Apostila LQInorg UFAL

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UFAL 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
 
IQB 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
CADERNO DE LABORATÓRIO DE ENSINO 
 
 
 
 
 
 
 
GRUPO: ____ 
1. _______________________________________ 
2. _______________________________________ 
3. _______________________________________ 
4. _______________________________________ 
5. _______________________________________ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió, AL 
 
 
http://www.iqb.ufal.br/
 
Experimentos 
 
1. Hidrogênio 
2. Grupo 1: lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio 
3. Grupo 2: berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio 
4. Grupo 13: boro, alumínio, gálio, índio e tálio 
5. Grupo 14: carbono, silício, germânio, estanho e chumbo 
6. Grupo 15: nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto 
7. Grupo 16: oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio 
8. Grupo 17: flúor, cloro, bromo, iodo e astato 
9. A química do cromo, do ferro e do cobalto – princípio de le chatelier 
10. Preparação do acetato de cromo(ii) hidratado 
11. Síntese do nitrato de tetraamincarbonatocobalto (iii) 
12. Síntese de hexanitrocobaltato(iii) de sódio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimento 1: Hidrogênio 
 
1. Hidrogênio 
 
1.1.Introdução 
O hidrogênio é o elemento químico cujos átomos apresentam a estrutura mais simples. 
Existem três isótopos deste elemento, com números de massa 1, 2 e 3, denominados, 
respectivamente, de hidrogênio (ocasionalmente, prótio, H), deutério (D) e trítio (T). O 
hidrogênio é um gás incolor, inodoro e insípido, 14,38 vezes mais leve que o ar. O hidrogênio é 
pouco solúvel em água, mas dissolve-se consideravelmente bem em certos metais como o 
paládio (Pd) e a platina (Pt). Um volume de paládio é capaz de dissolver cerca de 900 volumes 
de hidrogênio. 
O átomo de hidrogênio possui apenas um próton em seu núcleo e um único elétron. Na 
forma elementar, o hidrogênio se apresenta como moléculas diatômicas apolares (H2). A 
estrutura eletrônica da molécula de hidrogênio é semelhante àquela do átomo de hélio, razão pela 
qual o hidrogênio molecular é relativamente inerte a temperaturas ordinárias. Em altas 
temperaturas, entretanto, a ligação entre os átomos é rompida e o hidrogênio torna-se ativo. A 
união de dois átomos de hidrogênio para formar uma molécula desprende uma considerável 
quantidade de energia: 
 
H2 2H 103H molkcal / 
 
A energia dos átomos de hidrogênio é maior que a de uma molécula deste elemento e por 
isso o hidrogênio atômico é muito mais reativo que o hidrogênio molecular. Na prática, o 
hidrogênio atômico é usado em reações de redução (hidrogênio nascente). O hidrogênio 
molecular só toma parte em reações que ocorrem a temperaturas elevadas. 
As propriedades químicas do hidrogênio estão ligadas à habilidade dos seus átomos em 
perderem seu elétron, tornando-se íons positivamente carregados. Entretanto, esta perda de 
elétron nunca é completa e o hidrogênio liga-se covalentemente mesmo aos elementos mais 
eletronegativos como flúor, oxigênio e cloro. Estas ligações covalentes são, entretanto, polares, 
sendo o hidrogênio o pólo positivo (δ
+
). Em alguns casos, o átomo de hidrogênio recebe um 
elétron formando o ânion hidreto, H
-
. Isto ocorre quando o hidrogênio se liga aos metais mais 
eletropositivos – sódio (Na), potássio (K), césio (Cs), etc. – formando os chamados hidretos 
iônicos ou salinos, sólidos iônicos cristalinos. 
O hidrogênio reage com o oxigênio formando água. A reação libera grande quantidade de 
energia: 
 
)O(2H)(O)(2H 222 lgg  8,136H molkcal / 
 
Devido à liberação desta grande quantidade de calor durante a combustão do hidrogênio, sua 
chama apresenta alta temperatura – aproximadamente 1000 °C. Porém, a temperatura pode ser 
aumentada ainda mais – 2500-3000 °C – por introdução de um excesso de oxigênio na chama de 
hidrogênio. 
 A altas temperaturas, o hidrogênio pode retirar oxigênio de muitos compostos, inclusive 
de grande parte dos óxidos metálicos. Por exemplo, se hidrogênio é passado sobre óxido de 
cobre aquecido, ocorre a seguinte reação: 
 
)O(H)(Cu)(H)CuO( 22 lsgs  
 
Em laboratório, o hidrogênio é obtido (a) pela ação de água sobre metais, (b) pela ação de 
soluções ácidas diluídas sobre metais e (c) pela ação de soluções alcalinas sobre metais. 
Obviamente, estes são processos de oxirredução e, por isso, é necessário que o metal utilizado 
tenha potencial padrão de redução menor que o hidrogênio. Exemplos das reações citadas para a 
produção de hidrogênio são: 
 
a) )(H
2
1
)NaOH()(OH)Na( 22 gaqls  
b) )(H)(ZnCl)(HCl2)Zn( 22 gaqls  
c) )(H
2
3
)(NaAlO)(OH)(NaOH)Al( 222 gaqlaqs  
 
Quando se dispõe de energia elétrica barata, a decomposição eletrolítica da água pode ser 
empregada na produção de hidrogênio: 
 
)(O)(H2)(O2H 222 ggl  
 
O hidrogênio eletrolítico é muito puro e é utilizado na hidrogenação de óleos vegetais e 
processos semelhantes. Vários outros métodos podem ser usados para a produção industrial de 
hidrogênio. 
 
1.2.Procedimentos Experimentais 
 
a) Obtenção e Combustão do Hidrogênio 
- Coloque, em um tubo de ensaio (1), 3 grânulos de zinco. 
- Adicione em seguida 2 mL de solução 6M de H2SO4 (se a evolução do gás for lenta, 
adicione gotas de CuSO4 1M). 
- Quando se iniciar o desprendimento de gás, coloque sobre a boca do tubo (1), o tubo de 
ensaio pequeno (2), limpo e seco, fixo por uma pinça de madeira (3). 
- Depois de 3 minutos de recolhimento de gás, afaste o tubo 2 do tubo 1 (mantendo o 
tubo 2 com a boca para baixo!) e aproxime uma chama (4) sob a boca do tubo 2, onde 
ocorrerá uma pequena explosão. 
- Equacione todas as reações que ocorrem. 
 
 
(1) Tubo de ensaio normal (3) Pinça de madeira 
(2) Tubo de ensaio pequeno (4) Palito de fósforo aceso 
b) Comparação Entre as Reatividades de Dois Metais aos Ácidos 
- Coloque em dois tubos de ensaio 1 mL de solução 6N de H2SO4, 2 mL de água destilada 
e agite. 
- A um dos tubos adicione uma pequena quantidade de Mg, 
- Ao outro tubo adicione uma pequena quantidade de Fe. 
- Observe a evolução de H2 nos dois tubos e a diferença de reatividade entre os dois 
metais. 
- Equacione as reações que ocorrem. 
 
c) Obtenção de Hidrogênio Através das Reações Entre Metais e Bases 
- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução 6N de NaOH e 2 mL de água destilada 
e agite. 
- Acrescente um pequeno pedaço de alumínio em fio. 
- Observe a evolução de H2. 
- Equacione a reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. Grupo 1: Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio 
 
2.1. Introdução 
O Grupo 1 contém os elementos lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio 
(Cs) e frâncio (Fr), chamados de metais alcalinos. As configurações eletrônicas dos metais 
alcalinos proporcionam uma maneira sistemática de compreender as propriedades químicas 
destes elementos, assim como as tendências observadas nos compostos deste grupo. A 
configuração eletrônica dos átomos de metais alcalinos, no estado fundamental, consiste de uma 
estrutura interna de gás nobre (“caroço” de gás nobre) com apenas um elétron de valência em um 
orbital s. Os primeiros potenciais de ionização destes elementos são os mais baixos da tabela 
periódica, indicando uma relativa facilidade para a remoção do elétron de valência. Porém, o 
segundo potencial de ionização de cada átomo – envolvido na retirada de um elétrondo caroço 
de gás nobre – é sempre muito maior que o respectivo primeiro potencial de ionização, como 
esperado. Assim, os metais alcalinos facilmente formam cátions monovalentes segundo a semi-
reação de oxidação: 

 eMM 
 
Por este motivo, os metais alcalinos são fortes agentes redutores. 
Com o aumento do número atômico, que envolve a entrada de elétrons em níveis de 
energia cada vez mais elevados, verifica-se um regular e notável aumento dos raios atômicos, e 
neste mesmo sentido diminui o potencial de ionização e, assim aumenta a capacidade redutora. 
Os metais alcalinos são guardados em querosene, uma vez que ao ar oxidam-se 
rapidamente. Reagem, também, rapidamente com água e ácidos, segundo as equações: 
 
)(H
2
1
)(MOH)(OH)M( 22 gaqls  
)(H
2
1
)(M)(H)M( 2 gaqaqs 
 
 
2.2. Propriedades dos Metais Alcalinos 
Os metais alcalinos, quando recentemente cortados, apresentam brilho metálico. Todos 
esses metais são extremamente moles, e sua dureza diminui com o aumento do número atômico 
do metal. São bons condutores de calor e de eletricidade e possuem retículo cristalino cúbico de 
corpo centrado. Propriedades como baixa dureza, condutividade elétrica e térmica,ru e brilho 
podem ser explicadas pela grande mobilidade eletrônica que apresentam esses metais. 
Os metais alcalinos são os mais reativos dentre todos os metais conhecidos. Praticamente 
qualquer agente oxidante – por mais fraco que seja – pode ser reduzido pelos metais alcalinos. 
Quantitativamente, a capacidade redutora deles pode ser medida pelo potencial de oxidação, pelo 
menos em solução aquosa (o potencial de oxidação de uma substância mede a sua tendência a 
perder elétrons, ou seja, a sua tendência a se comportar como agente redutor). O potencial padrão 
de oxidação dos metais alcalinos é característico da reação: 
 

 eaqs )(M)M( 
 
 
2.3. Ocorrência e Preparação 
Os metais alcalinos são encontrados na natureza somente na forma de cátions 
monovalentes. Os mais abundantes são o sódio e o potássio. Como todos os seus isótopos são 
radiativos, o frâncio existe apenas em quantidades muitíssimo pequenas e, por isso, não pôde ser 
devidamente estudado. 
A obtenção dos metais alcalinos é feita a partir dos íons positivos por redução. Métodos 
puramente químicos são dificilmente utilizados, visto que requerem um agente redutor mais forte 
que os metais alcalinos. 
2.4.Compostos 
Os óxidos simples M2O não são facilmente formados. Na reação direta com o oxigênio 
somente o lítio forma óxido (Li2O), mas com um pequeno teor de peróxido (Li2O2). O sódio 
forma o peróxido (Na2O2) com algo de superóxido (NaO2) e o potássio, o rubídio e o césio 
formam os superóxidos KO2, RbO2 e CsO2. Estas diferenças na estabilidade de óxidos, peróxidos 
e superóxidos estão relacionadas aos tamanhos relativos de cátions e ânions. 
Os peróxidos dos metais alcalinos, assim como os demais peróxidos metálicos, reagem 
com água formando os respectivos hidróxidos e peróxido de hidrogênio. Por exemplo, a reação 
entre peróxido de sódio e água é a seguinte: 
 
)(OH)(2NaOH)(OH2)(ONa 22222 aqaqls  . 
 
Entretanto, o peróxido de hidrogênio (H2O2) é desestabilizado e sofre desproporcionamento 
(auto-oxirredução) em H2O e O2: 
)(O
2
1
)(OH)(OH 2222 glaq  . 
 
 Para se obter óxidos simples dos metais alcalinos, realiza-se uma redução de seus 
peróxidos pela ação de um excesso de metal, segundo a equação: 
 
)(O2Na)(ONa)(2Na 222 sss  . 
 
Os óxidos de metais alcalinos são substâncias sólidas muito higroscópicas capazes de se 
combinar facilmente com a água formando hidróxidos. Os hidróxidos são, também, substâncias 
sólidas, muito solúveis em água. As soluções aquosas dos hidróxidos são pronunciadamente 
básicas devido à dissociação: 
)(OH)(M)(MOH
-
aqaqs 

. 
 
Os sais dos metais alcalinos são, com raras exceções, solúveis e pertencem ao grupo dos 
eletrólitos fortes. Os íons alcalinos não participam de reações de hidrólise nem formam íons 
complexos em grau apreciável; porém, os ânions a eles associados, se forem derivados de ácidos 
fracos, sofrem hidrólise em solução aquosa e por isso as suas soluções apresentam pH básico (ph 
> 7 a 25°C). Por exemplo, o acetato de sódio dissolve-se em água segundo a equação: 
 
)(COOCH)(Na)(COONaCH
-
33 aqaqs 
 . 
 
Como o íon acetato deriva de um ácido fraco (o ácido acético), ele é uma base (no sentido de 
Brönsted-Lowry) e reage com á água capturando um próton: 
 
)(OH)(COOHCH)(OH)(COOCH
-
32
-
3 aqaqlaq  . 
 
2.5.Espectros 
A absorção de energia pelos elétrons nos átomos leva à promoção dos mesmos para 
níveis de maior energia. O retorno desses elétrons para níveis energéticos mais baixos é seguido 
da liberação do excesso de energia para o ambiente. Sendo a energia emitida na forma de 
radiação eletromagnética (luz), esta será composta de vários comprimentos de onda. A energia 
emitida E relaciona-se ao comprimento de onda da radiação λ pela fórmula 

hc
E  , 
 
em que c é a velocidade da luz ( 8103 c sm / ) e h é a constante de Planck (
34
10626,6

h
sJ  ). Cada comprimento de onda emitido corresponde a um salto energético do elétron no 
átomo. A distribuição dos comprimentos de onda emitidos é o espectro de emissão do átomo em 
questão, espectro o qual é característico de cada tipo de átomo. Por este motivo, os sais voláteis 
dos metais alcalinos dão à chama do bico de Bünsen colorações características, de acordo com a 
tabela abaixo. 
 
Metal alcalino Coloração da chama 
Li Carmin 
Na Amarela 
K Violeta 
Rb Violeta-avermelhado 
Cs Azul 
 
 
2.6.Procedimentos Experimentais 
a) Reatividade 
- Coloque, em dois diferentes Béqueres, 50 mL de água destilada. 
- Em seguida, adicione cuidadosamente a um dos Béqueres um pequeno pedaço de sódio. 
- Ao outro Béquer adicione cuidadosamente um pequeno pedaço de potássio. 
- Adicione, após o encerramento de cada reação, gotas de solução de fenolftaleína a cada 
Béquer e observe. Qual a sua conclusão? 
- Tire suas conclusões sobre a diferença observada nas reatividades de sódio e potássio. 
- Equacione as reações ocorridas. 
 
b) Hidrólise de Peróxido de Sódio 
- Coloque uma pequena quantidade de peróxido de sódio (Na2O2) em um tubo de ensaio e 
adicione 1 mL de água destilada. 
- Agite a mistura e observe a reação. 
- Após o desprendimento de todo o gás adicione uma gota do indicador fenolfaleína. 
Observe o que ocorre. 
- Equacione as reações envolvidas. Qual é o gás desprendido na reação? 
 
c) Hidrólise dos Sais dos Metais Alcalinos 
- Coloque, em quatro tubos de ensaio, cristais dos seguintes sais: 
 Tubo 1: nitrato de sódio (NaNO3) 
 Tubo 2: sulfeto de sódio (Na2S) 
 Tubo 3: cloreto de potássio (KCl) 
 Tubo 4: carbonato de potássio (K2CO3) 
- Adicione 3 mL de água deionizada a cada um dos tubos e agite. 
- Teste o caráter ácido-base das soluções com o indicador fenolftaleína. 
- Equacione todos os processos (dissolução e hidrólise que ocorrem). Em quais tubos 
ocorre hidrólise? Por quê? 
 
d) Teste de Chama 
- Introduza uma alça de Platina, previamente limpa com HCl, em uma solução saturada 
de LiCl. 
- Leve a alça de platina à chama não luminosa do bico de Bünsen. 
- Observe e anote a cor da chama. 
- Repita o procedimento usando soluções saturadas de NaCl e KCl. 
- Limpe a alça após cada experiência, introduzindo-a em ácido clorídrico e levando-a, 
em seguida, à chama. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. Grupo 2: Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio3.1.Introdução 
O Grupo 2 da tabela periódica compreende o berílio (Be), o magnésio (Mg), o cálcio 
(Ca), o estrôncio (Sr), o bário (Ba) e o rádio (Ra). A configuração eletrônica dos chamados 
metais alcalino-terrosos em seu estado fundamental consiste em uma estrutura de gás nobre com 
dois elétrons no orbital s seguinte. Os metais alcalino-terrosos se assemelham aos metais 
alcalinos em muitas de suas propriedades. Não obstante, existem muitas diferenças entre os dois 
grupos devido ao distinto número de elétrons de valência de cada um. 
Os átomos dos elementos do Grupo 2 são menores que os átomos do metais alcalinos 
vizinhos em virtude do incremento da carga nuclear. Em conseqüência disso, os elementos do 
Grupo 2 são mais densos, possuem potenciais de ionização maiores, apresentam pontos de fusão 
e de ebulição mais elevados e são mais duros. 
Os dois elétrons de valência dos átomos dos elementos do Grupo 2 são facilmente 
perdidos por ação de agentes oxidantes. O processo desenvolve-se de acordo com a equação 
química geral: 

 e2MM
2 . 
 
A atividade redutora aumenta à medida que cresce o número atômico. Como conseqüência, o 
estrôncio e o bário devem ser conservados em querozene, ou, como o rádio, em tubos de vidro 
soldados, enquanto que os outros metais deste grupo (Be, Mg e Ca), por serem redutores mais 
fracos, podem ser guardados simplesmente em frascos fechados. 
 
3.2.Propriedades dos Metais Alcalino-Terrosos 
As propriedades metálicas dos metais alcalino-terrosos como, por exemplo, as 
condutividades térmica e elétrica, são menos acentuadas que as dos respectivos metais alcalinos 
vizinhos. Este fato deve-se a uma maior interação entre os elétrons de valência e o núcleo 
atômico dos átomos dos elementos do Grupo 2. Logo, a mobilidade eletrônica é menor. O berílio 
e o magnésio possuem retículo cristalino do tipo hexagonal compacto; o cálcio e o estrôncio, 
cúbico de face centrada; e o bário, cúbico de corpo centrado. 
A capacidade redutora é menos pronunciada em comparação à dos elementos do Grupo 1. 
Isto se deve ao fato de os metais alcalino-terrosos apresentarem maior carga nuclear e 
conseqüentemente menor raio que os metais alcalinos. Na série eletroquímica, todos estes metais 
estão acima do hidrogênio. 
 
3.3.Compostos e Espectros 
Os metais alcalino-terrosos, quando aquecidos ao ar ou em atmosfera de oxigênio, 
queimam com chama brilhante formando os seus respectivos óxidos: 
 
MOO
2
1
M 2  . 
 
Na prática, os óxidos destes metais são obtidos por decomposição térmica do carbonatos (Mg e 
Ca) ou nitratos (Sr e Ba) de acordo com as seguintes reações: 
 
)(CO)(CaO)(CaCO 23 gss 

 
)(O)(NO4)(2BaO)()2Ba(NO 2223 ggss 

. 
 
Os metais alcalino-terrosos são facilmente oxidados em soluções ácidas, por exemplo: 
 
)(H)(M)(H2)M( 2
2
gaqaqs 
 . 
 
Com a água, o cálcio, o estrôncio e o bário reagem a frio, enquanto que o berílio e o magnésio 
reagem a quente. Como produtos das reações, formam-se os respectivos hidróxidos, segundo a 
equação: 
 
)(H)(M(OH))(OH2)M( 222 gaqls  . 
 
(Devido à sua natureza anfótera, o berílio dissolve-se também em soluções alcalinas, formando o 
íon hidroxiberilato: [Be(OH)4]
2-
). Os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos também são obtidos 
pela reação de seus óxidos com água; os hidróxidos de berílio e magnésio são obtidos por reação 
dos sais com os álcalis, uma vez que os óxidos e hidróxidos são pouco solúveis em água. 
 Em laboratório emprega-se com freqüência a solução de hidróxido de cálcio (água de cal) 
ou a suspensão de hidróxido de cálcio sólido em solução saturada (leite de cal) assim como a 
solução de hidróxido de bário (água de barita). 
Entre os sais insolúveis distinguem-se os carbonatos e ortofosfatos. A solubilidade dos 
sulfatos diminui do berílio ao rádio: os sulfatos de berílio e magnésio são muito solúveis; o 
CaSO4 é parcialmente solúvel, e os sulfatos de estrôncio, de bário e de rádio são praticamente 
insolúveis. Os carbonatos dissolvem-se pela ação do CO2 em solução aquosa, formando 
bicarbonatos de acordo com a seguinte reação: 
 
)()Ca(HCO)(OH)(CO)(CaCO 23223 aqlgs  . 
 
A água natural que contém alto teor de sais de cálcio e magnésio dissolvidos denomina-se água 
dura. A dureza da água, segundo normas russas, é expressa em miliequivalentes-grama (meq-g) 
de íons Ca
2+
 e Mg
2+
 por litro de água. A água cuja dureza é inferior a 4 meq-g/litro denomina-se 
mole; de 4 a 8, média; de 8 a 12, dura; e superior a 12, muito dura. 
 A presença, na água, de Ca(HCO3)2 e Mg(HCO3)2 dá origem à dureza temporária (ou 
removível). Estes compostos podem ser removidos com a fervura da água dura (segundo a 
reação abaixo) seguida da filtração para se remover o precipitado de carbonato de cálcio. 
)(OH)(CO)(CaCO)()Ca(HCO 22323 lgsaq 

. 
 
Os cloretos e sulfatos de cálcio e de magnésio causam a dureza permanente e podem se 
removidos quimicamente através de uma reação de dupla troca com um carbonato solúvel (por 
exemplo, Na2CO3) formando um precipitado de carbonato de cálcio e carbonato de magnésio, 
ambos insolúveis. 
Com ralação aos espectros, observa-se que sais voláteis de cálcio, estrôncio e bário dão à 
chama não luminosa do bico de Bünsen uma colração vermelho-tijolo, carmim e amarelo-
esverdeado, respectivamente. 
 
 
3.4. Procedimentos Experimentais 
 
a) Formação de Óxido e de Hidróxido de Magnésio 
- Aqueça, com o auxílio de uma pinça metálica, um pedaço pequeno de magnésio 
metálico em fita (Importante: a luz emitida na combustão do magnésio é rica em 
radiação fotoquimicamente ativa. Por isso, não fixe o olhar na luz que se desprende). O 
que se forma nesta reação? 
- Coloque o resíduo da reação em um tubo de ensaio contendo 3 mL de água destilada. 
Agite e goteje o indicador fenolftaleína. 
- Explique as suas observações e escreva as reações envolvidas. 
 
b) Formação de Óxido e de Hidróxido de Cálcio 
- Aqueça em um cadinho uma porção de mármore (contém CaCO3) em pó. 
- Após 5 minutos de aquecimento direto deixe o cadinho esfriar e teste a formação de 
óxido de cálcio – cal virgem – pela adição de água ao cadinho e posterior gotejamento de 
indicador fenolftaleína. 
- Anote as observações feitas e escreva as equações das reações envolvidas. 
 
c) Geração de CO2 e Formação de CaHCO3 
- O dióxido de carbono (CO2) pode ser preparado pela reação de um ácido forte com um 
carbonato. O carbonato de cálcio, que ocorre abundantemente na natureza, é comumente 
usado. 
- Prepare um tubo de ensaio com 4 mL de água de cal, Ca(OH)2(aq). 
- Use a aprelhagem (gerador de CO2) segundo o esquema a seguir: 
 
 
 
- Coloque 25 g de mármore e 10 mL de água no Kitasato (1). Adicione 25 mL de HCl 6N 
no funil de separação (2). Abra a torneira até conseguir o fluxo desejado de CO2 (você 
deverá observar as bolhas de CO2 sobre o mármore). 
- Borbulhe o CO2 formado no tubo de ensaio preparado previamente. Forma-se um 
precipitado que se dissolve em excesso de CO2. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
- De que maneira se pode separar o precipitado de carbonato de cálcio (CaCO2) do 
bicarbonato (Ca(HCO3)2) formado em solução? 
 
d) Dureza da Água 
d-1) - Dureza temporária. Coloque 1 g de carbonato de cálcio em um erlenmeyer contendo 
100 mL de água destilada. Soprando com um canudo, borbulhe CO2 no erlenmeyer 
durante 5 minutos. Filtre. 
- Escreva a equação química da reação que ocorre. 
- Retire 40 mL do filtrado para um erlenmeyer (I) e 40 mL para outro erlenmeyer (II) 
(Numere os erlenmeyers). 
- Aqueça o conteúdo do erlenmeyer I até a fervura e filtre. Escreva o que se observa e a 
reação que ocorre. 
- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II e 
agite vigorosamente. Explique o que se observa e escreva a reação química que o corre 
entre bicarbonato de cálcio e sabão (pesquise!). 
d-2) - Dureza permanente. Coloque 1 g de cloretode cálcio em 100 mL de água destilada. 
Agite até a completa dissolução. 
- Retire 20 mL desta solução para um erlenmeyer (I) e 20 mL para outro (II). Acrescente 
10 mL de carbonato de sódio 0,2M ao erlenmeyer I sob agitação. 
- O que se observa? Equacione a reação química que ocorre. 
- Filtre o conteúdo do erlenmeyer I. 
- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II e 
agite vigorosamente. Explique o que se observa e escreva a reação química que o corre 
entre cloreto de cálcio e sabão (pesquise!). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Grupo 13: Boro, Alumínio, Gálio, Índio e Tálio 
 
4.1.Introdução 
O grupo 13 é composto pelos seguintes elementos: boro (B), alumínio (Al), gálio (Ga), 
índio (In) e tálio (Tl). Estes elementos apresentam configuração eletrônica externa ns
2
np
1
 e 
podem assumir o estado trivalente. Para atingir a trivalência, é necessário que um elétrons s seja 
promovido para um orbital p vazio e subseqüente formação de orbitais híbridos sp
2
. Átomos 
mais pesados do grupo, em especial o tálio, podem assumir estado de oxidação I e III. 
 
4.2.Reações e Compostos dos Elementos do Grupo 13 
O boro, pelo seu pequeno volume e elevada densidade de carga, apresenta forte caráter 
covalente. A maioria das ligações que realiza são do tipo covalente e, por este motivo, o boro é 
considerado um semi-metal. Os demais elementos do grupo apresentam propriedades metálicas 
acentuadas. Os dois primeiros elementos do grupo 13, boro e alumínio, queimam em oxigênio 
produzindo os óxidos B2O3 e Al2O3. 
O caráter ácido-base dos hidróxidos dos elementos do grupo 13 varia de acordo com o 
caráter iônico/covalente de cada hidróxido: hidróxidos iônicos comportam-se como bases e 
hidróxidos covalentes comportam-se como ácidos. 
 
Hidróxido H3BO3 Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3 
Caráter Ácido Anfótero Anfótero Básico Básico 
 
O anidrido bórico (óxido de boro) forma uma série de ácidos bóricos: o ortobórico 
(H3BO3, comumente chamado de ácido bórico), o metabórico (HBO2) e os polibóricos de 
fórmula geral (B2O3)∙(H2O)y. Todos os ácidos bóricos são eletrólitos fracos, sendo o ortobórico o 
mais estável em solução aquosa; todos os demais ácidos bóricos combinam-se com a água 
formando o ácido ortobórico: 
 
3322 BOHOHHBO  . 
 
O sal mais estável do boro é o tretraborato de sódio (bórax), de fórmula Na2B4O7,, encontrado na 
forma decahidratada: 
 
 
 
Tetraborato de sódio decahidratado 
 
O bórax fundido dissolve óxidos metálicos formando metaboratos os quais são sais que 
apresentam, em geral, grande estabilidade térmica. Por exemplo, o óxido de cobalto(II) reage 
com bórax formando o metaborato de sódio e o metaborato de cobalto: 
 
222742 )Co(BONaBO2OBNa CoO  . 
 
Muitos metaboratos são coloridos. Esta propriedade é usada na obtenção de vidros coloridos, ou 
as chamadas “pérolas de bórax”, que são aplicadas em química analítica qualitativa. Uma vez 
que o bórax é um sal de ácido fraco, ele sofre hidrólise: 
 

 2OHBOH4O7HOB 332
2
74
. 
 
Por este motivo, o bórax é empregado como álcali para titular ácidos. 
 A semi-reação   e3AlAl 3 apresenta um potencial padrão de 1,67 V. O alumínio se 
oxida na presença dos íons H
+
 da água, mas a reação cessa rapidamente devido à formação de 
uma fina camada de óxido sobre o metal, impedindo a continuidade da reação. A reação entre 
alumínio e ácido é a seguinte: 
)(H
2
3
)(Al)(3H)Al( 2
3
gaqaqs 

 
 
e a sua reação com água é: 
 
)(H3)(OAl)(O3H)2Al( 2322 gsls  . 
 
Uma vez que o alumínio apresenta anfoterismo, reage também com soluções alcalinas formando 
o ânion aluminato e desprendendo hidrogênio: 
 
)(H
2
3
)(NaAlO)(OH)(NaOH)Al( 222 gaqlaqs  . 
 
Em soluções alcalinas o hidróxido de alumínio converte-se em hidroxialuminato, um íon 
complexo de fórmula [Al(OH)4]
-
. Por exemplo, a adição de NaOH sobre um precipitado de 
Al(OH)3 causa a dissolução do hidróxido de alumínio na forma de hidroxialuminato de sódio, 
Na[Al(OH)4]: 
  )(Al(OH)Na)NaOH()(Al(OH) 43 aqaqs  . 
 
Entre os sais solúveis de alumínio, encontram aplicação o sulfato, o cloreto, o nitrato e o 
sulfato duplo de alumínio e potássio (alúmem de potássio, KAl(SO4)2∙12H2O). Já que o Al
3+
 
provém de base fraca, esses sais hidrolizam-se em soluções aquosas (hidrólise de cátion) 
produzindo H
+
: 
)(H3)(Al(OH))O(3H)(Al 32
3
aqslaq

 . 
 
Alguns dos sais de alumínio hidrolisam-se completamente (hidrólise de cátion e de ânion) em 
soluções aquosas. Por exemplo, o sulfeto de alumínio: 
 
)S(H3)(Al(OH)2)O(6H)(SAl 23232 gsls  . 
 
Portanto, esses sais não podem ser obtidos em soluções aquosas. 
 
 
 
4.3.Procedimentos Experimentais 
 
a) Hidrólise do Tetraborato de Sódio 
- Coloque em um béquer 2 g de bórax anidro (tetraborato de sódio) e 20 mL de água 
destilada. Com um bastão de vidro, agite a solução até a completa dissolução do bórax (se 
necessário, aqueça o béquer suavemente). 
- Teste o caráter ácido-base da solução com papel tornassol e explique o resultado obtido 
através de reações químicas. 
 
b) Reatividade do Alumínio à Água e ao Ar 
b-1) - Remova a camada oxidada de um fio ou um pedaço de alumínio com o auxílio de uma 
lixa. Dobre o alumínio e introduza o pedaço em um béquer com água. Ocorre 
desprendimento de hidrogênio? 
b-2) - Mergulhe, durante dois minutos, o pedaço de alumínio usado anteriormente e 
novamente lixado em uma solução 1N de Hg(NO3)2 (nitrato de mercúrio). Em seguida, 
limpe o alumínio com um pedaço de papel de filtro e introduza-o novamente no béquer 
com água. 
- Observe o desprendimento de hidrogênio e, em seguida, exponha o alumínio ao ar. 
Verifique a oxidação da superfície do metal. Escreva os equações das reações envolvidas 
e explique qual é a finalidade de se mergulhar o alumínio na solução de nitrato de 
mercúrio. 
 
c) Reação do Alumínio com Ácidos e com Bases 
c-1) - Em dois tubos de ensaio coloque 2 mL de solução 6N de HCl. 
- Em seguida e ao mesmo tempo adicione a um dos tubos um pedaço de alumínio 
previamente lixado (bem lixado!) e ao outro tubo um pedaço de alumínio com a 
superfície apassivada (não lixe!). O que você observa? 
c-2) - Ponha um pedaço de alumínio previamente lixado em um béquer contendo solução de 
NaOH 6N. Verifique o que ocorre e escreva a equação da reação. 
 
d) Caráter Anfótero do Hidróxido de Alumínio 
- Em dois tubos de ensaio distintos, obtenha o hidróxido de alumínio através da reação 
entre 1 mL das soluções 1N de AlCl3 (cloreto de alumínio) e 1N de NH4OH (hidróxido 
de amônio). 
- A um dos tubos adicione, aos poucos, solução de HCl e, ao outro, solução de NaOH. 
- O precipitado reage com o ácido? E com a base? Escreva as equações das reações 
envolvidas. 
 
e) Hidrólise de Sais de Alumínio 
- Coloque sobre uma placa de amianto 0,5 g de alumínio metálico em pó misturados com 
1 g de enxofre. 
- Forme um montinho com a mistura e introduza na mesma uma fita de magnésio. Em 
seguida, leve o conjunto para a capela. 
- Na capela, acenda a fita de magnésio com um fósforo. Após a reação deixe e esfriar o 
produto e, em seguida, transfira-o para um béquer pequeno ao qual são adicionados 3 mL 
de água deionizada. 
- Sinta o odor do gás que se desprende do béquer. O odor é carcterístico de qual 
composto? Escreva a equação da reação de formação do sulfeto de alumínio e de sua 
hidrólise.5. Grupo 14: Carbono, Silício, Germânio, Estanho e Chumbo 
 
5.1.Introdução 
Pertencem ao grupo periódico 14 o carbono (C), o silício (Si), o germânio (Ge), o estanho 
(Sn) e o chumbo (Pb). O carbono e o silício são elementos tipicamente não-metálicos; o membro 
seguinte da família, o germânio, apresenta comportamento mais metálico do que não-metálico; 
finalmente o estanho e o chumbo são tipicamente metálicos em suas propriedades físicas. 
Os átomos dos elementos do grupo 14 têm quatro elétrons em sua camada de valência. 
Apresentam propriedades redutoras nas reações com oxidantes e propriedades oxidantes nas 
reações com agentes redutores. À temperatura normal, o oxigênio não reage com carbono ou 
com o silício. Porém, à temperaturas elevadas, ocorre uma oxidação relativamente energética dos 
elementos, com formação de óxidos de fórmula EO2 e EO (E = C ou Si). 
Submetido ao aquecimento com ácido nítrico ou com ácido sulfúrico concentrado, o 
carbono se oxida formando dióxido de carbono (CO2, gás carbônico). Os ácidos, exceto o 
fluorídrico (HF), não têm qualquer efeito sobre o silício. Em presença de bases o silício desloca 
o hidrogênio da água formando silicato: 
 
)(SiONa)(2H)(OH)(2NaOH)(Si 3222 aqglaqs  . 
 
 Os compostos de carbono com metais denominam-se carbetos (por exemplo, o carbeto 
de cálcio, CaC2) e os de silício, silicetos (por exemplo, o siliceto de magnésio, Mg2Si). Alguns 
destes compostos são obtidos por síntese direta: 
 
)(SiMg)(Si)(2Mg 2 sss  . 
 
Os carbetos e silicetos dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alumínio são 
decompostos facilmente pela água (hidrólise) e pelos ácidos, formando compostos hidrogenados 
gasosos: 
 
  )(OHCa)(HC)(OH2)(CaC
22222
aqgls  (produção de acetileno, C2H2) 
)(2MgCl)(SiH)(HCl4)(SiMg 242 aqgaqs  . 
 
Os compostos hidrogenados mais simples, nos quais o número de átomos de hidrogênio 
corresponde à valência máxima dos elementos do grupo 14, têm a fórmula geral EH4. Estes 
compostos têm seus átomos unidos por fortes ligações covalentes e se apresentam na forma 
gasosa. São compostos apolares e não apresentam propriedade redutora. A combustão do metano 
se processa segundo a equação química: 
 
2224 COO2H2OCH  . 
 
Os compostos hidrogenados de silício – os silanos SiH4, Si2H6 e outros – são auto-
inflamáveis ao ar. 
O dióxido de carbono (CO2) é obtido por combustão do carbono ou de matéria orgânica, 
ou pela decomposição de carbonatos por aquecimento ou pelo ataque de ácidos. Em condições 
normais, 1,7 volumes de CO2 se dissolvem em 1 volume de água. O ácido carbônico (H2CO3) 
que se forma é um ácido fraco e solução resultante é um sistema em equlíbrio: 
OHCO 22  32COH 

 3HCOH 


2
3CO2H 
 
Ao aquecimento da solução, o equilíbrio se desloca no sentido do desprendimento do CO2. 
Entre os ácidos silícicos convém destacar os seguintes: o metasilícico (H2SiO3) e o 
ortosilícico (H4SiO4), os quais são obtidos, em forma gelatinosa, nas reações de dupla-troca dos 
sais de ácido silícicos com ácidos minerais. 
O ácido carbônico forma duas séries de sais: os carbonatos (contendo o ânion 2
3CO ) e os 
hidrogenocarbonatos (contendo o ânion 
3HCO , mais conhecidos como bicarbonatos). Os 
carbonatos dos metais alcalinos (exceto do lítio) e de amônio são solúveis em água. Os sais dos 
ácidos silícicos são denominados silicatos e somente os silicatos de metais alcalinos e de amônio 
são solúveis em água. Os sais solúveis do ácido carbônico e dos ácidos silícicos – todos ácidos 
fracos – se hidrolisam conferindo pH alcalino às suas soluções. Exemplos: NaHCO3(aq), 
K2CO3(aq) e Na2SiO3(aq). 
 Os elementos germânio, estanho e chumbo apresentam caráter químico análogo ao 
carbono e ao silício e número de oxidação +2 e +4 em seus compostos. A existência de números 
de oxidação que difere em duas unidades é devido ao efeito do par inerte. À temperatura 
ambiente, a água praticamente não ataca o estanho e o chumbo devido à formação, na superfície 
dos metais, de uma camada protetora de óxido que impede o desenvolvimento da reação. Este 
fenômeno é chamado de apassivação do metal e a camada protetora é chamada de camada de 
apassivação. 
O ácido clorídrico age sobre o estanho e o chumbo convertendo-os em íons com carga 
+2: 
)(SnCl)(H)(HCl2)(Sn 22 aqgaqs  
)(PbCl)(H)(HCl2)(Pb 22 aqgaqs  . 
 
A reação com chumbo somente tem continuidade com aquecimento devido ao fato de que o 
cloreto de chumbo formado ser pouco solúvel em água fria. 
Os hidróxidos Sn(OH)2 e Pb(OH)2 são obtidos pala reação de dupla-troca entre um sal e 
uma base. São pouco solúveis em água, porém dissolvem-se em ácidos: o Pb(OH)2 reage com 
HNO3, H2SO4 e HCl formando, respectivamente, Pb(NO3)2, solúvel, PbSO4 e PbCl2, ambos 
insolúveis. Em meio básico, são formados estanatos (    24OHSn ) e plumbatos (   
2
4
OHPb ), 
solúveis. Os hidróxidos de germânio, estanho e chumbo, quando tetravalentes, apresentam 
também propriedades anfóteras. Dois ácidos se formam quando o óxido de estanho(IV) reage 
com a água: o ácido metaestânico (H2SnO3) e o ácido ortoestânico (H4SnO4); reações análogas 
ocorrem com o óxido de chumbo (IV). 
 
5.2.Procedimentos Experimentais 
 
a) Obtenção e Propriedades do CO2 
- Monte o gerador de CO2 de acordo com o esquema abaixo. 
 
(1) Kitasato 
(2) Rolha furada 
(3) Funil de separação 
(4) Tubo de borracha 
(5) Pedaço de tubo de vidro 
 
- Prepare quatro tubos de ensaio limpos, conforme descrito a seguir: 
Tubo 1: coloque um pedaço de papel tornassol azul e 5 mL de água destilada; 
Tubo 2: coloque 5 mL de Ba(OH)2(aq) 0,1 M; 
Tubo 3: coloque 5 mL de Ca(OH)2(aq) 0,1 M; 
Tubo 4: coloque 5 mL de NaOH(aq) 0,1 M. 
- Abra a torneira do gerador de CO2, mergulhando o tubo de vidro da mangueira do 
gerador, borbulhe CO2 por algum tempo em cada tubo de ensaio. 
- Escreva o equilíbrio de CO2 em água e explique a mudança de cor do papel tornassol. 
- Escreva as equações químicas envolvidas em cada tubo de ensaio. 
 
b) Solubilidade dos Carbonatos dos Grupos 1 e 2 
- Em tubos de ensaio, adicione 1 mL de água a cerca de 0,1 g de cada um dos carbonatos 
listados abaixos. Agite, observe e anote. 
- Acrescente mais 1 mL de água destilada a cada tubo. Agite, observe e anote. 
- Com um papel indicador de pH, verifique o pH de cada tubo e complete a tabela abaixo. 
 
Carbonato pH Solubilidade em água 
Carbonato de Lítio 
Carbonato de Sódio 
Carbonato de Potássio 
Carbonato de Magnésio 
Carbonato de Cálcio 
Carbonato de Bário 
Carbonato de Estrôncio 
 
- Relacione a solubilidade dos carbonatos às posições dos elementos na tabela periódica. 
 Formação de Gel de Ácido Silícico 
- Adicione 4 mL de solução aquosa de silicato de sódio (20% v/v) a igual volume de 
ácido clorídrico concentrado. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20 minutos. 
- Observe a formação do gel: ao colocar o tubo de boca para baixo o seu conteúdo não 
derrama. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
c) Hidrólise do Silicato e do Carbonato de Sódio 
- Teste as soluções de carbonato de sódio e de silicato de sódio com papel tornassol. Qual 
dos dois sais se hidrolisa mais facilmente? Comprove sua resposta utilizando papel 
indicador de pH. 
- Escreva as equações das equações envolvidas e justifique as suas observações com base 
no conceito ácido-base de Brönsted-Lowry. 
 
d) Anfoterismo dos Hidróxidos de Estanho e de Chumbo 
- Adicione gota a gota cerca de 3 mL de NH4OH 6M a 7 mL de soluções contendo os 
íons Sn
2+
 e Pb
2+
 (cloreto e nitrato, respectivamente), separadamente, a fim de obter os 
precipitados de hidróxido de estanho e de hidróxido de chumbo. 
- Divida cada uma das soluções (de hidróxido de estanho e de hidróxido de chumbo) em 
quatro tubos de ensaio. 
- Verifique o caráter anfótero destes hidróxidos utilizando as soluções 6Mdesignadas na 
tabela abaixo. 
 
 Equação Química da Reação 
Reagente Sn(OH)2 Pb(OH)2 
HNO3 
H2SO4 
HCl 
NaOH 
 
- Por que o hidróxido de chumbo(II) “dissolve-se” em ácido nítrico e não de dissolve em 
ácido clorídrico e ácido sulfúrico? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. Grupo 15: Nitrogênio, Fósforo, Arsênio, Antimônio e Bismuto 
 
6.1 Introdução 
O grupo periódico 15 compreende o nitrogênio (N), o fósforo (P), o arsênio (As), o 
antimônio (Sb) e o bismuto (Bi). Os átomos desses elementos apresentam configuração 
eletrônica externa do tipo ns
2
np
3
. Entre os elementos do grupo 15 observa-se uma gradação 
regular, que vai de um verdadeiro não-metal, o nitrogênio até um metal quase típico, o bismuto. 
Assim, os elementos mais leves, nitrogênio e fósforo, são não metais típicos, formando óxidos 
ácidos. Os elementos intermediários, arsênio e antimônio, são semi-metais, formando óxidos 
anfóteros. Já o bismuto apresenta características metálicas, formando óxidos básicos. 
O nitrogênio, com configuração 1s
2
2s
2
2p
3
, é apenas trivalente em seus compostos, pois o 
orbital vazio, 3s, é demasiadamente energético para que ocorra a promoção de um dos elétrons 
da camada L. Os demais elementos do grupo, entretanto, podem assumir estado pentavalente 
pela promoção de um dos seus elétrons de valência para um orbital d de relativamente baixa 
energia. 
O gás nitrogênio (N2) é incolor, inodoro e insípido, mais leve que o ar e pouquíssimo 
solúvel em água. Suas moléculas são diatômicas e a presença de três pares eletrônicos de ligação 
entre os átomos de nitrogênio faz com que o nitrogênio seja, até certo ponto, inerte à temperatura 
ambiente. A atividade química do nitrogênio aumenta, entretanto, com a elevação da 
temperatura, a ponto de se combinar com muitos metais formando nitretos (por exemplo, o 
nitreto de magnésio, Mg3N2). 
O gás nitrogênio pode ser obtido em laboratório pelo aquecimento de uma solução 
contendo cátion amônio (

4NH ) e ânion nitrito (

2NO ): 
 
)(OH2)(N)(NO)(NH 2224 lgaqaq 

. 
 
Os compostos hidrogenados mais simples da família do nitrogênio apresentam fórmula 
geral 3EH (por exemplo, a amônia, 3NH ) e possuem uma polaridade pequena, que diminui do 
3NH até o 3BiH . Eles são pouco solúveis em água com exceção da amônia: um volume de água 
dissolve 702 volumes do gás 3NH a 20°C. A amônia é obtida na indústria preferencialmente por 
síntese: 
 
)(H3)(N 22 gg  )(NH2 3 g 1,22H molkcal / . 
 
No laboratório, a amônia é obtida por decomposição dos seus sais quando aquecidos junto com 
bases, como por exemplo: 
 
)(NaCl)(OH)(NH)(NaOH)(ClNH 234 aqlgaqaq  . 
 
Durante a dissolução do NH3 em água, ele reage como base de Brönsted segundo a equação: 
)(OH)(NH 23 lg  )(OH)(NH 4 aqaq

 . 
 
A solução aquosa de amônia comporta-se como uma solução de base fraca contendo, 
supostamente, NH4OH, que é conhecido por hidróxido de amônio. Quando neutralizada com 
ácidos, formam-se sais ditos de amônio. Estes sais são todos voláteis e, se submetidos ao 
aquecimento, sofrem decomposição térmica. Por exemplo: 
 a) )(ClNH 4 s 
b)   )(HSONH)(NH)(SONH 443424 sgs  
c) )(OH2)(N)(NONH 2224 ggaq  . 
)(HCl)(NH 3 gg 
A formação da amônia como produto de uma reação de decomposição de um sal está 
intimamente relacionada às características não oxidantes do ânion associado ao cátion amônio no 
sal. 
 O fósforo existe na forma de moléculas P4, nas quais cada átomo de fósforo se encontra 
unido aos demais por meio de ligações covalentes simples. O fósforo apresenta variedades 
alotrópicas quanto ao arranjo cristalino: o fósforo branco, ao contrário das outras formas 
alotrópicas (vermelho, violeta e negro), é bastante reativo e dissolve-se em sulfeto de carbono 
(CS2). A queima do fósforo branco ou vermelho em atmosfera rica em oxigênio gera como 
produto o composto P4O10, usualmente chamado de pentóxido de fósforo, pois sua fórmula 
mínima é P2O5. A maioria dos oxidantes transforma o fósforo elementar em pentavalente (NOX 
5+). A sua oxidação a fósforo(III) observa-se com menor freqüência. 
 A fosfina (fosfano ou fosfeto de hidrogênio, PH3) é obtida hidrolisando-se os fosfetos 
metálicos ou fazendo-se reagir, a quente, fósforo branco com soluções alcalinas: 
 
)O(3H)AlP( 2 ls    )(OHAl)(PH 33 sg  
)(POH3)(PH)(OH3)(OH3)(P4 2232 aqgaqls

 . 
 
Na última reação, além de PH3, produz-se íon hipofosfito (

22POH ). Em laboratório, preparam-se 
oxiácidos do fósforo pela reação entre P4O10 com quantidades variáveis de água: 
32104 4HPOO2HOP  (ácido metafosfórico) 
7232104 OP2HO4HOP  (ácido pirofosfórico) 
432104 PO4HO6HOP  (ácido ortofosfórico) 
 
O ácido ortofosfórico (ou simplesmente ácido fosfórico), H3PO4, sendo um triácido, forma três 
espécies de ânions: dihidrogenofosfato (

42 POH ), hidrogenofosfato (
2
4HPO ) e fosfato (
3
4PO ). 
 Ao serem aquecidos, o arsênio, o antimônio e o bismuto são facilmente oxidados pelo 
oxigênio formando óxidos do tipo E2O3. As tendências à hidrólise dos cloretos de arsênio, 
antimônio e bismuto decrescem à medida que se passa do As ao Bi: a hidrólise do AsCl3 é quase 
completa, enquanto que SbCl3 e BiCl3 se hidrolisam apenas parcialmente. 
 
6.2 Procedimentos Experimentais 
 
6.2.1 Obtenção de N2 em Laboratório: Decomposição Térmica de Dicromato de Amônio, 
(NH4)2Cr2O7 
- Esta reação química é conhecida como “vulcão químico” e é bastante usada em 
demonstrações de química. 
- Coloque cerca de 1 g de dicromato de amônio em uma cápsula de porcelana, formando 
um pequeno monte. 
- Coloque 2 gotas de acetona no pico do monte e atear fogo com um fósforo. 
- Descreva a reação que ocorre e escreva a equação química da reação. 
 
6.2.2 Obtenção e Propriedades Redutoras da Amônia 
- Dissolva 8 g de NaOH em 50 mL de água destilada em um erlenmeyer (A) e acrescente 
cerca de 11 g de cloreto de amônio. 
- Coloque 1 g de óxido de cobre(II) em um tubo com saída lateral (B), conectando este ao 
erlenmeyer através de um tubo secante (C) contendo óxido de bário (BaO). 
- Aqueça o erlenmeyer e o tubo com saída lateral, cuidando para que o conteúdo do 
erlenmeyer não entre em ebulição e para que o tubo não fique preto (veja o esquema 
abaixo). 
 
 
- Descreva o que ocorre e equacione as reações ocorridas no erlenmeyer e no tubo com 
saída lateral. 
- Verifique a saída da amônia pela saída lateral do tubo com um pedaço de papel 
tornassol vermelho úmido. Equacione esta reação. 
 
6.2.3 Obtenção e Decomposição de Cloreto de Amônio 
6.2.3.1 - Molhe um bastão de vidro com HCl concentrado e aproxime-o da boca de um tubo de 
ensaio contendo hidróxido de amônio concentrado. 
- Explique o que acontece equacionando a reação. 
6.2.3.2 - Coloque aproximadamente 1 g de cloreto de amônio em um tubo de ensaio seco e 
aqueça. Observe o que acontece. 
- Explique as suas observações equacionando as reações que ocorrem 
 
6.2.4 Obtenção e Decomposição de NI3 
- Importante: Os trihaletos de nitrogênio (NX3) são compostos instáveis. O NBr3 e o NI3 
são conhecidos apenas na forma de amoniatos instáveis. O NI3 amoniacal (NI3∙NH3) 
detona se não estiver em presença de excesso de amônia. 
- Misture 0,5 g de iodo finamente dividido com 5 mL de solução concentrada de 
hidróxido de amônio até obter um precipitado preto. 
- Filtre e lave o precipitado preto com água e deixe secar sobre o papel filtro. 
- Descreva o que ocorre após alguns minutos. 
- Equacione as reações químicas envolvidas nesta prática.7. Grupo 16: Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio e Polônio 
 
7.1 Introdução 
O grupo periódico 16 compreende o oxigênio (O), o enxofre (S), o selênio (Se), o telúrio 
(Te) e o polônio. Os átomos destes elementos possuem configuração eletrônica externa ns
2
np
4
, o 
que explica a divalência dos elementos deste grupo. Os elementos do grupo 16 apresentam 
potenciais de ionização caracteristicamente elevados, não apresentando propriedades metálicas 
(com exceção dos elementos mais pesados do grupo, os quais possuem maiores raios atômicos e, 
consequentemente, maiores potenciais de ionização). 
O oxigênio difere dos outros elementos do grupo por se tratar de um gás à temperatura 
ambiente, constituído de moléculas diatômicas, O2. Os demais elementos do grupo são sólidos, 
com unidades estruturais maiores do que moléculas diatômicas. Todos os elementos do grupo 16 
apresentam alotropia; por exemplo, o oxigênio pode existir como O2 ou como O3 (ozônio). Os 
outros elementos do grupo podem também existir em duas ou mais formas, diferindo no número 
de átomos na molécula ou na disposição das moléculas no sólido. 
 
a. Propriedades e Compostos do Oxigênio 
O oxigênio elementar apresenta-se na forma de moléculas diatômicas, sendo em 
condições normais um gás incolor, inodoro, pouco solúvel em água (a molécula de O2 é apolar) e 
paramagnético (é atraído por um campo magnético). Seu paramagnetismo não pode ser 
explicado nem pela VSEPR nem pela TLV, pois nenhuma destas teorias explica ou prevê a 
presença de elétrons desemparelhados na molécula. A teoria dos orbitais moleculares (TOM), 
por outro lado, oferece uma descrição completa do paramagnetismo do oxigênio, prevendo a 
existência de dois elétrons desemparelhados na molécula de O2. 
O oxigênio é capaz de combinar-se com a maior pare dos elementos produzindo calor e 
luz em reações comumente chamadas de combustões. Em atmosfera de oxigênio puro as 
combustões são mais violentas do que ao ar. Embora o mesmo calor esteja envolvido em ambos 
os processos, a combustão em atmosfera de O2 puro ocorre mais rapidamente, já que nenhuma 
energia é gasta para o aquecimento do nitrogênio como ocorre nas combustões ao ar. 
No laboratório prepara-se o O2 por decomposição térmica do perclorato de potássio. Em 
escala industrial, prepara-se o O2 por liquefação e destilação fracionada do ar. 
Em seus compostos o oxigênio pode apresentar três diferentes números de oxidação. Nos 
óxidos, compostos muito comuns contendo oxigênio, este elemento apresenta número de 
oxidação -2. Nos peróxidos, o número de oxidação é -1 e nos superóxidos é -1/2. Os peróxidos 
são caracterizados por uma ligação simples oxigênio-oxigênio que usualmente se rompe com a 
absorção de energia relativamente alta. 
 
O
2
 
O2
2
 
O2 
Os ânions óxido, peróxido e superóxido, respectivamente 
 
Os elementos mais pesados do grupo 1 (K, Rb e Cs) reagem com o oxigênio formando 
principalmente superóxidos (KO2, RbO2 e CsO2), sólidos iônicos. Sódio, estrôncio e bário 
formam peróxidos (sólidos iônicos) os quais regem com ácidos produzindo peróxido de 
hidrogênio, H2O2. Por exemplo: 
)(OH)(Ba)(2H)(BaO 22
2
2 aqaqaqs 

 
 
O peróxido de hidrogênio se decompõe espontaneamente segundo a equação química 
2222 OOH2O2H  9,46H molkcal / . 
 
Entretanto, o peróxido de hidrogênio e suas soluções aquosas, na ausência completa de 
catalisadores podem permanecer inalterados por longo tempo devido à velocidade virtualmente 
nula da reação de decomposição à temperatura ambiente. A decomposição do peróxido de 
hidrogênio é acelerada por enzimas presentes no sangue, chamadas catalases. Por outro lado, há 
certas substâncias que retardam a sua decomposição com, por exemplo, o ácido fosfórico e o 
ácido úrico. As soluções comerciais de peróxido de hidrogênio costumam conter substâncias 
estabilizadoras. 
 A propriedade química mais característica do peróxido de hidrogênio é sua forte 
capacidade oxidante, como se observa na seguinte reação: 
 
KOH2IOH2KI 222  
 
Em menor escala, somente em reações com oxidantes muito fortes, o peróxido de 
hidrogênio pode manifestar propriedades redutoras, como na reação a seguir: 
 
2222 OHCl2OHCl  
 
Todos os elementos – com exceção do flúor e dos gases nobres – formam óxidos. Os 
óxidos metálicos geralmente apresentam forte caráter iônico, principalmente quando o metal se 
localiza mais à esquerda da tabela periódica (Ex: CaO, K2O). Estes óxidos são todos sólidos à 
temperatura ambiente e geralmente são óxidos básicos. Os óxidos não-metálicos são covalentes 
(P2O5, SO2, etc), sendo geralmente gasosos à temperatura ambiente e apresentando caráter ácido. 
Os óxidos covalentes são, desta forma, comumente chamados de anidridos de ácidos. Por 
exemplo, o CO2 é o anidrido (produto da desidratação) do ácido carbônico, H2CO3. 
Não é possível classificar rigidamente todos os óxidos como ácidos ou básicos. Alguns 
óxidos, especialmente aqueles formados pelos elementos mais ao centro da tabela periódica, 
reagem tanto com ácidos como com bases e, por isso, são chamados de óxidos anfóteros. Por 
exemplo, observe as seguintes reações envolvendo o óxido de zinco, anfótero: 
)O(H)(Zn)(2H)ZnO( 2
2
laqaqs 

 
   )(OHZn)O(H)(2OH)ZnO( 2
42
aqlaqs

 
 
b. Propriedades do Enxofre 
O enxofre apresenta-se comumente como um sólido amarelo com uma temperatura de 
fusão de 119°C e é notável pela variedade de formas alotrópicas. A variedade destas formas e o 
comportamento peculiar das fases líquida e gasosa devem-se principalmente à existência de 
moléculas de enxofre com diferentes graus de complexidade. O enxofre estável à temperatura 
ambiente é constituído de cristais ortorrômbicos e por isso é conhecido como enxofre rômbico 
(ou ortorrômbico) e é solúvel em solventes apolares como CS2 e CCl4. Nessa variedade, a 
molécula é cíclica: um anel S8 enrugado. Quando o enxofre rômbico é aquecido lentamente, os 
cristais tornam-se opacos em virtude de sua transformação em agregados de cristais 
monoclínicos, uma forma alotrópica chamada de enxofre monoclínico. O enxofre sofre outras 
variações interessantes quando é lentamente aquecido até o ponto de ebulição. A 119°C ele 
funde e transforma-se em um líquido amarelo e, continuando o aquecimento, passa por uma série 
de outras variedades alotrópicas, inclusive na forma vapor. Todas essas formas são instáveis e 
transformam-se, à temperatura ambiente, rapidamente em enxofre rômbico. Esta é a razão pela 
qual o enxofre ocorre na natureza somente na forma rômbica. 
 
c. Procedimentos Experimentais 
 
i. Preparação de Oxigênio 
- Coloque uma espátula de KMnO4 em um tubo de ensaio seco. Segure o tubo com o auxílio 
de uma garra e aqueça na chama do bico de Bünsen. 
- Introduza um palito de fósforo em brasa na boca do tubo durante 1 minuto para verificar a 
produção de oxigênio. 
- Escreva a equação química da reação. 
 
ii. Propriedades Oxidantes do Oxigênio: Formação de Óxidos, Hidróxidos e Ácidos 
1. - Segure um pequeno pedaço de fita de magnésio com o auxilio de uma pinça e 
aqueça na chama do bico de Bünsen até a combustão completa. (Não olhe diretamente para 
o magnésio em combustão). 
- Coloque o resíduo da combustão em um tubo de ensaio e adicione um pouco de água 
destilada (aproximadamente 3 mL) e duas gotas de fenolftaleína. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
2. - Coloque uma pequena porção de enxofre em um cadinho de porcelana e aqueça 
ao rubro em um bico de Bünsen. Com o auxílio de uma pinça limpa, aproxime um pedaço 
de papel tornassol azul molhado dos vapores que se desprendem do enxofre sob 
aquecimento. O que você observa? 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
iii. Propriedades Químicas do Peróxido de Hidrogênio 
- Em dois tubos de ensaio adicione 1 mL de água destilada, duas gotas de solução de 
H2SO4 6N e 4 gotas de H2O2 a 3%. Numere os tubos. 
1. - Propriedadeoxidante do peróxido de hidrogênio. Adicione 1 mL de solução 
de KI 1N ao tubo 1. Observe o aparecimento de uma coloração castanha, característica do 
iodo em solventes oxigenados. 
- Escreva a equação da reação envolvida e explique a ação oxidante da H2O2. 
2. - Propriedade redutora do peróxido de hidrogênio. Adicione duas gotas de 
solução de KMnO4 1N ao tubo 2. Observe o descoramento da solução. 
- Escreva a equação da reação envolvida e explique a ação redutora da H2O2. 
 
iv. Decomposição Catalítica do Peróxido de Hidrogênio 
- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução de H2O2 a 3% e, em seguida, adicione 
pequena quantidade de MnO2(s). 
- Observe o desprendimento de gás. Esta é uma reação de auto-oxirredução ou 
desproporcionamento. 
- Escreva as equações das reações envolvidas. 
 
v. Obtenção de Enxofre Elementar 
- Em um tubo de ensaio coloque 1 mL de solução 1N de tiossulfato de sódio (Na2S2O3), 2 
mL de água deionizada e 1 mL de solução 6N de H2SO4. 
- Agite e aqueça levemente o tubo de enaio. 
- Observe a formação de enxofre livre e sinta o odor do gás que se desprende. 
- Escreva as equações das reações envolvidas e explique as suas observações. 
 
vi. Solubilidade do Enxofre 
- O enxofre não é solúvel em água mas é bastante solúvel em etanol e, quando finamente 
dividido, forma com a água uma suspensão coloidal. 
- Coloque 0,1 g de enxofre em pó em um béquer. Adicione cerca de 15 mL de etanol e 
agite até que se forme uma solução. 
- Adicione, aos poucos, cerca de 8 mL de água destilada. 
- Observe e anote o que acontece. 
 
vii. Comportamento do Enxofre Sob Aquecimento e Formação de Enxofre Plástico 
- Pode-se obter enxofre plástico provocando o resfriamento rápido do enxofre líquido por 
emersão em água gelada. 
- Coloque 3 g de enxofre em um tubo de ensaio e aqueça cuidadosamente até a formação 
de um líquido escuro e vapores amarelos. 
- Verta lentamente o enxofre líquido obtido para dentro de um béquer contendo cerca de 
200 mL de água gelada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8. Grupo 17: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato 
 
8.1 Introdução 
O grupo periódico 17 compreende os halogênios: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), iodo 
(I) e astato (At). Estes elementos possuem configuração eletrônica externa ns
2
np
5
. São 
monovalentes em seu estado fundamental, mas, com exceção do flúor, podem sofrer expansão de 
sua camada de valência. O flúor, com a configuração 1s
2
2s
2
2p
5
, forma apenas uma ligação 
covalente, pois a promoção de um dos elétrons de valência para a camada M requer muita 
energia. No entanto, os demais halogênios podem usar orbitais d em suas ligações com outros 
átomos e, assim, exibem também valência 3, 5 e 7. Todos os halogênios formam moléculas 
diatômicas apolares. 
Embora a ligação entre os átomos de um mesmo halogênio seja forte, a atração entre as 
suas moléculas é bastante fraca e se deve apenas à forças de Van der Waals do tipo dipolo 
instantâneo-dipolo induzido (forças de London ou de dispersão). À medida que as dimensões dos 
átomos dos halogênios aumentam, as nuvens eletrônicas das moléculas se tornam maiores e mais 
polarizáveis, isto é, mais facilmente deformáveis, e, consequentemente aumentam as forças de 
dispersão. Portanto, é de se esperar que os pontos de fusão e de ebulição do halogênios cresçam 
do flúor para o astato. De fato, observa-se que, em condições normais de temperatura e pressão, 
o flúor é um gás de coloração amarelo-pálida; o cloro é um gás de coloração amarelo-esverdeada 
que se liquefaz facilmente sob pressão; o bromo é um líquido castanho-avermelhado volátil; e o 
iodo é um sólido de cor púrpura-escura. O flúor e o cloro existem como gases à temperatura 
ambiente porque as interações intermoleculares são fracas demais, sendo facilmente superadas 
pela agitação térmica (energia cinética) molecular. 
Os halogênios são, como um grupo, os mais eletronegativos de todos os elementos. É 
bastante difícil remover um elétron de um átomo de halogênio, o que está de acordo com os 
valores relativamente altos dos seus potenciais de ionização: quanto menor é o átomo de 
halogênio, maior será o seu potencial de ionização, pois mais fortemente atraídos pelo núcleo 
estão os elétrons externos. 
É notável o decréscimo do poder oxidante do halogênio livre com o aumento do número 
atômico. O resultado disso é o deslocamento do ânion de um halogênio (haleto ou halogeneto) 
mais pesado por um haleto mais leve, como por exemplo: 
 
22 Br2NaClCl2NaBr  . 
 
A preparação dos halogênios envolve, em geral, a oxidação de um íon haleto X a 
halogênio livre, 2X (lembre que os compostos naturais ricos em halogênios são sais em que 
estes elementos estão presentes na forma de ânions). Esta oxidação pode ser efetuada por 
métodos eletrolíticos para a obtenção de todos os halogênios; outros métodos, baseados na 
utilização de oxidantes apropriados, são aplicáveis a todos os halogênios com exceção do flúor, 
devido a alta energia envolvida na oxidação do íon fluoreto. 
 
8.2 Propriedades dos Halogênios 
 
8.2.1 Flúor 
O lúor é um gás fracamente amarelado, de odor picante e mais denso que o ar. 
Quimicamente, o flúor é um elemento extremamente reativo e combina-se diretamente com 
quase todos os elementos. Ele é o mais eletronegativo de todos os elementos. O potencial padrão 
de redução do flúor é tão elevado (

 F22F2 e , VE 87,2
0
 ) que ele oxida a água, 
formando oxigênio e fluoreto de hidrogênio, HF. A maior parte dos minerais que contém 
fluoretos é insolúvel: CaF2 (fluorita), Na3[AlF6] (criolita) e CaF2∙3Ca3(PO4)2 (flourapatita). 
 
 
8.2.2 Cloro 
O cloro é um gás amarelo esverdeado de odor caracteristicamente sufocante. Ele é um 
gás solúvel em água: um volume de água dissolve 2,3 volumes de gás Cl2, a 20°C. A solução 
aquosa é conhecida como “água de cloro” e apresenta um leve caráter ácido devido ao equilíbrio: 
)(OH)(Cl 22 lg  )HClO()HCl( aqaq  . 
 
Os ácidos formados no equilíbrio são o ácido clorídrico (HCl, forte) e o ácido hipocloroso 
(HClO, fraco). O valor da constante de equilíbrio é muito pequeno, indicando que apenas uma 
pequena quantidade dos ácidos está presente no equilíbrio. Entretanto, a adição de uma base à 
solução (tomamos como exemplo o hidróxido de sódio, NaOH) neutralizará os ácidos formando 
cloreto de sódio e hipoclorito de sódio e deslocando o equilíbrio para a direita. 
)(OH)NaClO()NaCl()(NaOH2)(Cl 22 laqaqaqg  . 
 
Tanto o ácido hipocloroso quanto o íon hipoclorito são fortes agentes oxidantes. 
A maior parte do cloro do cloro é preparada, industrialmente, por eletrólise do cloreto de 
sódio fundido (este processo fornece sódio como subproduto) ou por eletrólise da solução aquosa 
de NaCl, pela qual se produz, além do cloro gasoso, hidrogênio gasoso e solução de hidróxido de 
sódio: 
)NaOH(2)(Cl)(H)(O2H)2NaCl( 222 aqgglaq  ; passagem de corrente elétrica. 
 
No laboratório o cloro é facilmente produzido pela oxidação das soluções de ácido clorídrico. 
Para isso, o dióxido de manganês é geralmente empregado: 
)(OH2)(MnCl)(Cl)HCl(4)(MnO 2222 laqgaqs  . 
 
Os minerais que contém cloretos são extremamente solúveis, como por exemplo, o sal-
gema (NaCl), que é encontrado em grandes depósitos subterrâneos. 
 
8.2.3 Bromo 
No estado livre o bromo é um líquido castanho-avermelhado com alta pressão de vapor, à 
temperatura ambiente, e seus vapores possuem odor irritante. Ele é o mais solúvel do halogênios, 
sendo a sua solução aquosa denominada “água de bromo”: 
)(OH)(Br 22 ll  )HBrO()HBr(aqaq  . 
 
Os ácidos formado no equilíbrio são o ácido bromídrico (HBr, forte) e o ácido hipobromoso 
(HBrO, fraco). Pela adição de base, o equilíbrio se desloca para a direita, a exemplo do que 
ocorre no caso do cloro em meio aquoso. 
Para a obtenção de bromo livre emprega-se com freqüência reações de deslocamento 
entre cloro livre e sais de bromo: 
)(Br)(Cl2)(Cl)(2Br 22 gaqgaq 

. 
 
Em seguida o bromo é separado e condensado ao estado líquido. No laboratório, a preparação do 
bromo é análoga à do cloro. 
 O bromo é encontrado, na natureza, em forma de brometos associados, em pequenas 
quantidades, aos cloretos. 
 
8.2.4 Iodo 
O iodo é sólido a temperatura ambiente, e forma cristais de coloração púrpura-escura 
com brilho metálico. A solubilidade do iodo em água é pequena e a solução aquosa apresenta 
fraca coloração castanha. A reação do iodo com água ocorre em quantidade mínima, de modo 
que o iodo permanece, essencialmente, dissolvido sob a forma de moléculas livres de I2. A 
quantidade de iodo que chega a reagir com água gera o seguinte equilíbrio: 
)(OH)(I 22 ls  )HIO()HI( aqaq  . 
 
Os ácidos formados no equilíbrio são o ácido iodídrico (HI, o mais forte dos hidrácidos) e o 
ácido hipoiodoso (HIO, fraco). A solubilidade do iodo em água aumenta pela adição de íon 
iodeto (I
-
), havendo mudança na cor da solução, que passa de castanha para vermelha intensa 
devido à formação do íon triiodeto, 
3I : 

 32 III . 
 
O iodo dissolve-se em muitos solventes orgânicos formando soluções violetas com solventes 
com baixas constantes dielétricas – geralmente são solventes não-oxigenados, como por 
exemplo, dissulfeto de carbono (CS2) clorofórmio (CHCl3) e tatracloreto de carbono (CCl4) – e 
soluções marrons com solvente possuidores de elevadas constantes dielétricas – etanol 
(CH3CH2OH) e éter etílico (CH3CH2OCH2CH3). As soluções violetas contém, essencialmente, 
moléculas de iodo livres. Já as soluções marrons apresentam iodo coordenado à moléculas de 
solvente. A maior parte do iodo produzido atualmente provém do iodato de sódio (NaIO3), 
contido em pequena quantidade no salitre do Chile (NaNO3). 
O ácido iodídrico, HI, é o mais forte dos hidrácidos. No grupo dos halogênios a força dos 
hidrácidos aumenta com o aumento do número atômico devido à uma diminuição na força da 
ligação hidrogênio-halogênio no sentido do aumento do número atômico. Assim, neste grupo, o 
hidrácido mais fraco é o HF e o mais forte é o HI. 
 
8.3 Procedimentos Experimentais 
 
8.3.1 Obtenção do Cloro 
- Coloque em um tubo de ensaio 0,1 g de dióxido de manganês, MnO2. Na capela 
adicione 5 gotas de HCl concentrado ao tubo e observe se ocorre alguma reação. 
- Em seguida adicione mais HCl concentrado até completar 1 mL do ácido. Umedeça um 
papel tronassol azul e, com o auxílio de uma pinça limpa, coloque-o sobre a boca do tubo 
de ensaio. 
- Observe o que ocorre com o papel tornassol e explique as suas observações escrevendo 
as reações químicas que ocorem. 
 
8.3.2 Obtenção do Iodo 
- Monte a aparelhagem segundo o esquema a seguir. 
 
 
 
(1) Garra metálica 
(2) Balão de vidro de fundo redondo de 250 mL 
(3) Béquer de 250 mL 
(4) Tela de arame com amianto 
(5) Argola de ferro 
(6) Bico de Bünsen 
(7) Suporte universal 
- Ao béquer adicione 1 g de KI, 1,5 g de MnO2 e 7,5 mL de H2SO4 concentrado. 
- Em seguida coloque sobre ele o balão de vidro com fundo redondo contendo 
água fria (da torneira). 
- Aqueça o conjunto suavemente para sublimar o iodo formado. Os vapores 
violáceos de iodo ressublimam (retornam ao estado sólido) ao entrarem em 
contato com a superfície do balão. (Obs: com forte aquecimento o vapor da água 
se condensa no fundo do balão sublimando algum iodo). 
- Retire os cristais de iodo formado e deixe-os secar em um vidro de relógio. 
 
8.3.3 Extração Líquido-Líquido 
- Coloque alguns cristais de iodo num béquer e acrescente 20 mL de água. Agite 
com o bastão de vidro e observe a dissolução do iodo. 
- Transfira esta mistura para uma pêra de decantação e acrescente 10 mL de 
clorofórmio. Agite vigorosamente e deixe o líquido decantar. Observe a cor da 
fase inferior (fase orgânica). 
- Descreva o que ocorreu e compare as solubilidades do iodo em água e 
clorofórmio. 
 
8.3.4 Solubilidade do Iodo em Água 
- Coloque alguns cristais de iodo em um tubo de ensaio e acrescente 2 mL de 
água destilada. Agite e observe a quantidade de iodo que se dissolve e anote. 
- Acrescente em seguida alguns cristais de iodeto de potássio e agite. Observe se 
ocorre aumento na solubilidade do iodo e anote. 
- Escreva as reações químicas envolvidas e explique as suas observações. 
 
8.3.5 Propriedades Redutoras dos Halogênios 
- Coloque em um tubo de ensaio 2 mL de H2O, 1 mL de solução 6N de H2SO4, 
duas gotas de solução 1N de KMnO4 e 1 mL de solução 1N de KI. Agite e 
observe a formção de iodo. 
- Escreva a equação da reação envolvida e explique as suas obervações. 
- Dentre os íons haletos, qual deles você acha que possui maior poder redutor? 
Justifique. 
 
8.3.6 Propriedades Oxidantes dos Halogênios 
- Em um tubo de ensaio coloque 3 mL de solução de I2(aq) e adicione gotas de 
solução 1N de Na2S até observar o descoramento da solução. Observe também a 
formação de enxofre coloidal. 
- Escreva a equação da reação envolvida e explique as suas observações. 
- Dentre os halogênios, qual deles você acha que possui maior poder oxidante? 
Justifique. 
 
8.3.7 Solubilidade e Cor dos Halogênios em Clorofórmio 
- Os halogênios são bastante solúveis em clorofórmio, formando soluções com 
colorações distintas. Coloque cerca de 1 mL de solução aquosa de cloro a um 
tubo de ensaio, 1 mL de solução aquosa de bromo a um segundo tubo e 1 mL de 
solução aquosa de iodo a um terceiro tubo. 
- A cada um dos três tubos acrescente 1 mL de clorofórmio. 
- Agite cada tubo e observe. Anote as colorações obtidas na fase orgânica de 
cada tubo e anote na tabela abaixo. 
 
Halogênio Cloro Bromo Iodo 
Coloração 
 
8.3.8 Reações de Simples-Troca (Deslocamento) Envolvendo Halogênios 
- Prepare 3 tubos de ensaio com solução aquosa de cloro. Ao primeiro tubo 
acrescente 2 mL de solução aquosa de NaCl; ao segundo, 2 ml de NaBr(aq); e ao 
terceiro, 2 mL de NaI(aq). 
- A cada tubo acrescente 3 mL de clorofórmio. Agite vigorosamente. 
- Compare as cores das fases orgânicas de cada tubo com aquelas obtidas no 
experimento anterior e diga se ocorreu reação. 
- Complete as duas primeiras linhas da tabela abaixo. 
 
 NaCl NaBr NaI 
Coloração Cl2 
Reação 
Coloração Br2 
Reação 
Coloração I2 
Reação 
 
- Repita os procedimentos preparando agora três tubos com solução aquosa de 
bromo e complete a terceira e a quarta linha da tabela. 
- Finalmente, repita os procedimentos preparando três tubos com solução aquosa 
de iodo e complete a quinta e a sexta linha da tabela. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9. A Química do Cromo, do Ferro e do Cobalto – Princípio de Le Chatelier 
 
9.1 - Introdução: 
 O cromo foi descoberto em 1797, pôr Wanguelim e ocorre primariamente como 
cromita, FeCrO3 . Ligas de ferro / cromo são usadas para aços inoxidáveis. Os 
compostos de cromo são coloridos (Chroma : do grego = cor). 
 Pôr causa da utilização dos elétrons 3d e 4s, todos os estados oxidação, de 0 a 6, 
são conhecidos. Os estados característicos são +2, +3, e +6; somente os estados +3 e +6 
são estáveis em solução aquosa. O íon cromosoé usado como “varredor” de oxigênio, 
limpando traços de oxigênio em determinados recipientes, onde a presença de oxigênio 
seja indesejável. 
 No laboratório, muitas vezes as reações de equilíbrio podem ser estudadas 
quanto à predominância dos reagentes ou dos produtos, observando mudança de 
coloração ou aparecimento de um precipitado. Pôr exemplo, em solução aquosa, os íons 
cromato, CrO4
-2
 , (amarelo) podem ser convertidos em íons dicromato, Cr2O7
-2
 , 
(alaranjado) e vice versa variando o pH da solução. 
 
2CrO4
-2
 + 2H
+
 Cr2O7
-2
 + H2O 
 
 Adicionando ou retirando íons H
+ 
o equilíbrio se desloca para a esquerda ou para 
a direita, respectivamente, o que pode ser constatado através de mudança de coloração. 
 
9.2 - Objetivo : Desenvolver um Pouco da Química do Cromo, do Ferro e do Cobalto. 
Aplicar o Princípio de Le Chatelier. 
 
9.3 - Materiais e reagentes: 
 
3.1 – Tubos de ensaios : 15 
3.2 – Estante para tubos de ensaio : 01 
3.3 – Pipetas de 5 ou 2mL : 15 
3.4 – Dicromato de potássio (K2Cr2O7) : 0,1mol/L 
3.5 – Hidróxido de sódio (NaOH) : 3,0mol/L 
3.6 – Peróxido de hidrogênio (H2O2) : 10% 
3.7 – Ácido sulfúrico (H2SO4) : 1,0mol/L 
3.8 – Ácido sulfúrico (H2SO4) : 18,0mol/L 
3.9 – Sulfito de sódio (Na2SO3) : sólido 
3.10 – Cloreto de cromo (CrCl3) : 0,1mol/L 
3.11 – Hidróxido de amônio (NH4OH) : 15 ,0mol/L 
3.12 – Hidróxido de amônio (NH4OH) : 3 ,0mol/L 
3.13 – Cloreto de bário (BaCl2) : 0,1mol/L 
3.14 – Cloreto de cobalto (CoCl2) 0,1mol/L 
3.15 – Etanol (C2H5OH) : p. a. 
3.16 – Ácido clorídrico (HCl) : 12mol/L 
3.17 – Ácido clorídrico (HCl) : 6,0mol/L 
3.18 – Ácido clorídrico (HCl) : 1,0mol/L 
3.19 – Ácido clorídrico (HCl) : 0,5mol/L 
3.20 – Cloreto de sódio (NaCl) : 1,0mol/L 
3.21 – Cloreto de potássio (KCl) : 1,0mol/L 
3.22 – Hidróxido de amônio (NH4OH) : 1,0 mol/L 
3.23 – Hidróxido de sódio (NaOH) : 6,0mol/L 
3.24 – Cloreto de cobalto (CoCl2) : sólido 
3.25 – Tiocianato de amônio, NH4SCN : 0,1mol/L 
3.26 – Fluoreto de sódio, NaF : 0,1mol/L 
3.27 – Nitrato de ferro (III), Fe(NO3)3 : 0,1mol/L 
3.28– Cromato de potássio (K2CrO4) 0,1mol/L 
 
 
9.4- Procedimento experimental : 
 4.1 – Tome três tubos de ensaio e coloque, em cada um deles, 1,0mL de K2Cr2O7 
0,1mol/L. A um dos tubos adicione 1,0mL NaOH 3,0mol/L e a outro adicione 1,0mL de 
água destilada. Compare a cor dessas soluções com a cor da solução de K2Cr2O7 contida 
no 3
0
 tubo. Observe e anote. 
 4.2 - Coloque 1,0mL de H2O2 em um tubo de ensaio, adicione 0,5mL de H2SO4 
1,0mol/L e 0,5mL de K2Cr2O7 0,1mol/L. Observe a cor e anote. Aqueça lentamente. 
Observe a cor e anote. Compare as cores obtidas. 
 4.3 - Coloque 1,0mL de K2Cr2O7 0,1mol/L em um tubo de ensaio, adicione 10 
gotas de H2SO4 1,0mol/L e cerca de 1,0 g de Na2SO3. Observe e anote. 
 4.4 - Tome quatro tubos de ensaio e, em cada um deles, coloque 1,0mL de CrCl3 
0,1mol/L. Ao primeiro adicione 3 gotas de NH4OH 1,0mol/L. Observe e anote. Em 
seguida 10 gotas de NH4OH 15mol/L (Operação em capela para evitar os vapores 
nocivos de NH3 ). Ao segundo tubo adicione 3 gotas NH4OH 3mol/L e a seguir adicione 
10 gotas de NaOH 12mol/L. Observe e anote. Ao terceiro tubo adicione 5 gotas H2O2 a 
10% e junte 5 gotas de NaOH 3mol/L. Aqueça a solução em banho-maria. Observe e 
anote. Ao quarto tubo adicione 5 gotas de solução H2SO4 1mol/L e 5 gotas de H2O2 a 
10%. Aqueça a solução brandamente. Observe e anote. 
4.5 - Adicione a um tubo de ensaio 2mL de K2CrO4 0,1mol/L. Acrescente 5 
gotas de HCl 6mol/L. Agite e observe. Em seguida, adicione NaOH 6mol/L, gota a 
gota, com agitação, até ocorrer alguma alteração. Adicione novamente 10 gotas de HCl 
6mol/L. Observe e anote. 
 4.6 - Adicione a um tubo de ensaio 2mL de K2CrO4 0,1mol/L e 5 gotas de BaCl2 
0,1mol/L.Observe e anote. Adicione a seguir HCl 6mol/L até o precipitado se dissolver. 
Anote a cor da solução. 
4.7 – Tome cinco tubos de ensaio. 
Ao primeiro coloque 1,0mL de Fe(NO3)3 0,1mol/L e junte NH4SCN gota a gota até que 
ocorra uma mudança de coloração. 
Ao segundo coloque 1,0mL de CoCl2 e adicione NaF 0,1mol/L gota a gota até que 
ocorra mudança de coloração. 
Ao terceiro tubo coloque 2,0mL de Fe(NO3)3, 2,0mL de CoCl2 e homogeneize. Separe 
em duas novas frações. 
À primeira fração adicione NH4SCN 0,1mol/L até que ocorra mudança de coloração. 
À segunda fração junte NaF 0,1mol/L gota a gota até que se observe uma mudança de 
coloração. 
 4.8 – Prepare duas soluções da seguinte maneira : 
Solução A : pese 0,5g de CoCl2 e dissolva em 25mL de água destilada. 
Solução B : dissolva uma pequena porção de CoCl2 em 5mL de álcool etílico. 
Compare as cores das duas soluções. 
Tome sete tubos de ensaio e a cada um deles adicione 3mL da solução A. Separe um 
dos tubos para referência. 
Ao primeiro tubo adicione HCl 12,0mol/L (Operação em capela para evitar os vapores 
nocivos de HCl ) gota a gota até que haja mudança de coloração . Compare com a 
coloração do tubo de referência. 
Ao segundo tubo adicione HCl 6,0mol/L, gota a gota, até um total de 20gotas. Observe. 
Ao terceiro tubo adicione HCl 1,0mol/L, gota a gota até um total de 20gotas. Observe. 
Ao quarto tubo adicione HCl 0,5mol/L, gota a gota até um total de 20gotas. Observe. 
Ao quinto tubo adicione NaCl 1,0mol/L, gota a gota até um total de 20gotas. Observe. 
Ao sexto tubo adicione KCl 1,0mol/L, gota a gota até um total de 20gotas. Observe. 
Ao tubo de referência adicione H2SO4 18mol/L até que haja alguma mudança de 
coloração. 
Compare a coloração de cada tubo com a coloração do tubo contendo a solução 
alcoólica CoCl2. 
Pôr fim adicione ao primeiro tubo água destilada gota a gota até que haja uma mudança 
de coloração. 
 
9. 5 - Questionário: 
5.1 – A que se deve as mudanças de colorações que ocorrem durante o experimento 4.1? 
5.2 – Qual a função da água oxigenada no experimento 4.2? 
5.3 – Qual o significado de hidrogênio nascente ? 
5.4 – Qual o princípio químico que se pode atribuir no experimento 4.5 ? 
5.5 –Quais as conclusões que se pode tirar do experimento 4.7 ? 
 
9.6 – Bibliografia: 
 
6.2 – Lee, J. D. Química Inorgânica, 3
a
 Ed. Edgard Blucher. 
6.3 – Cotton, F. A e Wilkinson, G. Química Inorgânica. 1
a
 Ed. Livros Técnicos e 
Científicos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Compostos de coordenação de coordenação 
 
10.1 Introdução 
Um íon metálico raramente se apresenta na forma livre. Em solução, encontra-se 
totalmente cercado pelas moléculas do solvente; no estado sólido, constitui parte de um 
retículo onde interage com moléculas e íons vizinhos. Atuando predominantemente 
como ácidos de Lewis, os íons metálicos podem associar-se com espécies doadoras de 
elétrons, dando origem aos compostos de coordenação. 
 Os compostos de coordenação, também chamados de complexos, são 
estruturalmente caracterizados por um elemento metálico central envolvido pelos 
átomos dos ligantes, os quais se distribuem segundo direções bem definidas no espaço. 
O número de ligantes coordenados define o chamado número de coordenação (NC); a 
distribuição dos mesmos determina a configuração do íon complexo. A grande 
diversidade de arranjos possíveis ao redor do íon central pode dar origem aos mais 
variados tipos de isomeria. 
 Um dos tipos observados com frequência é a isomeria de ligação, onde a 
diferenciação se dá na natureza do átomo ligante. Exemplo: 
Co
H3N
H3N NH3
NH3
N
NH3
OO
2+
 e 
Co
H3N
H3N NH3
NH3
O
NH3
N
2+
O
 
a) Pentaaminonitrocobalto(III) b) Pentaaminonitritocobalto(III)