vários métodos simples para se obter gás hidrogênio, como por exemplo, a reação de ácidos diluídos com certos metais ou a reação do alumínio como solução aquosa de hidróxido de sódio.
No EXPERIMENTO 1, a seguir, você vai obter o gás hidrogênio a partir da reação entre o zinco metálico e uma solução de ácido clorídrico 2 mol L-1 e 6 mol L-1, Vai também testar se esse gás pode ser obtido a partir da mesma reação, mas substituindo o zinco pelo cobre.
EXPERIMENTO 1
1. Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 2 mL de solução 2mol.L-1 de ácido clorídrico. A seguir, adicionar zinco granulado (usar dois a três grânulos).
2. Repetir o experimento com uso de solução 6 mol. L-1
3. Observar e descrever suas observações
4. Repetir as etapas 1 e 2. substituindo o zinco pelo cobre.
· A que fato você sugere a formação de bolhas?
· Após analisar e discutir as observações feitas no experimento 1, com base numa tabela de potenciais de redução, escreva equação(ões) que representa(m) a(s) transformação(ões) observada(s), justificando-a(s).
· Considerando as características físicas do hidrogênio – gás incolor, inodoro, pouco solúvel em água – é possível ter certeza de que o gás obtido é hidrogênio?
· Após consultar uma tabela de potenciais padrão de redução, diga por que não há reação quando o zinco é substituído pelo cobre e identifique outros metais que podem ser usados em lugar do zinco.
No EXPERIMENTO 2, a seguir, você vai obter o gás hidrogênio a partir da reação entre o alumínio e uma solução de hidróxido de sódio a 2 mol. L-1.
EXPERIMENTO 2
1. Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 5 mL de solução 2 mol. L-1 de hidróxido de sódio. A seguir, adicionar um pedaço (1cm) de fita de alumínio.
2. Observar e descrever suas observações.
3. Aproxime um fósforo aceso no tubo de ensaio. Observe.
· Equacione a reação ocorrida
· Qualquer metal poderia ser utilizado para preparar gás hidrogênio? Explique.
Além de ser um bom agente redutor, o gás hidrogênio é um importante combustível. Quando aquecido, ele forma com o oxigênio uma mistura explosiva, ou seja, queima rapidamente ao ar ou em oxigênio, formando água e liberando grande quantidade de calor. A seguir, tem-se a equação que representa esta reação:
H2(g) + 1/2H2O  H2O(l) = -285,83 KJ mol-1 de H2
 = -0,163 KJ mol-1 de H2
Hidrogênio é obtido tanto em laboratório quanto em escala industrial. Em escala industrial, os dois métodos mais usados no Brasil são: eletrólise da salmoura ou da água e reforma catalítica da nafta. 
Obtendo hidrogênio por eletrólise
Um método muito usado para obtenção industrial de hidrogênio é a eletrólise. Esta pode ser uma eletrólise direta da água ou da salmoura (solução saturada de cloreto de sódio). No caso da eletrólise da salmoura, o hidrogênio é obtido como subproduto.
· Após analisar a tabela de potenciais de redução, escreva as equações que representam as semi-reações que ocorrem nos eletrodos, durante a eletrólise da salmoura.
No caso da eletrólise da água, utiliza-se um eletrólito, como por exemplo, hidróxido de potássio, ácido sulfúrico ou um sal cujo ânion não reaja. A seguir, você vai obter hidrogênio a partir da eletrólise da água usando como eletrólito o ácido sulfúrico.
EXPERIMENTO 3
1. Analisar e descrever o sistema montado para obtenção de gás hidrogênio a partir da eletrólise da água.
2. Escrever as equações das semi-reações que ocorrerão nos eletrodos.
3. Realizar a eletrólise e anotar todas as suas observações.
· Discuta os resultados e sugira como identificar os gases obtidos.
Quem é mais reativo: hidrogênio atômico ou molecular?
O gás hidrogênio consiste de moléculas H2, pois os átomos são muito reativos para existirem livres por muito tempo. Na obtenção deste gás em certas superfícies metálicas, em meio ácido, existem evidências que levam a propor a formação de espécies mais reativas, ou seja, o hidrogênio atômico, [H], o qual, no entanto, tem vida curta.
· Por que a molécula de hidrogênio (H2) é menos reativa do que o átomo [H]?
Desde que o hidrogênio pode agir em muitas reações como agente redutor, grande parte das suas aplicações deve-se a esta propriedade. Entre os usos industriais do hidrogênio tem-se a redução de compostos orgânicos aromáticos, tais como nitrobenzeno e benzeno, que ocorrem em importantes etapas dos processos de fabricação de anilina e de náilon, respectivamente. 
O gás hidrogênio não é muito reativo. A sua pouca reatividade deve-se mais a aspectos cinéticos, estando relacionada com a elevada energia envolvida para quebrar a ligação H – H que é necessária para o início da reação. 
No EXPERIMENTO 4 você vai comparar a ação redutora das espécies H2 e [H], frente a uma solução diluída contendo o ânion permanganato (MnO4-) – um excelente agente oxidante em meio ácido.
EXPERIMENTO 4
1. Em um tubo de ensaio, colocar 6 mL de solução de ácido sulfúrico 1 mol L-1 e, a seguir, adicionar cerca de 4 a 6 gotas de solução 0,05 mol L-1 de permanganato de potássio. Agitar a mistura e dividi-la em dois tubos de ensaio distintos. 
2. Em um terceiro tubo, colocar 3 mL de solução de ácido clorídrico 2 mol. L-1 e 3 grânulos de zinco. Tampá-lo com uma rolha atravessada por um tubo para saída de gases e mergulhar essa extremidade em um dos tubos preparado no item 1. Ao mesmo tempo, adicionar alguns grânulos de zinco ao outro tubo do item 1. 
· Em qual dos tubos de ensaio a solução de permanganato de potássio perdeu a cor mais rapidamente? Dê uma sugestão para o fato observado. 
· Qual espécie química foi reduzida pelo hidrogênio?
· Após consultar uma tabela de potenciais padrão de redução, escreva uma equação química que represente o fenômeno que foi observado. 
Através da análise do experimento 4 e do valor da energia envolvida na transformação abaixo, pode-se inferir que o hidrogênio atômico é cineticamente mais reativo que o molecular.
H2(g)  2H(g) H0=432 KJ mol-1 de H2
· Discuta porque a afirmação acima é verdadeira.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA: 
ISUYAMA, R e TIEDMANN, P.W. Hidrogênio: comprar ou fabricar? USP, Instituto de Química. São Paulo – SP, 1994.
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda, 1999.
VIVEIROS, A. M. V e ROCHA, Z. N. Aula Prática – Hidrogênio: obtenção e reatividade. UFBA, Instituto de Química. Salvador – BA, 1997.
FARIAS, ROBSON FERNANDES, Práticas de Química Inorgânica. Editora Átomo.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
METAIS ALCALINOS: Reatividade e Identificação
OBJETIVOS:
· Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e o ar.
· Identificar metais alcalinos através do teste de chama.
· Conhecer o comportamento dos íons alcalinos em água.
· Reconhecer o caráter iônico de compostos dos elementos alcalinos.
Por que os metais alcalinos são encontrados na forma combinada na crosta terrestre?
Os elementos do Grupo 1, conhecidos como metais alcalinos, constituem um grupo de elementos químicos com propriedades bastante homogêneas. Suas propriedades estão claramente relacionadas com suas estruturas eletrônicas. Eles formam cátions monovalentes e seus compostos são predominantemente iônicos.
· Compare as configurações eletrônicas dos alcalinos com as de outros elementos dos respectivos períodos e explique por que eles formam cátions monovalentes.
Osmetais alcalinos são facilmente oxidados, isto é, comportam-se como agentes redutores fortes e, portanto, não são encontrados na forma elementar na natureza. 
· Qual a forma elementar dos alcalinos?
· Com base no valor do potencial de redução da semi-equação abaixo, após consultar uma tabela de potenciais de redução verifique se os metais alcalinos reduzem a água. 
2H2O + 2e- 2OH- + H2 0= -0,83 V (meio alcalino)
· Faça uma previsão dos produtos que poderão se formar quando os metais alcalinos reagem com a água.
Você vai realizar os EXPERIMENTOS 1 e 2. Algumas precauções devem ser tomadas:
· Use um pedaço bem pequeno do metal (mais ou menos do tamanho da cabeça de um palito de fósforo).
· Não pegue o metal com as mãos.
EXPERIMENTO 1
1. Tomar uma cápsula de porcelana pequena, colocar metade do seu volume de água destilada e adicionar duas gotas de fenolftaleína. Anotar a cor da solução.
2. Cortar, cuidadosamente, sobre um pedaço de papel de filtro, um pequeno fragmento do metal lítio.
· Observar como varia o aspecto da superfície, recentemente cortada, do metal.
3. Colocar o fragmento de lítio dentro da água contida na cápsula, tapando-a imediatamente com um vidro de relógio.
· Observar e anotar o que acontece.
EXPERIMENTO 2
1. Repetir o procedimento anterior, substituindo o lítio por sódio. Lembrar que se deve usar um pedaço de sódio mais ou menos do tamanho de uma cabeça de palito de fósforo!
· Observar e anotar o que acontece após cada etapa do experimento.
· Descreva suas observações nos experimentos 1 e 2.
· Os metais alcalinos são armazenados em querosene. Por que eles não podem ficar expostos ao ar ou serem armazenados em água, que é um solvente mais barato?
Fenolftaleína é um indicador que muda de cor de acordo com o pH do meio: é incolor em pH abaixo de 8 e apresenta coloração vermelha para valores acima de 8.
· Com base nas informações dadas sobre a fenolftaleína, discuta os fatos observados nos EXPERIMENTOS 1 e 2. A seguir, escreva as equações químicas que representam as reações dos metais alcalinos com a água.
· Utilizando o ciclo termodinâmico, descreva as etapas envolvidas na oxidação destes metais.
Teste de Chama: um método para identificação dos elementos alcalinos
Os metais alcalinos ocorrem largamente na litosfera e na hidrosfera, sempre combinados e no estado de oxidação monopositivo.
Os cátions Na+ e K+ apresentam um conteúdo de 0,08% e 0,23%, respectivamente, no organismo humano, em massa total. Estes cátions desempenham várias funções biológicas importantes, tais como: a manutenção da pressão osmótica das células, o bom funcionamento do coração, etc.
A identificação dos cátions dos metais alcalinos não é muito simples, pois muitos de seus compostos são solúveis e seus cátions são incolores. Em conseqüência disto, testes de precipitação destes cátions requerem o uso de reagentes específicos.
· Por que a identificação destes elementos é tão importante para o bioquímico?
Um dos métodos de identificação dos metias alcalinos, comumente usado em laboratório, consiste no teste de chama. Neste teste, amostras contendo sais destes elementos são levadas à chama de um bico de bunsen ou lâmpada a álcool (fonte de energia), sobre um fio de platina ou de níquel/cromo.
No EXPERIMENTO 3, você vai identificar íons alcalinos a partir do teste de chama.
EXPERIMENTO 3
1. Tomar três tubos de ensaio e colocar, em cada um deles, separadamente, soluções salinas (cloretos) diluídas dos seguintes cátions: lítio, sódio e potássio ( 2 mL).
2. Introduzir uma haste de metal, à qual foi acoplado um fio de platina, em uma das soluções e, em seguida, levar à chama. 
· Observar e anotar a coloração da chama.
3. Lavar o fio de platina, mergulhando-o em uma solução concentrada de HCl e leva-lo à chama para eliminação de quaisquer impurezas.
4. Repetir as etapas 2 e 3 para as outras duas soluções.
· Observar e anotar a coloração das respectivas chamas.
5. Verificar com o professor (a) como obter uma chama que se destaca melhor. 
EXPERIMENTO 4
Neste teste, o que acontece são transições eletrônicas: o calor da chama excita um dos elétrons para um nível de energia mais alto. Quando o elétron excitado volta ao seu nível de energia original, ele emite a energia absorvida. Essas transições ocorrem em espécies de vida curta que são formadas, temporariamente, na chama. No caso do sódio, a chama, rica em elétrons, reduz os íons Na+ a átomos Na, e a cor amarela da chama deve-se à transição 3s  3p, cuja energia corresponde ao comprimento de onda de 589,2 nm nos átomos de sódio. Para o K, a cor violeta corresponde a linha espectral que ocorre em 404,4 nm e a transição de 4s  4p requer energia correspondente ao comprimento de onda 766,5 nm. Mas as cores dos diferentes elementos não são todas provenientes da mesma transição ou das mesmas espécies transitória. Por exemplo, a cor vermelha do lítio deve-se a transições na espécie transitória LiOH, formada na chama.
O método de determinação analítica conhecido como espectroscopia de chama baseia-se na medida da intensidade da cor da chama (espectros de emissão) de uma amostra desconhecida contendo o cátion a ser identificado. Neste teste utiliza-se como instrumento de medida uma célula fotoelétrica.
	ELEMENTO
	COR
	COMPRIMENTO DE ONDA (nm)
	Li
	Vermelho-carmin
	670,8
610,3
	Na
	Amarelo
	589,2
330
285
	K
	Violeta
	404,4
766,5
	Rb
	Violeta-vermelho
	780,0
	Cs
	Azul
	455,5
Tabela 1 – Coloração na chama para elementos do Grupo 1
· Com base na figura do espectro eletromagnético e as faixas de absorção das diferentes cores (tabela 2), procure correlacionar com o comprimento de onda que corresponde à cor observada na chama.
	Região do espectro  (nm)
	Cor absorvida
	400 – 435
	Violeta
	435 – 480
	Azul
	480 – 490
	Azul-esverdeado
	490 – 500
	Verde-azulado
	500 – 560
	Verde
	560 – 580
	Verde-amarelado
	580 – 595
	Amarelo
	595 – 650
	Alaranjado
	650 - 750
	Vermelho
Tabela 2 – Diferentes faixas no espectro da região do visível e a cor absorvida.
Como os íons alcalinos comportam-se em água?
Os alcalinos formam compostos predominantemente iônicos nos quais eles são íons positivos. Os óxidos desses elementos reagem com a água e essas reações ocorrem entre a água e o íon óxido, ou seja, íons alcalinos - cátions – não participam das alterações ocorridas na água.
No caso dos sais desses elementos, muitos deles formam soluções em água. Soluções aquosas de sais podem ser formadas a partir do processo de dissolução ou de uma reação. Muitos sais ao se misturarem com a água, o cátion ou o ânion reagem com as moléculas H2O. Reações nas quais a água é também o reagente são denominadas hidrólise. Se o cátion reage, forma-se o íon H3O+, se o ânion forma-se o íon OH-. Esse fato pode ser detectado através da medida do pH da mistura.
Você vai realizar o EXPERIMENTO 4 para verificar o comportamento de compostos dos alcalinos em água, isto é, se eles reagem ou apenas se dissolvem.
EXPERIMENTO 4
1. Tomar quatro tubos de ensaio e adicionar, a cada um deles separadamente, pequena quantidade dos seguintes sais: cloreto de sódio (NaCl), cloreto de potássio (KCl), carbonato de potássio (K2CO3) e hidrogenocarbonato de sódio (NaHCO3).
2. Adicionar cerca de 2 mL de água destilada a cada tubo, agitando-os para dissolver os sólidos.
3. Com papel indicador, medir o pH de cada solução e comparar com o pH da água destilada.
· Discuta os valores de pH quando comparados com o da água destilada.
· O que você pode concluir sobre o comportamento 
O grau de hidratação de um íon está relacionado com a sua relação carga/raio: quanto maior esta relação, mais hidratado estará o íon. O cátion Na+ apresenta maior tendência a reter água (hidratação) do que o K+, por isso ele é um dos responsáveis pelo aumento da pressão arterial.
· Por que pessoas com pressão alta devem evitar uso o de medicamentos à base de compostos de sódio?
· Discuta com seu colega por que crianças desidratadas devem ingerir solução salina contendo, entre outros íons, sódio.No EXPERIMENTO 5, a seguir, você vai continuar estudando o comportamento de compostos dos alcalinos em água. Você vai testar a condutividade elétrica de alguns sais desses elementos e de suas respectivas soluções, com o objetivo de comprovar o caráter predominantemente iônico desses compostos. 
EXPERIMENTO 5
1. Colocar, em vidros de relógio distintos, um pouco de cada um dos sais usados no experimento 4.
2. Tocar os terminais do dispositivo para testar a condutividade elétrica, em dois pontos separados do material e verificar se as lâmpadas acendem.
3. Misturar cada um dos sólidos com água. Repetir o item 2 usando, em lugar do sólido, a mistura do mesmo com água.
· Discuta os resultados obtidos no experimento 5.
· O que você pode concluir sobre o comportamento dos sais dos alcalinos em água? Discuta sua resposta.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
HILL, G. C. e HOLLMAN, J. S. Chemistry in Context, 3rd ed. Hong Kong: Thomas Nelson and Sons Ltda, 1989, p. 239-242.b
LEE, J.D. Concise Inorganic Chemistry. 4ª ed, London: Chapman & Hall, 1991, p. 286-289.
VIVEIROS, A. M. V. et al. “Manual de Aulas Práticas de Química Geral I” Salvador, 2003. 36 f. Material Didático. Instituto de Química, UFBA.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
ALCALINO-TERROSOS: Reatividade e Identificação
OBJETIVOS:
· Observar o comportamento dos metais alcalino-terrosos frente à água.
· Identificar elementos do Grupo 2 através de testes de precipitação.
· Avaliar a alteração de solubilidade de diferentes séries de sais dos elementos do Grupo 2.
· Analisar o oaráter ácido-base de compostos dos elementos alcalino-terrosos.
Quem é mais reativo: o metal alcalino ou o alcalino-terroso?
Os elementos do Grupo 2 da Tabela Periódica, conhecidos como metais alcalino-terrosos, são ainda bastante reativos frente ao ar e à água, e tendem a formar compostos nos quais apresentam o estado de oxidação +2.
· Quem deve ser maior: o cátion (M+) do metal alcalino ou o cátion (M2+) do metal alcalino-terroso, de um mesmo período? Explique sua resposta.
· Considerando que a energia de hidratação está relacionada com a relação carga/raio de um íon, justifique o fato dos cátions alcalino-terrosos apresentarem uma maior energia de hidratação do que os cátions alcalinos do mesmo período.
· Com exceção do berílio, os metais alcalino-terrosos, assim como os metias alcalinos, são bons agentes redutores. O calor liberado na hidratação dos cátions M2+ resulta em um balanço energético mais efetivo para a retirada dos dois elétrons da camada de valência, se comparado ao sistema análogo M1+ (M grupo 2).
O valor do potencial padrão do eletrodo (Eo) para a semi-reação de redução da água (ver equação I abaixo) é de -0,83 V. você observou na prática do Grupo 1 que os metais alcalinos reagem rapidamente com a água.
 H2O (l) + e- OH- (aq)+ 1/2 H2 (g) 0= -0,83 V (I) 
· Considerando as informações dadas acima, após consultar uma tabela de potenciais de redução, faça uma previsão da possibilidade de reação dos metias do Grupo 2 com a água e dos produtos que serão formados.
EXPERIMENTO 1
1. Tomar dois pequenos pedaços (1 cm) de fita de magnésio, observar a aparência, lixar a sua superfície e observar novamente a aparência.
2. Colocar um dos pedaços de fita em um tubo de ensaio contendo água destilada, à qual foi previamente adicionado duas gotas de solução de fenolftaleína.
3. Observar indícios de que ocorre ou não reação e anotar suas observações.
4. Segurar o outro pedaço com uma pinça de metal e queimá-la. Observar a aparência do produto da reação e reservá-lo para ser usado no experimento 4.
· Sabendo que a fenolftaleína é um indicador que apresenta coloração vermelha em pH>8, o que você pode concluir com base nas suas observações? Discuta-as.
· Elabore objetivos para o experimento 1.
O valor de potencial padrão de redução do magnésio, E0=-2,38 V, é maior que o do sódio (E0=-2,71 V). Assim, quando comparado com esse elemento, do mesmo período, mas do Grupo 1, ele é menos reativo com a água.
· Consulte uma tabela de potenciais de redução e discuta com seu colega se a reação do magnésio com uma solução aquosa ácida seria possível.
Identificação dos cátions de matais alcalino-terrosos através de testes de precipitação
Diferente dos alcalinos, os alcalino-terrosos formam muito mais sais pouco solúveis, o que justifica a grande ocorrência destes elementos nos minerais que existem na superfície terrestre. Muitos destes minerais são sais contendo cátions destes metais com os ânions carbonato, sulfato, fosfato, etc. Por causa também da menor solubilidade de seus compostos, os metais alcalino-terrosos são os principais responsáveis pela formação de cálculos renais e biliares. Isso porque o ser humano necessita, na sua nutrição, de certa quantidade de íons cálcio e magnésio. Estes cátions formam compostos pouco solúveis com os ânions CO32-, PO43-e C2O42-, que estão presentes no organismo. Em conseqüência disto, tem-se que estes elementos são os principais formadores de cálculos, tanto no sistema digestivo quanto no urinário.
A seguir, você vai realizar o EXPERIMENTO 2, para verificar a solubilidade de alguns sais dos alcalino-terrosos em água.
EXPERIMENTO 2
1. Separar doze tubos de ensaio.
2. A cada três tubos colocar 1 mL de solução 0,5 mol L-1 de cada um dos seguintes sais:
· Nitrato de magnésio
· Nitrato de cálcio
· Nitrato de estrôncio
· Nitrato de bário
3. Em seguida, adicionar, gota AA gota, a cada um dos tubos contendo os cátions, soluções dos seguintes ânions:
· Sulfato (solução 0,25 mol L-1 de sulfato de sódio)
· Cromato (solução 0,1 mol L-1 de cromato de potássio)
· Hidróxido (solução 0,25 mol L-1 hidróxido de sódio, recém preparada com água fervida)
4. Registrar suas observações em uma tabela. Se necessário, pedir ajuda do professor para construí-la.
5. Fazer observações após a adição de cada gota e parar assim que ocorrer alguma alteração. Caso não observe qualquer alteração, parar após a adição de 20 gotas. 
· Use seus conhecimentos sobre as energias envolvidas no processo de solubilidade de sólidos iônicos para explicar as observações feitas no experimento 2.
Prepare-se agora para o EXPERIMENTO 3, no qual você vai realizar uma análise qualitativa de cátions, com base nos testes de precipitação feitos no Experimento 2.
EXPERIMENTO 3
1. Tomar duas amostras desconhecidas contendo soluções de cátions d elementos dos alcalino-terrosos.
2. Identificar, através de reações de precipitação com os mesmos ânions do Experimento 2, os cátions contidos nas amostras.
· Quais são os cátions presentes nas amostras desconhecidas? Justifique sua resposta.
Os cátions dos alcalino-terrosos (M2+) apresentam importantes funções metabólicas. O Mg2+, por exemplo, é encontrado em muitas moléculas protéicas (enzimas) que aceleram reações bioquímicas vitais.
O hidróxido de magnésio é pouco solúvel e quando se mistura esta substância em água, tem-se pequena quantidade de íons OH-. Mas em meio ácido, os íons OH- reagem com o H3O+. Assim, a solubilidade dessa substância aumenta e, portanto, a concentração de Mg2+. Esse íon (Mg2+) possui uma relação carga/raio (potencial iônico) relativamente alta, quando comparada com a dos outros alcalino-terrosos (exceto o berílio) e com os alcalinos. Por isso o seu grau de hidratação é grande e, desse modo, quando ingerido ele arrasta grande quantidade de água para o sistema digestivo. Isso leva ao amolecimento do bolo fecal, contribuindo para o efeito laxativo provocado por algumas substâncias, tais como: o sal de Épsom (MgSO4.7H2O) e suspensão de Mg(OH)2, leite de magnésia.
Compostos dos alcalino-terrosos: comportamento em água 
Os compostos dos alcalino-terrosos são predominantemente iônicos, nos quais esses elementos são os cátions. Em água, apenas o íon Be2+ reage com a água; os outros cátions simplesmente tornam-se hidratados.
· Por que dos íons alcalino-terrosos,apenas o Be2+ reage com água?
No EXPERIMENTO 4, a seguir, você vai estudar o comportamento de compostos do alcalino-terrosos em água. Você vai testar a condutividade elétrica das soluções aquosas de alguns compostos desses elementos e, também, medir o pH dessas soluções, comparando-os com o da água pura.
EXPERIMENTO 4
1. Colocar, em vidros de relógio distintos, um pouco de cada um dos nitratos usados no Experimento 2, além do produto obtido no Experimento 1 com a queima da fita de magnésio.
2. Tocar os terminais do dispositivo para testar a condutividade elétrica, em dois pontos separados do material e verificar se as lâmpadas acendem.
3. Adicionar um pouco de água a cada um dos sólidos e misturar. Repetir o procedimento do item 2 usando, em lugar do sólido, a mistura do mesmo com a água.
4. Medir o pH de cada uma das soluções usadas no item 3 e também das misturas, em água, do óxido de magnésio e carbonato de cálcio.
· O que você pode concluir sobre o comportamento dos compostos dos alcalino-terrosos em água? Discuta sua resposta.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda, 1999, p. 139-151
ROCHA, Z. N., VIVEIROS, A. M. V. e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI-002: Alcalino-Terrosos UFBA, Instituto de Química, Salvador-BA, 2005.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
ALUMÍNIO: O elemento e seus compostos
OBJETIVOS: 
· Observar o comportamento do alumínio frente à água e em soluções ácidas e básicas.
· Reconhecer que soluções aquosas dos sais de alumínio são ácidas.
· Entender o papel de compostos de alumínio no tratamento da água.
· Identificar o caráter ácido-base do hidróxido de alumínio.
Por que o alumínio é um elemento muito importante? 
O alumínio é o elemento mais importante do Grupo 13 da Tabela Periódica. Depois do ferro, é o metal mais utilizado no mundo atualmente e o terceiro elemento mais abundante, em peso, na crosta terrestre. A importância deste elemento está relacionada não somente com a sua abundância, mas, também, com a sua versatilidade.
· Faça um levantamento de aplicações do alumínio em sua residência.
O principal minério de alumínio é a bauxita, que é constituída pelos óxidos: Al2O3, Fe2O3, SiO2 e TiO2. O conteúdo de óxido de alumínio é de aproximadamente 50%. A obtenção do metal puro requer um tratamento inicial do minério com solução de hidróxido de sódio, visando à separação do óxido de alumínio dos demais compostos.
· Considerando as aplicações do alumínio que foram listadas por você, tente se lembrar de algumas propriedades deste metal que favorecem os seus múltiplos usos.
O alumínio tem propriedades características dos metais. A sua superfície limpa é branco-prateada, mas, quando exposto ao ar, toma-se menos brilhante, pois se recobre de uma camada fina e aderente de óxido. Esta camada é apassivadora, ou seja, o protege da corrosão posterior. O alumínio é um bom condutor de calor, bem com um excelente condutor de corrente elétrica; além disso, é um metal de baixa densidade.
· O alumínio possui um potencial de oxidação suficientemente alto para reagir com o ar e a água. No entanto, observa-se que este metal é estável frente ao ar e à água. Com base no que foi dito antes, dê uma explicação para esse fato.
O objetivo do Experimento 1, a seguir, é observar o comportamento do alumínio em água e em soluções ácidas.
EXPERIMENTO 1
1. Tomar cinco tubos de ensaio e colocar, em cada um deles, um pequeno pedaço (aparas) de alumínio.
2. Adicionar a um deles 1 mL de água destilada, em dois tubos colocar, separadamente, 1 mL de solução 6 mol L-1 de hidróxido de sódio e 2 mol L-1. Em mais dois tubos fazer as misturas do metal com solução 6 mol L-1 de hidróxido de sódio e 2 mol L-1 de ácido clorídrico. Observar o comportamento do alumínio em cada tubo.
· Escreva as equações químicas que representam as transformações ocorridas com o alumínio.
· Considerando os valores dados abaixo dos potenciais padrão das semi-equações, discuta as observações realizadas no Experimento 1.
2H+ (aq) + 2e- H2 (g) E0 = 0,00 V 
H2O (l) + 2e- 2OH- (aq) + H2 (g) E0 = - 0,83 V 
Al (s) Al3+ (aq) + 3 e- E0 = + 1,67 V 
Al (s) + 4OH- (aq) [Al(OH)4]- (aq) + 3 e- E0 = + 2,35 V
A partir de uma análise dos potenciais de redução padrão dos elementos do Grupo 13 (veja tabela desses valores) verifica-se que todos os elementos deste grupo poderiam ser oxidados a seus cátions por uma solução 1 mol L-1 de íons H+ (ácida).
Comportamento do cátion alumínio em água 
Quase toda a química do alumínio é ditada pela alta carga e pequeno raio, ou seja, pela alta relação carga/raio do íon Al3+.
· Analise os dados apresentados no quadro a seguir e compare o valor da relação carga/raio do íon Al3+ com os demais íons tabelados.
	CÁTION
	CARGA/RAIO (ues.nm -1)
	Na+
	10
	Mg2+
	31
	Al3+
	63
	Cu2+
	29
 Tabela 1
Quando sais de alumínio são misturados com a água, os íons Al3+ são imediatamente atraídos pelos pólos negativos das moléculas de água, formando íons aquosos, [Al (OH2)6]3+, que podem ser escritos, de modo simplificado, como Al3+ (aq).
O campo elétrico associado ao íon Al3+, pequeno e altamente carregado, tem intensidade suficiente para atrair elétrons do oxigênio das moléculas de água ligadas a este cátion, deixando-as mais polarizadas do que a H2O livre. Estas moléculas de água tornam-se doadoras de prótons. As moléculas livres de água atuam como bases de Brönsted-Lowry, segundo a equação abaixo: 
[Al (H2O)6]3+ + H2O [Al (H2O)5OH]2+ + H3O+ (aq) ka= 1,12 x 10-5
· Escreva a equação que representa a formação do cátion hexaquoalumínio (III).
Quando se dissolve os sais de alumínio em água, o pH da solução formada pode ser ácido, portanto, solos ricos em certos sais de alumínio podem apresentar um pH ácido.
O objetivo do EXPERIMENTO 2 é comprovar o caráter ácido das soluções de alguns sais de alumínio.
EXPERIMENTO 2
1. Tomar uma pequena quantidade de sulfato de alumínio e dissolvê-lo em um pouco de água.
2. Medir o pH da solução formada e compará-lo com o da água pura.
· Discuta o resultado encontrado.
Por que os compostos de alumínio são usados no tratamento de água?
Um dos compostos de alumínio de grande importância prática é o sulfato de alumínio, que é um produto largamente usado como agente coagulante no processo de floculação. 
· Procure no dicionário o significado da palavra floculação.
Para sedimentar mais rapidamente as impurezas dispersas na água utiliza-se um agente coagulante – sulfato de alumínio – e um auxiliar de coagulação – hidróxido de cálcio. A partir da mistura destas substâncias obtém-se o hidróxido de alumínio, que é um agente floculante. Durante a formação deste precipitado ocorre agregação do material em suspensão (no caso, o barro) e uma deposição mais rápida e eficiente do mesmo no fundo do recipiente. 
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 3, no qual será observada a floculação, etapa importante no tratamento da água.
EXPERIMENTO 3
1. Preparar 100 mL de água barrenta.
2. Dividir esse volume em duas partes iguais e colocar em duas provetas de 50 mL.
3. Adicionar, agitando, a apenas uma das provetas, 5 mL de solução saturada de sulfato de alumínio e, em seguida, uma pequena porção de hidróxido de cálcio sólido. Misturar agitando.
4. Após agitar simultaneamente as dispersões contidas nas duas provetas, deixar ambas em repouso e comparar o tempo de decantação nos dois recipientes.
· Descreva o que você observou e tente dar uma explicação para o ocorrido.
Propriedades do hidróxido de alumínio
Pode-se avaliar o caráter ácido/base de um óxido a partir do valor da relaçãocarga/raio do elemento ligado ao oxigênio. Elementos com uma alta relação carga/raio formam óxidos predominantemente ácidos. Quando este valor é intermediário, os óxidos são anfóteros e, se o valor é baixo, o caráter básico predomina.
· Consulte a Tabela 1 e faça uma previsão sobre o caráter ácido/base do óxido de alumínio quando comparado com os dos óxidos dos outros elementos constantes nessa tabela.
O caráter ácido dos óxidos formados pelos elementos do Grupo 13 diminui com o aumento do número atômico, ou seja, o óxido bórico é ácido, o alumínio e o gálio formam óxidos anfóteros e os demais elementos formam óxidos básicos. Quando o hidróxido de alumínio encontra-se disperso em água, forma uma suspensão que pode ser usada, por exemplo, como antiácido, uma vez que este é um composto com características anfóteras. 
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 4, a seguir, para comprovar o caráter anfótero do hidróxido de alumínio. 
EXPERIMENTO 4
1. Tomar um tubo de ensaio e colocar 4 mL de solução de sulfato de alumínio 0,1 mol L – 1.
2. Adicionar gota a gota uma solução 6 mol L-1 de hidróxido de sódio até que ocorra a formação de uma boa quantidade de precipitado branco.
3. Dividir este precipitado em três tubos de ensaio.
4. Ao primeiro, adicionar mais solução de hidróxido de sódio até a dissolução do precipitado.
5. Separar, por filtração, a mistura contida no terceiro tubo e adicionar, sobre o precipitado, gotas de solução colorida (indicador violeta de metila). Observar as propriedades adsortivas deste composto.
· Escreva as equações químicas que representam o experimento realizado.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
HILL, G. C. e HOLLMAN, J. S. Chemistry in Context, 3rd ed. Hong Kong: Thomas Nelson and Sons Ltda, 1989, p. 239-242.b
VIVEIROS, A. M. V e ROCHA, Z. N. Aula Prática – Alumínio: o elemento mais importante do Grupo IIIA. UFBA, Instituto de Química. Salvador – BA, 1997.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
CARBONO: Compostos Inorgânicos
SILÍCIO: Um Importante Elemento do Reino Mineral
OBJETIVOS:
· Identificar indícios de formação das espécies químicas CO2, HCO3- e CO32-.
· Obter a sílica gel a partir de silicato.
I – CARBONO 
Identificação e importância do, HCO3- e CO32-
Carbono é um elemento essencial de toda a matéria viva. Apesar de grande parte dos seus compostos serem objeto de estudo da Química Orgânica, este elemento forma também muitos compostos classificados como inorgânicos, os quais são de grande importância para a vida.
· Cite alguns compostos inorgânicos do seu cotidiano formados por átomos de carbono.
O carbono forma vários óxidos, mas os mais comuns e estáveis são o monóxido (CO) e o dióxido (CO2). O dióxido de carbono é um gás incolor, inodoro e considerado um produto de grande interesse industrial. A atmosfera atua como reservatório de CO2 e, do ponto de vista biológico, este gás é importante no processo da fotossíntese, através do qual muitas plantas sintetizam a glicose e/ou outras espécies mais complexas, além do gás oxigênio, O2.
6CO2 (g) + 6H20 (l) C6H12O6 (g) + 6O2 (g) G=+2.862 kJ mol-1 de glicose
· Cite algumas fontes de dióxido de carbono para a atmosfera.
O CO2, juntamente com a água, é o principal produto da combustão completa de compostos orgânicos. A sua existência na atmosfera é importante, não só devido a sua participação no processo de fotossíntese como também no efeito estufa, isto é, na manutenção da temperatura média da terra em torno de 15 ºC. Entretanto, em excesso contribui para o aumento da temperatura terrestre acima do desejado. As moléculas de CO2 absorvem radiação na região do infravermelho e a sua presença na atmosfera, juntamente com outros gases, contribui para diminuir a perda de calor da Terra por radiação e, desse modo, para aumentar a temperatura média do planeta.
· Discuta com os seus colegas o que pode ser feito para diminuir o efeito estufa.
· Faça uma pesquisa sobe quais outros gases também contribuem para o aumento do efeito estufa.
EXPERIMENTO 1
1. Montar o equipamento conforme mostra a FIGURA 1.
2. Em um dos tubos de ensaio, colocar cerca de 2 mL de solução diluída de tornassol ou algum indicador ácido-base.
3. Adaptar a este tubo de ensaio um tubo em “U”, para recolher o gás que será produzido a partir de um outro tubo (veja FIGURA 1).
4. Nesse outro tubo de ensaio onde será produzido o gás, colocar  2 g de hidrogenocarbonato de sódio e 2 mL de solução de ácido clorídrico 1 mol L-1. Fechá-lo, imediatamente, com a rolha de borracha. Deixar o gás formado borbulhar no tubo contendo tornassol.
· O que você observou no tubo contendo o indicador?
· O que você pode concluir a partir dessa observação?
· Escreva, então, uma equação que represente o que ocorreu no Experimento 1. 
AGORA FAÇA O SEGUINTE TESTE:
· Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 2 mL da solução diluída do indicador. Com um canudo, soprar dentro do tubo até ocorrer mudança de cor.
· O que você concluir a partir desse teste? Justifique.
O gás carbônico (CO2) mistura-se com a água e uma pequena porção dele (cerca de 1%) reage formando o ácido carbônico, o qual se comporta como um ácido fraco em água.
· Com base no teste realizado, diga por que bebidas gaseificadas com o CO2 apresentam um sabor levemente azedo.
O dióxido de carbono desempenha papel importante ao contribuir para a manutenção do pH do plasma do sangue, que é mantido em cerca de 7,4, por vários sistemas tampão. Um desses sistemas é o formado por HCO3-/H2CO3.
O dióxido de carbono também pode ser detectado através de sua reação com uma solução aquosa de hidróxido de cálcio, Ca(OH), (água de cal ou cal hidratada). Em meio aquoso, parte do dióxido de carbono encontra-se hidratado, na forma de CO2.H2O (aq). O qual reage com os íons OH-, formando os íons carbonato CaCO3. Passando uma quantidade maior desse gás pela mistura, a turvação desaparece, pois o carbonato, CO32-formado também reage com o CO2, produzindo hidrogenocarbonato, HCO3-, que é solúvel.
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 2 a seguir, com o objetivo de observar indícios de formação das espécies químicas CO32- e HCO3- em meio aquoso.
EXPERIMENTO 2
1. Em um tubo de ensaio colocar  3 mL de solução de água de cal.
2. Em outro tubo de ensaio, colocar  3 g de mármore (CaCO3) triturado e adicionar 3 mL de solução aquosa de ácido clorídrico 1:1. Fechá-lo imediatamente com o tubo em “U” e a mergulhar outra extremidade desse tubo na solução de água de cal.
3. Deixar o gás formado na reação entre CaCO3 (s) e a solução de HCl borbulhar na solução de água de cal.
4. Observar a formação da turvação.
5. Continuar recolhendo o gás até que a turvação desapareça, ou seja, ocorra a formação de uma solução.
· Com base nos resultados observados no Experimento 1, diga qual é o tipo de reação que ocorre entre CO2.H2O (aq) e os íons OH-? Explique sua resposta.
· Qual é a causa da turvação da solução de água de cal?
· Por que a turvação desaparece à medida que mais gás é borbulhado na solução de água de cal?
· Escreva as equações químicas que representem o que foi observado por você no Experimento 2, justificando-as.
Hidrogenocarboanto de sódio: um ingrediente antiácido?
O hidrogenocarbonato de sódio apresenta várias aplicações industriais, dentre as quais se podem citar: fabricação de antiácidos, fermentos minerais e pasta dental. É também usado em extintores de incêndio. Nos fermentos minerais e nos extintores ele reage com ácido (H+) liberando o gás CO2.
O hidrogenocarbonato de sódio se mistura com a água para produzir uma solução fracamente básica. Neste processo ocorrem dois equilíbrios, mas um predomina em relação ao outro (Kb>Ka). Veja as equações a seguir:
HCO3- (aq) + H2O (l) H2CO3 (aq) + OH- Kb=2,4 x 10-8
HCO3- (aq) + H2O (l) CO32- (aq) + H3O+ (aq) Ka=5,6 x10-11
No EXPERIMENTO 3 você vai medir o pH de uma solução aquosa de hidrogenocarbonato de sódio e verificar o seu comportamento em meioácido.
EXPERIMENTO 3
1. Em um tubo de ensaio, colocar um pouco de hidrogenocarbonato de sódio, misturá-lo com cerca de 3 mL de água destilada, agitar a mistura e medir o pH.
· Compare o pH dessa solução com o da água pura.
2. Em um outro tubo de ensaio, tomar aproximadamente uma mesma quantidade deste sólido e adicionar 2 mL de ácido clorídrico 1:1 e anotar suas observações.
· O que você pode concluir a partir dos resultados medidos e observados no Experimento 3?
· Justifique, através de equações químicas, o uso do hidrogenocarbonato de sódio no combate da acidez estomacal.
II – SILÍCIO
O silício é o segundo elemento mais abundante da crosta terrestre, integrante essencial de uma grande variedade de minerais que formam a superfície da Terra. Ele é encontrado, por exemplo, na forma de quartzo, areia, argila, pedras preciosas, etc.
A grande afinidade do silício pelo oxigênio justifica o fato de a maior parte dos seus compostos serem constituídos de enormes cadeias formadas pela interação Si – O. como esta ligação é muito forte, esses compostos apresentam uma alta estabilidade química e uma baixa reatividade.
Entre os compostos e silício tem-se o dióxido (SiO2)n, que é um óxido ácido. Sílica gel é um forma amorfa do (SiO2)n.H2O, formada pela acidificação de solução aquosa de silicato de sódio. Um dos ácidos formados, o metassilícico, facilmente forma soluções supersaturadas, em que gradualmente se polimeriza e passa ao estado coloidal. Com a ajuda de estabilizadores, obtêm-se sóis estáveis de ácido silícico e, na ausência dos estabilizadores, o sol passa ao gel. Esse gel, quando submetido a um processo de desidratação com temperatura controlada, forma produtos porosos que são usados como dessecantes e adsorventes.
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1 a seguir, de modo a obter o gel de ácido metassilícico.
EXPERIMENTO 1
1. Colocar em um tubo de ensaio 2 mL de solução de silicato de sódio a 30%.
2. Adicionar, lentamente, igual volume de ácido clorídrico concentrado.
3. Homogeneizar a mistura com um bastão e, depois de aproximadamente 20 minutos, observar o seu aspecto.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
JOESTEN, M.D., JOHNSTON, D.O., NETTERVILLE, J,T, AND WOOD, J.L. “World of Chemistry”. USA, Saunders College Publishing, 1991, p. 255-264.
SNYDER, C.H. “The Extraordinary Chemistry of Ordinary Things”. 2nd ed. USA, John Willey & Sons, Inc., 1995, p. 228-241.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
NITROGÊNIO E FÓSFORO: Elementos e Compostos
 OBJETIVOS:
· Obter o gás nitrogênio e verificar seu comportamento quanto à combustão.
· Obter e identificar o gás amônia
· Estudar a reatividade do fósforo frente ao gás oxigênio.
· Estudar o comportamento dos oxoânions do nitrogênio e do fósforo em água.
· Comparar o poder oxidante do H+ com o do NO3-.
Nitrogênio: obtenção e reatividade
O elemento nitrogênio é um dos componentes dos aminoácidos e das proteínas presentes em todos os animais. Além disso, é um importante nutriente necessário ao desenvolvimento das folhas. Embora a atmosfera terrestre seja muito rica no gás nitrogênio (N2) – 78%, a utilização do elemento (N) pelos seres vivos não é um processo simples, devido à baixa reatividade do nitrogênio molecular (N2).
· Escreva a estrutura de Lewis para a molécula N2 e use-a para justificar a baixa reatividade, cinética e termodinâmica, do gás nitrogênio.
Para que as plantas possam usar o nitrogênio do ar atmosférico é preciso que, antes, ele seja transformado em algum composto, como por exemplo, amônia ou nitratos. A transformação do nitrogênio em compostos úteis é um processo conhecido como fixação de nitrogênio.
O nitrogênio é obtido, em escala industrial, condensando o ar e, em seguida, realizando uma destilação fracionada deste ar liquefeito.
· Considerando que o gás nitrogênio tem um ponto de ebulição de -195,8 ºC e o oxigênio -183,1 ºC, quem deve destilar primeiro?
No laboratório, o gás nitrogênio pode ser obtido por decomposição térmica de sais, tais como, nitrito de amônio (NH4)NO2 ou azida de sódio (NaN3).
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1 a seguir, através do qual você vai obter o gás N2 e testar seu comportamento quanto à combustão.
EXPERIMENTO 1
1. Em um tubo de ensaio, colocar 3 mL de uma solução saturada de cloreto de amônio e 5 mL de solução saturada de nitrito de sódio. Caso não tenha esta solução, pode usar o nitrito de sódio. 
2. Aquecer o tubo até ocorrer desprendimento de gás.
3. Introduzir no tubo uma haste incandescente, cuidadosamente, sem deixá-la entrar em contato com a solução, mas apenas com o gás que está sendo formado.
· O que acontece com a haste incandescente após ser introduzida no tubo?
· O que é possível concluir a partir do que você observou?
Amônia: obtenção e reatividade 
Amônia é obtida industrialmente pelo processo Haber-Bosch, que é um dos principais meios artificiais de fixação do nitrogênio. Este processo consiste na reação catalítica entre os gases nitrogênio e hidrogênio, sob condições de temperatura e pressão elevadas. Mais de 80% da amônia produzida é usada na indústria de fertilizantes. 
No laboratório, o gás amônia pode ser obtido a partir da reação entre um sal de amônio (por exemplo, NH4Cl) e uma base forte. Este gás, ao ser recolhido em água contendo um indicador de pH, pode ser identificado através da evidência de seu caráter básico.
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 2 a seguir, no qual você vai obter o gás amônia (NH3) e identifica-lo através de seu caráter básico.
EXPERIMENTO 2
1. Em um tubo de ensaio seco, colocar cerca de 1,0 g de cloreto de amônio, NH4Cl, e 1,0 g de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, misturá-los e aquecer a mistura. Com cuidado, (PERGUNTE AO PROFESSOR COMO FAZER ISSO) sinta o cheiro do gás desprendido.
2. Recolher o gás em outro tubo de ensaio contendo água destilada com duas gotas de fenolftaleína.
· O que você observou quanto à coloração da solução?
· Sabendo que a fenolftaleína é uma substância que em pH acima de 8,0 torna-se vermelha, como você explica o fato observado?
A amônia é um gás incolor, de odor pungente, que, em água, reage com mesma, aceitando prótons, formando íons hidróxido (OH-) e amônio (NH4+). Atua, portanto, como uma base de Bronsted-Lowry (pKb=4,75).
NH3 (g) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) Kb=1,8 x 10-5
· O que é base de Bronsted-Lowry? E de Lewis?
· Escreva as equações químicas que representem a obtenção de amônia ocorrida no Experimento 2.
Prepare-se agora para realizar o EXPERIMENTO 3 a seguir, no qual a amônia vai atuar como uma base de Lewis.
EXPERIMENTO 3
1. Em um tubo de ensaio grande, dissolver um pouco de sulfato de cobre (II) em água.
· Qual é a cor da solução obtida? Escreva uma equação que represente o que ocorreu.
2. Adicionar, lentamente e com agitação, solução diluída de amônia.
3. Continuar adicionando amônia até não ocorrer mais qualquer transformação.
· O que você observou?
· O que você acha que isso significa?
· O que você pode concluir quanto às forças relativas da amônia e da água como bases de Lewis? Por quê?
Ácido nítrico: qual o melhor oxidante, H+ ou NO3-? 
Além da amônia, muitos outros compostos inorgânicos de nitrogênio são de grande importância industrial e laboratorial. Entre eles tem-se um dos mais importantes ácidos inorgânicos, o ácido nítrico. Essa substância, usada extensivamente na produção de fertilizantes e explosivos, destaca-se por ser um ácido de Bronsted-Lowry forte, um poderoso agente oxidante e por suas propriedades nitrantes, de particular interesse na química orgânica.
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 4 a seguir e comparar a ação oxidante das espécies H+ e NO3-. Além disso, você vai verificar o comportamento do dióxido de nitrogênio em água. 
EXPERIMENTO 4
1. Em dois tubos de ensaio colocar alguns grânulos de cobre (pouca quantidade).
2. A um deles, adicionar 2 mL de ácido clorídrico 6 mol. L-1 e ao outro, 2 mL de solução de ácido nítrico, também6 mol. L-1.
· Observe e anote, em ambos os tubos, indícios ou não de ocorrência de reação.
3. Fechar o tubo contendo ácido nítrico com uma rolha de borracha, à qual foi adaptado um tubo em U (ver FIGURA 1, p. 2, na aula sobre carbono).
4. Mergulhar a outra extremidade do tubo em U em um outro tubo de ensaio contendo solução de tornassol (um indicador ácido-base).
· Anote qualquer alteração observada na solução contendo o indicador.
· Sugira explicações para as suas observações do item 2 e para as do item 4. Procure as informações que considere necessárias para as explicações.
Fósforo: reatividade do elemento e de compostos
O fósforo é sólido à temperatura ambiente e existe em várias formas alotrópicas. Uma delas, o fósforo branco, altamente tóxico, é formada de moléculas tetraédricas P4 e queima espontaneamente ao ar, a uma temperatura de cerca de 35 ºC, formando o óxido P4O10. Como ele não reage com água, é mantido imerso nesta substância.
A seguir, você vai fazer o EXPERIMENTO 5 para testar a reatividade de fósforo branco frente ao ar e a reatividade do pentóxido de fósforo frente à água. Antes, porém, procure informações sobre essas substâncias no Manual de Emergência.
EXPERIMENTO 5
ATENÇÃO: ESSE EXPERIMENTO DEVE SER REALIZADO NA CAPELA
1. Com uma pinça de metal, retirar um pedaço de fósforo branco de dentro do recipiente onde ele se encontra imerso em água, e coloca-lo em um cadinho.
2. Segurar o cadinho com uma pinça de madeira e aquecê-lo, com cuidado e suavemente. Cessar o aquecimento assim que iniciar a queima e, imediatamente, cobrir o cadinho com um béquer.
· Observe o material formado com a queima e descreva-o.
3. Colocar cerca de 2 mL de água destilada no béquer contendo o produto da queima do fósforo e medir o pH da solução formada.
· Sugira explicações para suas observações do item 2 e para as do item 3. Procure as informações que considere necessárias para as explicações.
· Com base no conhecimento de que o nitrogênio elementar é um gás, formado de moléculas N2, e que o fósforo branco, umas das formas alotrópicas do fósforo é um sólido formado por moléculas P4, discuta o comportamento dessas substâncias quanto à combustão.
Oxoânions do Nitrogênio e do Fósforo: comportamento em água
Nitritos (NO2-) e nitratos (NO3-), dois oxoânions comuns do nitrogênio, são usados como aditivos em alimentos. São adicionados a carnes industrializadas e molhos, mas o uso destas substâncias deve ser cauteloso, pois o nível de nitrito não deve exceder 200 mg kg -1, e o de nitrato 500 mg kg -1. Estes compostos podem agir sobre a hemoglobina, oxidando o ferro e diminuindo sua capacidade de transportar o oxigênio. Além disso, reagem com as aminas secundárias produzindo nitrosaminas, que são reconhecidas como substâncias cancerígenas.
O ácido fosfórico dá origem a três séries de sais: dihidrogenofosfatos (H2PO4-), hidrogenofosfatos (HPO42-) e fosfatos (PO43-). Estes sais são muito usados como fertilizantes. O fosfato de cálcio é o principal reagente para obtenção dos fertilizantes “superfosfatos”, os quais são obtidos por reação deste sal como ácido sulfúrico.
A seguir, você vai realizar o EXPERIMENTO 6 e estudar o comportamento de nitrito, nitrato e fosfato em água. ATENÇÃO: Leia o objetivo, pois é você quem vai planejar o experimento e executá-lo de acordo com o seu planejamento.
EXPERIMENTO 6
OBJETIVO: Obter informações experimentais sobre o comportamento de oxoânions do nitrogênio e do fósforo em água.
Seguir o seguinte roteiro:
1. Planejar os experimentos
2. Executar os experimentos.
3. Discutir os resultados.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda, 1999, p. 200-225.
 ROCHA, Z. N., VIVEIROS, A. M. V e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI–002: Nitrogênio e alguns de seus compostos. UFBA, Instituto de Química. Salvador–BA, 2005.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.
OXIGÊNIO E ENXOFRE: Elementos Mais Comuns do Grupo 16
OBJETIVOS:
· Obter i identificar o gás oxigênio.
· Estudar o comportamento de óxidos em água.
· Avaliar a reatividade da H2O2.
· Obter enxofre e estudar algumas de suas propriedades.
· Estudar o comportamento de oxoânions do enxofre em água.
· Avaliar reações químicas envolvendo ácido sulfúrico.
Oxigênio: obtenção e identificação
O gás oxigênio, O2, é obtido industrialmente através da destilação fracionada do ar liquefeito. As fontes de oxigênio usadas pela indústria são: o ar, que contém cerca de 20%, em volume, deste gás; e a água, da qual se pode obtê-lo por eletrólise. No laboratório, o oxigênio é obtido por decomposição térmica de certos oxossais tais como KClO3, KClO4, KBrO3, KMnO4, e, também, por decomposição da água oxigenada.
No EXPERIMENTO 1 você vai obter o gás oxigênio por decomposição térmica de um sal.
EXPERIMENTO 1
1. Colocar em um tubo de ensaio cerca de 0,5 g de clorato de potássio (KClO3) ou permanganato de potássio (KMnO4).
2. Segurar o tubo com uma pinça de madeira e aquecê-lo, cuidadosamente, com uma lâmpada a álcool.
· Observe e anote qualquer alteração que acontece no tubo.
3. Introduzir uma haste de madeira incandescente dentro do tubo e observar o que acontece com a mesma.
· Sabendo que dentro do tubo tem ar atmosférico e que o gás nitrogênio é o componente que ocorre em maior quantidade, por que você pode concluir que não é esse gás o responsável pela alteração observada no Experimento 1?
· Escreva uma equação química que represente essa reação de obtenção do oxigênio (O2).
· Que propriedade do gás oxigênio foi utilizada na sua identificação.
No EXPERIMENTO 2 você também vai obter oxigênio mas, agora, por decomposição da água oxigenada. Água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio, o qual é uma substância que atua como agente oxidante sendo, por este motivo, usada como bactericida (solução anti-séptica) e descorante. É também um fraco agente redutor.
· Qual o número de oxidação do oxigênio na água oxigenada?
A água oxigenada não é muito estável. A sua decomposição é catalisada por várias espécies químicas (Fe2+, Fe3+, Cu2+, Ni2+ e MnO2) e até mesmo pela luz, por isso, o seu armazenamento deve ser em frasco escuro ou não transparente.
· Escreva a equação química que representa a decomposição da água oxigenada. 
EXPERIMENTO 2
1. Em um tubo de ensaio, colocar 1 mL de solução de água oxigenada e algumas gotas de detergente.
· Observe o que acontece. Espere cerca de 5 minutos e observe novamente.
2. A seguir, adicionar cerca de 0,5 g de dióxido de manganês MnO2.
· Observe e compare com o observado no item 1.
3. Introduzir uma haste incandescente na espuma e observar o que acontece na haste.
· Escreva a equação química correspondente aos fenômenos observados nos itens 2 e 3.
· A que você atribui a formação de espuma?
· Discuta o papel do dióxido de manganês no experimento realizado.
No EXPERIMENTO 3 você vai obter gás oxigênio por decomposição da água oxigenada utilizando como catalisador o íon ferro.
EXPERIMENTO 3
1. Em um tubo de ensaio, colocar pequena porção de FeSO4 e cerca de 2 mL de água. Acidular essa solução com 5 gotas de solução de H2SO4 1 mol L-1.
2. Em seguida, adicionar 1 mL de solução de água oxigenada.
· Sabendo que a solução aquosa de ferro é amarela, discuta o que ocorreu.
No laboratório também se pode obter oxigênio por eletrólise da água. No EXPERIMENTO 4 você vai planejar, discutir e realizar esse teste.
EXPERIMENTO 4
1. Discutir que informações são necessárias para obter oxigênio por eletrólise da água. 
2. Planejar o experimento. Se necessário discuta como professor.
3. Realizar a eletrólise da água.
4. Testar o gás formado para comprovar que o mesmo é o oxigênio.
Óxidos: comportamento em água 
Os compostos de oxigênio mais comuns são os óxidos. Esses são compostos binários de oxigênio e outro elemento menos eletronegativo. As propriedades dos óxidos variam de acordo com o outro elemento ao qual o oxigênioestá ligado, ou melhor, de acordo como o tipo de ligação E – O, onde E representa qualquer elemento menos eletronegativo que o oxigênio.
No EXPERIMENTO 5 a seguir você vai estudar uma das propriedades mais importantes dos óxidos: o comportamento em água. 
EXPERIMENTO 5
1. Tomar dois tubos de ensaio, em cada um colocar cerca de 2 mL de água destilada e medir o pH.
2. Adicionar em cada tubo, respectivamente, um pouco de óxido de cálcio e de óxido de zinco.
· O que você observou quanto à formação de solução ao misturar cada um desses óxidos com água. 
3. Medir o pH da mistura e compará-lo com o da água pura.
4. Dividir o conteúdo de cada tubo em três porções. Deixar uma delas para comparação; adicionar gotas de solução de HCl 6 mol L-1 a uma segunda e gotas de solução de NaOH 30% a uma terceira.
· O que você observou quanto à formação de solução dos materiais em meio ácido e em meio básico?
· O que você pode concluir a partir dos resultados obtidos no item 3 do Experimento 5?
· O que você pode concluir a partir dos resultados obtidos no item 4 do Experimento 5?
· Dê uma explicação para os resultados obtidos no Experimento 5.
· O que você espera acontecer, quanto ao pH, ao misturar óxido de potássio com água? Explique sua resposta.
· Nas aulas do Grupo 14 e do Grupo 15, o que você observou, quanto ao pH, ao borbulhar CO2 e NO2 em água? A partir desses resultados e dos dessa aula, o que você pode concluir sobre o comportamento dos óxidos em água? 
· Tente dar uma explicação para a sua conclusão, no item acima, sobre o comportamento dos óxidos em água.
Enxofre: obtenção e reatividade
O enxofre, na sua forma elementar, é um sólido amarelo que ocorre em duas formas cristalinas: ortorrômbica (mais estável) e monoclínica, ambas formadas de moléculas S8. Essas moléculas consistem de um anel em ziguezague, de oito átomos de enxofre. O enxofre ocorre naturalmente tanto na forma elementar quanto na de alguns compostos, principalmente sulfetos e sulfatos.
Um modo de se obter enxofre é a partir da decomposição, em meio ácido, do íon tiossulfato e os produtos formados são enxofre e solução de ácido sulforoso, H2SO3 (aq). No EXPERIMENTO 6, a seguir, você vai obter enxofre a partir dessa reação.
EXPERIMENTO 6
1. Em um béquer, colocar 10 mL de solução 2 g L–1 de tiosulfato de sódio (Na2S2O3) e, a seguir, adicionar 1 mL de solução de HCl 6 mol L–1.
· Observe atentamente todas as transformações ocorridas e anote-as.
ATENÇÃO: Esse experimento será mais bem observado se for feito colocando o béquer em cima de um retroprojetor, com esse equipamento ligado.
· A partir do que você observou o que você pode concluir sobre a solubilidade do enxofre em água? 
Ao ser aquecido, o enxofre passa por uma série de mudanças. No seu ponto de fusão, é um líquido amarelo e fluido. Continuando o aquecimento, o líquido torna-se mais viscoso e a coloração muda para marrom-avermelhado. Aquecendo ainda mais, a viscosidade diminui. A seguir você vai fazer um experimento para observar as mudanças que ocorrem com o enxofre quando esse sólido é aquecido.
EXPERIMENTO 7
1. Em um tubo de ensaio grande, colocar meia espátula de enxofre.
2. Segurar o tubo com uma pinça de madeira e aquecê-lo com uma lamparina a álcool até formar um líquido amarelo fluido.
3. Continue o aquecimento e, ao formar o líquido marrom-avermelhado, despeje um pouco do mesmo em um béquer contendo água. Volte a aquecer o que restou do líquido.
· O que você observou ao colocar o líquido marrom-avermelhado na água?
· O que você observou ao continuar aquecendo o líquido marrom–avermelhado?
· Discuta com o grupo os resultados obtidos no Experimento 7 e, sabendo que o enxofre é formado de moléculas S8, dê uma possível explicação para esses resultados. Se necessário, peça ajuda ao professor.
Oxoânions do enxofre: comportamento em água 
São vários oxoânions do enxofre e alguns dos mais comuns são: sulfito (SO32-), hidrogenossulfito (HSO3-), sulfato (SO4-) e hidrogenosulfato (HSO4-). No EXPERIMENTO 8 você vai estudar o comportamento desses oxoânions em água. 
EXPERIMENTO 8
OBJETIVO: Obter informações experimentais sobre o comportamento de oxoânions do enxofre em água. Seguir o seguinte roteiro:
1. Planejar os experimentos.
2. Executar os experimentos.
3. Discutir os resultados.
Ácido sulfúrico: o ácido mais produzido e consumido no mundo
O ácido sulfúrico é o ácido mais importante e consumido pelas indústrias químicas, devido a grande variedade de aplicações, principalmente ao largo uso na produção de fertilizantes, tais como os superfosfatos.
Por outro lado, no meio ambiente este ácido é um dos responsáveis pela chuva ácida, podendo ser formado na atmosfera com teores acima do normal de óxidos de enxofre.
· Discuta e cite algumas das principais fontes de óxidos de enxofre (SOx) na atmosfera.
· Por que os óxidos de enxofre são ácidos?
Entre as propriedades do ácido sulfúrico que justificam o seu largo uso tem-se: comporta-se como um ácido forte em solução aquosa; é um ótimo agente desidratante e bom oxidante quando concentrado.
Prepare-se para realizar o Experimento 9 a seguir, a partir do qual você vai estudar uma importante propriedade do ácido sulfúrico.
 ATENÇÃO:
1. Realize o experimento na capela e tenha muito cuidado na manipulação deste ácido.
2. Após o experimento, deixe o ácido sulfúrico usado resfriar na capela e despeje-o lentamente em um béquer com água. Antes de despejar a misturar na pia, abra a torneira.
EXPERIMENTO 9
1. Tomar um tubo de ensaio e colocar uma pequena porção de açúcar comum (sacarose).
2. Adicionar 1 mL de ácido sulfúrico concentrado.
3. Observar e anotar o que acontece.
· Escreva uma equação química que represente o fenômeno.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
BROWN, L. T., LeMAY, H. E. Jr, BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R. Química: a ciência central. Tradutor: Robson Mendes Matos. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2005
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda, 1999, p. 226-248.
FARIAS, ROBSON FERNADES, Práticas de Química Inorgânica. Editora Átomo.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
HALOGÊNIOS: Obtenção e Reatividade
OBJETIVOS:
· Obter cloro por decomposição do cloreto de hidrogênio.
· Obter cloro por eletrólise da salmoura.
· Constatar o poder alvejante do cloro.
· Avaliar comparativamente o poder oxidante do cloro, bromo e iodo.
Por que os halogênios não são encontrados na natureza na forma elementar (X2)?
Os halogênios são muito reativos e não existem, na natureza, na forma elementar. O alto poder de redução indica que eles são bons agentes oxidantes, o que os leva formar muitos compostos, principalmente haletos, largamente distribuídos na crosta terrestre.
· Todos os halogênios, na forma elementar, existem como moléculas diatômicas. As forças existentes entre essas moléculas tornam-se mais intensas como o aumento do número atômico do halogênio, o que justifica o crescimento dos pontos de fusão e ebulição dessas substâncias, indo do flúor para p iodo. À temperatura ambiente, o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido.
· Qual o tipo de força entre as moléculas de halogênios nos estados condensados? Justifique.
· Por que os halogênios, na forma elementar, existem em estados físicos diferentes?
Cloro: um poderoso oxidante
Prepare-se para observar, no EXPERIMENTO 1, como se pode obter gás cloro no laboratório, a partir da decomposição do cloreto de hidrogênio. A aparelhagem a utilizada está representada na FIGURA 1. Portanto, antes de iniciar o experimento, analise essa figura e compare-a detalhadamente com o equipamento que já está montado no laboratório.
EXPERIMENTO 1
1. Gotejar ácido clorídrico concentrado em 5 g de dióxido de manganês sólido, contido no kitasato.
2. Aquecer o sistema e observar o desprendimento de um gás amarelo-esverdeado e de cheiro característico, que deve se recolhido num béquer contendo água.
3. Recolher uma amostra dasolução contida no béquer e introduzir na mesma um pedaço de tecido colorido.
· Com base no que foi feito e observado no Experimento 1, responda:
a) Quais são os reagentes nesse experimento?
b) Qual gás foi obtido? Justifique sua resposta.
c) O que você acha que aconteceu com o pedaço de tecido? Justifique sua resposta.
O gás cloro foi obtido em água para facilitar a sua utilização. Quando este gás entra em contato com a água ocorre rapidamente uma reação de desproporção, que leva à formação dos ácidos clorídrico e hipocloroso (Eq. A) ; esta mistura é chamada de água clorada.
Cl2 + 3H2O ClO- (aq) + 2H3O+ + Cl- (aq) Ka=4,2 x 10-4 (Eq. A) 
No EXPERIMENTO 2 você vai obter cloro por eletrólise da salmoura, uma solução saturada de cloreto de sódio.
EXPERIMENTO 2
1. Montar o equipamento para eletrólise, seguindo a orientação do professor.
2. Preparar uma solução saturada de cloreto de sódio e encher as buretas do equipamento montado no item 1 com essa solução.
3. Ligar a fonte de corrente contínua conectada aos eletrodos.
4. Observar a formação de bolhas nas duas buretas e comparar as quantidades dessas bolhas que se desprendem dos eletrodos.
· Compare as quantidades dos gases formados em cada bureta.
· Que informações são necessárias para saber quais são os gases formados?
· Proponha um teste para identificar os gases formados e, assim, comprovar suas previsões.
· Então, qual gás foi formado em maior quantidade? 
· Tente dar uma explicação para o fato de a quantidade de cloro não ser a mesma do hidrogênio, como era de se esperar.
Quem é o melhor oxidante: cloro, bromo ou iodo? 
Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 3, a seguir, a partir do qual você vai comprovar o poder oxidante do cloro frente ao bromo e o iodo.
EXPERIMENTO 3
1. Tomar dois tubos de ensaio e, em um deles colocar  2 mL de solução de brometo e, no outro, solução de iodeto. 
· Qual a cor de cada uma dessas soluções?
2. Adicionar, a cada tubo, água de cloro, gota a gota e com agitação.
Qual a cor de cada solução após a adição de água de cloro?
Com base nos resultados, proponha uma explicação para o que você observou e fundamente sua proposta.
Proponha experimentos (menor número possível-considerar o Experimento 3) que possam comprovar que a alteração da força oxidante segue a ordem Cl2>Br2>I2 e para a força redutora I->Br->Cl-. Diga o que você espera observar e justifique suas idéias.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ª ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda, 1999, p. 139-151.
SHRIVER, D. F e ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3ª edição. Tradução: Maria aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 
Manual do Laboratório Química Inorgânica Básica