Apostila Química Inorgânica Experimental II

APOSTILA DE AULA EXPERIMENTAL

Curso: Licenciatura em Química Disciplina: Química Inorgânica Experimental II - QUI 401 Prof. André Rosa Martins

Porto Seguro Agosto de 2013

Instituto Federal de Educação – Campus Porto Seguro

CRONOGRAMA DE AULAS 2013.2

Data 29-ago 5-set 12-set 19-set 26-set 3-out 10-out 7-out 24-out 31-out 7-nov 14-nov 21-nov 28-nov 5-dez 12-dez 19-dez

Descrição de conteúdo Apresentação da disciplina Hidrogênio Entrega de relatório e apresentação de seminário 17º CBCat Grupo 1 - Metais alcalinos Relatório e seminário Grupo 01 Grupo 2 - Metais alcalinos terrosos Relatório e seminário Grupo 02 Grupo 13 Relatório e seminário Grupo 13 Grupo 14 Relatório e seminário Grupo 14 Grupo 15 Relatório e seminário Grupo 15 Prática de ensino Aula de reposição Prova Final

R – média das notas de relatório; S – média das notas de seminários; E – nota da atividade de ensino; Observações: 1. Os relatórios serão individuais; 2. Os seminários serão apresentados pelas equipes que realizaram a prática. O seminário deverá conter: introdução, parte experimental, resultados e discussão, conclusões. 3. A prática de ensino: cada equipe apresentará um roteiro de experimento e fará uma defesa oral do material produzido. 2

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DEVERES DO ESTUDANTE 

Estudar com antecedência o roteiro do experimento;



Usar Jaleco (guarda-pó ou bata), calça comprida e calcado fechado enquanto estiver no laboratório. O não cumprimento desse item impedirá o estudante de realizar o experimento;



Ser pontual. Um atraso superior a 15 min. impedirá a entrada na sala de aula.



Utilizar caderno de laboratório para anotações durante os experimentos;



Manter anotações prévias, no caderno de laboratório, com informações sobre a toxicologia de todos os reagentes que serão utilizados no experimento e um fluxograma do experimento;



Evitar conversas alheias à aula;



Utilizar o material de forma adequada de acordo com o roteiro do experimento;



Seguir as normas de segurança, descritas na "Apostila de Segurança no Laboratório";



Consultar o professor sempre que surgir dúvidas sobre algum procedimento experimental;



Manter a bancada limpa e organizada durante e após o experimento;



Lavar, no final de cada aula, todo o material utilizado;



Redigir um relatório seguindo o "modelo de relatório". Os relatórios serão individuais.

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NORMAS DE SEGURANÇA 1. Segurança no laboratório É muito importante que todas as pessoas que lidam em um laboratório tenham uma noção bastante clara dos riscos existentes e de como diminuí-los. Nunca é demais repetir que o melhor combate aos acidentes é a sua prevenção. O descuido de uma única pessoa pode por em risco todos os demais no laboratório. Por esta razão, as normas de segurança descritas abaixo terão seu cumprimento exigido. Acima disto, porém, esperase que todos tomem consciência da importância de se trabalhar em segurança, do que só resultarão benefícios para todos. 1. Será exigido de todos os estudantes e professores o uso de avental ou guarda pó no laboratório. A não observância desta norma gera roupas furadas por agentes corrosivos, queimaduras, etc.. 2. Os alunos não devem tentar nenhuma reação não especificada pelo professor. Reações desconhecidas podem causar resultados desagradáveis. 3. É terminantemente proibido fumar em qualquer laboratório. 4. É proibido trazer comida ou bebida para o laboratório, por razões óbvias. Da mesma forma, não se deve provar qualquer substância do laboratório, mesmo que inofensiva. 5. Não se deve cheirar um reagente diretamente. Os vapores devem ser abanados em direção ao nariz, enquanto se segura o frasco com a outra mão. 6. Não usar sandálias no laboratório. Usar sempre algum tipo de calçado que cubra todo o pé. 7. Nunca acender um bico de gás quando alguém no laboratório estiver usando algum solvente orgânico. Os vapores de solventes voláteis, como éter etílico, podem se deslocar através de longas distâncias e se inflamar facilmente. 8. Não deixar livros, blusas, etc., jogadas nas bancadas. Ao contrário, colocá-los longe de onde se executam as operações. 9. Nunca despejar água num ácido, mas sim o ácido sobre a água. Além disso, o ácido deve ser adicionado lentamente, com agitação constante. 10. Comunicar imediatamente ao professor qualquer acidente ocorrido. 11. Aprender a localização e a utilização do extintor de incêndio existente no corredor. 12. Saber tomar certas iniciativas em caso de pequenos acidentes. Exemplos: • queimaduras por agentes corrosivos como ácidos ou álcalis : lavar a área atingida repetidas vezes com bastante água de torneira e depois com solução de bicarbonato de Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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sódio (para neutralizar ácidos) ou ácido acético (para neutralizar bases). Esta última etapa deve ser suprimida se a queimadura for muito severa, pois o calor da reação resultante poderá piorar a situação. Neste caso, usar apenas água e chamar o professor. Sugere-se aos portadores de lentes de contato que não as usem no laboratório, devido ao perigo de, num acidente, ocorrer a retenção de líquido corrosivo entre a lente e a córnea; • todas as vezes em que ocorrer um acidente com algum aparelho elétrico (centrífuga, por exemplo), puxar imediatamente o pino da tomada; • cuidado com mercúrio entornado (de termômetros quebrados, por exemplo). O mercúrio, além de corrosivo, é muito tóxico. Deve-se coletá-lo ou cobri-lo com enxofre ou zinco em pó; • procurar conhecer a toxidez dos vários reagentes usados e tratá-los com a devida seriedade; • lembrar que em caso de incêndio, na ausência de um extintor, um avental pode servir como um cobertor para abafar as chamas. 13. Finalmente, lembrar que a atenção adequada ao trabalho evita a grande maioria dos acidentes. É muito importante ter a certeza de que se sabe perfeitamente bem o que se está fazendo.

2. Acidentes mais comuns em laboratório e primeiros socorros 2.1 Acidentes por agentes físicos Produtos Químicos inflamáveis em combustão Se durante um processo químico que ocorre no interior de um béquer ou qualquer outro frasco de vidro ocorrer a queima de um produto químico, primeiramente retire a fonte de calor e retire o oxigênio, tampando o frasco com pano úmido ou vidro de relógio (pode também utilizar amianto ou extintores CO2). Se a fonte de energia for corrente elétrica, nunca utilize água, mesmo após desligar a corrente. Se o combustível for óleo, utilize areia com bicarbonato de sódio ou cloreto de amônio. Se ocorrer a queima da roupa de um operador, não o faça correr, abafe-o com o cobertor ou leve ao chuveiro, se estiver perto. Notar bem que: a) tetracloreto de carbono não deve ser usado em presença de sódio ou potássio, pois pode ocorrer uma explosão violenta; o laboratório deve ser imediatamente ventilado, a fim de dispensar o fosgênio formado, que é altamente tóxico.


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b) Em caso de corte, o ferimento deve ser desinfectado com antiséptico. Para diminuir o sangramento, pode ser usada uma solução diluída de cloreto férrico (FeCl3), que tem propriedades coagulantes; e c) Em caso de vidro nos olhos, remover os cacos cuidadosamente com pinça ou com auxilio de um copo lava-olho. Procurar o médico imediatamente. A irritação que se segue, em geral para pequenos acidentes, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de rícino, pode ser aliviada, colocando-se uma gota de óleo de ricínio nos cantos de olhos. 2.2 Acidentes por agentes químicos Ácidos Queimaduras com ácido são usadas por forte ardência, havendo corrosão dos tecidos. As lesões com H2SO4 e HNO3 aparecem respectivamente, com a coloração esbranquiçada ou amarelada. Deve-se providenciar imediatamente a neutralização do ácido. Em caso de ingestão é recomendado um neutralizante via oral, como leite de magnésia, solução de óxido de magnésio ou até mesmo água de cal. Quando o ácido ataca a pele ou mucosa oral é indicada a lavagem abundante do local com solução de sulfato de magnésio (MgSO4), bicarbonato de sódio (NaHCO3) ou até mesmo amônia (NH4OH), sendo esta utilizada apenas para queimadura forte. Para queimaduras graves, aplicar um desinfetante, secar a pele e cobrir com pomada à base de picrato. No caso de atingir os olhos, deve se lavar abundantemente com uma solução de borato de sódio (Na3BO3) ou bicarbonato de sódio a 5%. Se o ácido for concentrado lavar primeiro com grande quantidade de água e continuar com a solução de bicarbonato. No caso de ingestão é totalmente contra-indicada a indução do vômito. Álcalis Em caso de ingestão, tomar imediatamente uma solução diluída de acido acético (vinagre ou suco de frutas cítricas), sendo contra-indicado a indução do vômito. Em caso de contato com a pele, lavar a região atingida imediatamente com bastante água corrente (retirar a roupa do acidentado, se esta também foi atingida, enquanto a água é jogada por baixo da roupa). Tratar com solução de ácido acético 1% e novamente lavar com bastante água. Se os olhos forem atingidos, lave-os com água corrente a baixa pressão, durante cerca de dez minutos, com as pálpebras abertas, e depois os lave com solução de ácido bórico a 1%. Procure um médico imediatamente.


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Cianetos ou Cianuretos O combate deve ser rápido e preciso, caso contrário é inútil. Deve-se usar o seguinte sistema: a) soluções com vapores de nitrito de amilo enquanto são preparadas as duas soluções seguintes; b) solução de nitrito de sódio (NaNO2) a 3%, injetado intravenosamente na quantidade de 6 a 8 mL por m2 de superfície corporal. As aplicações devem ser feitas num ritmo de 2,5 a 5,0 mL por minuto; e c) administração de 5,0 mL de solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) a 25%, também por via intravenosa. Compostos de Chumbo O tratamento desta intoxicação não exigente de pronta ação, como no caso dos cianetos, deve ser feito pela assistência médica. É contra-indicada a ingestão de leite. Compostos de Mercúrio A administração do leite ou clara de ovo provoca a precipitação de íons Hg2+, podendo evitar a morte. Deve ser providenciada imediatamente a assistência médica. Compostos de Antimônio É de suma importância provocar imediatamente o vômito, quer por excitação direta da faringe com o dedo, quer pela administração de uma substância que desencadeie este reflexo. Compostos de Cobre Geralmente provocam a própria eliminação, assim como o sulfato de cobre (CuSO4), altamente irritante para a mucosa gástrica, desencadeia o vômito que o elimina. Compostos de Arsênio A vítima apresenta vômitos, diarréia e cãibras musculares. É indicado a provocação do vômito, pela ingestão de uma colher de chá de mostarda ou uma colher das de sopa de cloreto de sódio ou sulfato de zinco, dissolvido num copo de água quente. É contraindicado a ingestão de leite. Monóxido de carbono Sua intoxicação crescente não implica no aparecimento imediato de dispnéia fisiológica, que é sinal de alarme mais comum em uma asfixia. O que existe é uma depressão crescente da consciência. A remoção da vítima para fora do ambiente é a primeira medida, sendo esta medida na maioria dos casos suficiente. Em graus mais altos de intoxicação é recomendado a respiração de oxigênio. Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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Gás Sulfídrico ou Ácido Sulfídrico Como providencia imediata deve ser abandonado o local e posteriormente uma inalação de amônia a 5%. Bromo, Cloro e Iodo Em acidentes com vapores de bromo deve ser abandonado imediatamente o local e a inalação com gás amoníaco ou gargarejo com bicarbonato de sódio. Dar ao paciente pastilhas à base de eucalipto ou essência diluída de menta pipérica ou de canela, para aliviar a traquéia e os pulmões. Se a respiração ficar suspensa, aplicar respiração artificial. Em acidentes de bromo é eficaz a administração oral de leite ou albumina. Na pele o contato é combatido usando amônia diretamente. Nos olhos, deve-se lavar continuamente com grande quantidade de água, e em seguida com solução de bicarbonato de sódio. Pode se também lavar imediatamente a parte afetada com éter de petróleo (PE=100°C) à vontade, friccionando a pele com glicerina. Decorrido algum tempo remover a glicerina superficial e aplicar uma pomada à base de acriflavina ou de picrato de bustesin. Em acidentes com iodo é indicado a imediata inalação com éter sulfúrico. Fenol ou Acido Fênico Em caso de ingestão, recomenda-se, por via oral, uma solução de álcool a 55°GL, ou bebidas de forte teor alcoólico como uísque e o conhaque. Álcool Metílico Deve ser provocado o vômito de álcool etílico diluído ou de bebidas alcoólicas fortes e seu contato com a pele deve ser evitado. Queimaduras por Sódio Metálico Remover cuidadosamente com o auxilio de uma pinça quaisquer fragmentos do sódio que restarem. Lavar à vontade com água, seguido de uma solução de acido acético 1% e cobrir com gaze umedecida em óleo de oliva. Fósforo Lavar bem com água fria e tratar com solução de nitrato de prata a 1%. Sulfato de Metila Lavar imediatamente e à vontade com solução de amônia concentrada, friccionando suavemente com chumaço de algodão umedecido em solução de amônia concentrada. Substâncias orgânicas na pele Lavar a vontade com álcool, depois com sabão e água quente. Cortes Pequenos Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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Deixe sangrar por alguns segundos. Verifique se há ainda fragmentos de vidro. Desinfete o local e coloque atadura. Cortes Maiores Desinfete e procure estancar o sangue, fazendo pressão logo cima do corte, no máximo cinco minutos. Se necessário, procure um médico. Fragmentos de Vidro nos Olhos Remova os pedaços maiores com todo o cuidado possível, usando pinça ou lavando o olho com água corrente em abundância. Chame imediatamente um médico. Atenção: Em caso de acidente de qualquer natureza, é indispensável manter a calma e agir com rapidez e precisão. É preferível evitar que os acidentes aconteçam, observando sempre as medidas de segurança

CADERNO DE LABORATÓRIO

O estudante deverá portar um caderno na forma de ata. Esse caderno deverá conter informações toxicológicas sobre as substâncias que serão usadas na prática, um fluxograma de cada experimento e outras observações importantes para a realização do experimento. O estudante deverá anotar no caderno todas as observações referentes ao experimento. O caderno deve ser mantido organizado de forma a ser utilizado por outros quando necessário.

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(MODELO DE RELATÓRIO)

"Nome do Experimento"

Estudante: João Santos Silva

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1. APRESENTAÇÃO Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por (nome completo do estudante) no curso de licenciatura em química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia, Campus Porto Seguro, no âmbito da disciplina QUI-041-Química Inorgânica Experimental II, ministrada pelo Prof. André Rosa Martins, durante o 2 o semestre de 2012.

Porto Seguro, 30 de agosto de 2013.

(Assinatura do aluno)_____

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2. INTRODUÇÃO Neste item, o assunto é apresentado ao leitor, justificando-se o tema a ser estudado e inserindo-o na literatura. Deve-se fazer um resumo da teoria e/ou do que já existe na literatura, em termos desse estudo. Os objetivos a serem alcançados devem ser introduzidos neste contexto. Deve-se evitar cópias da bibliografia consultada. A bibliografia consultada deve ser citada entre colchetes [1], numeradas por ordem de citação e deve ser descrita no final do relatório no item "Referências". A introdução deve ocupar, no máximo, duas páginas e todo o relatório deve ser digitado em times new roman 12, espaço 1,5, respeitando-se as margens deste modelo.

3. OBJETIVOS Aqui deve ser indicado o objeto do estudo, como mostrado a seguir. 4. PARTE EXPERIMENTAL Deve-se descrever como o experimento foi realizado e relatar as observações feitas no laboratório, assim como procedimento (s) que não tenha (m) sido indicado(s) na bibliografia, mas que se tornou necessário adotar ao longo do experimento. A descrição apresentada deve tornar possível que o experimento seja repetido de forma a se obter os mesmo resultados. Os verbos devem estar no tempo passado.

5. RESULTADOS Apresentar os resultados obtidos durante o experimento. O registro desses resultados deve ser feito de forma honesta e precisa. As equações devem ser numeradas e apresentadas. As tabelas devem vir numeradas, por ordem de apresentação no texto, acompanhadas do título, na parte superior. As condições externas (temperatura e pressão) e grandezas cujos valores independem das amostras (por exemplo, massas específicas das substâncias puras) e que, portanto, são constantes ao longo do experimento, devem vir fora da tabela. As unidades de todas as grandezas não devem ser esquecidas. Além das tabelas os resultados experimentais poderão ser apresentados em gráficos. Os gráficos devem ser construídos de modo facilitar, ao leitor, o entendimento do experimento e do fenômeno estudado. Portanto, ele deve possuir todas as Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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informações necessárias à sua identificação. Com esse objetivo, é recomendado os itens, na sua construção: • Título da curva • Legenda (quando for o caso) • Equação do ajuste empregado (quando for o caso) • Condições ambientes em que a experiência foi realizada

Na confecção dos gráficos, deve-se adotar o seguinte procedimento: no eixo das ordenadas a variável dependente e na abcissa, a independente, ambas acompanhadas de suas respectivas unidades.

6. DISCUSSÃO Neste item, busca-se interpretar ou esclarecer os resultados obtidos. Deve-se fazer uso das informações da literatura (relacionando os resultados) e apontar os erros que porventura existam no método usado. Quando possível, deve-se apresentar sugestões para melhorar o experimento ou indicar outros sistemas alternativos, que ilustrem o fenômeno estudado.

ATENÇÃO: Deve-se evitar apontar, como erros do experimento, procedimentos incorretos do experimentador, tais como: erro de pesagem, de tomada de alíquotas, etc. Para que os experimentos sejam confiáveis, deve-se executar os experimentos com seriedade, atenção e domínio nas técnicas fundamentais de laboratório. Portanto, esses comentários não são cabíveis num relatório. No caso dos resultados não serem coerentes ou confiáveis, deve-se repetir o experimento.

7. CONCLUSÕES Devem ser apresentadas sob a forma de frases curtas, cujo entendimento independa do corpo do relatório. As conclusões devem ser coerentes com os objetivos apresentados. 13

8. REFERÊNCIAS Existem diversas formas de se listar os livros e periódicos, que foram consultados na confecção de um texto técnico e/ou científico. A forma de apresentação Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins


usualmente varia conforme as exigências da editora, existindo, contudo, algumas normas adotadas como padrão, conforme o país. Será apresentado, a seguir, um exemplo escrito na forma recomendada pela ABNT (Associação Brasileira de Normas Técnicas):

Para livro: SOBRENOME, PRENOME abreviado. Título: subtítulo (se houver). Edição (se houver). Local de publicação: Editora, data de publicação da obra. Nº de páginas ou volume. (Coleção ou série). Ex: AZEVEDO, M. A.; GUERRA, V. N. A. Mania de bater: a punição corporal doméstica de crianças e adolescentes no Brasil. São Paulo: Iglu, 2001. 386 p.

Para artigo: SOBRENOME, PRENOME; SOBRENOME, PRENOME abreviado abreviado Título: subtítulo (se houver). Nome do periódico, Local de publicação, volume, número ou fascículo, paginação, data de publicação do periódico. Ex: PAULING, L. The nature of the chemical bond. Journal of the Chemical Education, v. 69, n. 7, p. 519-521, 1992.

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FICHA DE CORREÇÃO DE RELATÓRIO 1.

Os títulos e subtítulos não devem ser vagos (0,1).

2.

Os títulos de subtítulos (quando houver) devem ser numerados (0,3).

3.

Evitar excesso de subtítulos (0,1).

4. As referências bibliográficas devem ser citadas entre colchetes, ao longo do texto (0,5). 5.

Os parágrafos devem ser interligados (0,2).

6.

As equações devem ser numeradas (0,1).

7.

Os objetivos devem estar inseridos no contexto da introdução (0,2).

8. Na parte dos objetivos, os verbos devem vir no infinitivo e o tom deve ser impessoal (0,1). 9.

Símbolos e fórmulas químicas não devem ser utilizados no corpo do texto (0,1).

10. "Equação 1" e maiúscula (0,1).

"Tabela 1", por exemplo, devem vir com a primeira letra

11.

O texto não deve ser copiado da literatura ou do colega (2,0).

12.

A parte experimental deve ser relatada no tempo passado (0,1).

13. O texto do procedimento experimental deve tornar possível a reprodução integral do experimento (0,5). 14.

Os resultados obtidos e calculados devem vir em tabelas separadas (0,1).

15.

Não se deve Evitar títulos ou frases soltas no texto (0,1).

16.

Uma tabela devem ser apresentada na mesma página (0,2).

17. As tabelas devem vir introduzidas no texto, antes de serem apresentadas, elas não podem aparecer repentinamente (0,1). 18.

Um relatório não deve conter menos de três referências (0,2).

19. As unidades devem ser abreviadas; por exemplo, "min" em vez de "minutos" (0,2). 20. Usar o tom impessoal nos textos técnicos; por exemplo, usar "pode-se" em vez de "podemos" (0,3). 21.

A formatação das tabelas e figuram não devem dificultar sua visualização (0,1).

22.

Os cálculos devem ser explicados (0,2) Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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23.

Em textos em português, usar vírgulas em lugar de pontos (0,1).

24. Cada página deve ser completamente ocupada, não devendo haver espaços em brancos no final da página (0,1). 25. Não inserir termos em língua estrangeira em textos em português; quando estritamente necessário, usá-lo em itálico (0,2). 26. A definição dos termos das equações deve vir logo após a escrita das mesmas (0,1). 27.

Todas as tabelas e figuras no texto devem ser comentadas (0,2).

28. Em textos em português, escrever o número por extenso, em vez de usar o numeral (por exemplo, usar "três vezes" em vez de "3 vezes" (0,1). 29.

Evitar o uso de termos coloquiais (0,2).

30.

Houve reincidência de erros no relatório (0,5).

31.

Erro de conceito (1,0).

32.

Os resultados devem ser discutidos (1,0).

33.

Erro de português/gramática (0,2).

34.

Texto confuso (0,3).

35.

Fuga do tema na introdução (0,3).

36.

Texto localizado fora do título ou subtítulo (0,2)

37.

Discussão inconsistente como os resultados (0,5).

38.

Afirmações sem referência quando necessário (0,3).

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CRITÉRIO PARA AVALIAÇÃO DOS SEMINÁRIOS

1. Domínio do conteúdo; 2. Linguagem; 3. Criatividade; 4. Qualidade da apresentação (slides); 5. Coerência; 6. Entusiasmo; 7. Adequação ao tempo.

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EXPERIMENTO 01

Obtenção e reatividade do hidrogênio Introdução O hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica. Embora seja encontrado no Grupo 1 da tabela, possui propriedades distintas dos elementos desse grupo e não se enquadra completamente em nenhum grupo de elementos. No estado elementar, existe como um gás (H2), raro na natureza terrestre, obtido em laboratório. No laboratório, o hidrogênio pode ser obtido por vários métodos como, por exemplo, a reação de ácidos diluídos com certos metais ou a reação do alumínio com solução aquosa de hidróxido de sódio. 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) + 1/2 O2(g)  H2O(ℓ)

 = -285,83 kJ/mol S = -0,163 kJ/mol

Em escala industrial, o hidrogênio é obtido principalmente de gás natural. O principal sistema é a reforma a vapor de metano. CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + H2(g)

Hº298K = 206 KJ/mol

Outro 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. 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. 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. Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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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 ocorre 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. 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)

o = 432 kJ mol-1 de H2

Objetivos  Obter gás hidrogênio em laboratório.  Comparar a reatividade do hidrogênio atômico com o molecular.

Procedimento Experimental Obtenção de hidrogênio em meio ácido

EXPERIMENTO 1 1. Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 2,0 mL de solução 2,0 mol/L 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.

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Obtenção de hidrogênio em meio básico

EXPERIMENTO 2 1.

Em um tubo de ensaio, colocar cerca de 5,0 mL de solução 2,0 mol/L de

hidróxido de sódio. A seguir, adicionar um pedaço (1,0 cm ) de fita de alumínio. 2.

Observar e descrever suas observações.

3.

Aproxime um fósforo aceso no tubo de ensaio. Observe.

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.

EXPERIMENTO 4 1. Em um tubo de ensaio, colocar 6,0 mL de solução de ácido sulfúrico 1,0 mol/L e, a seguir, adicionar cerca de 4 a 6 gotas de solução 0,05 mol L de permanganato de potássio. Agitar a mistura e dividi-la em dois tubos de ensaio distintos. 2. Em um terceiro tubo colocar 3,0 mL de solução de ácido clorídrico 2,0 mol/L 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.

Bibliografia Consultada

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1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z. "Hidrogênio: obtenção e reatividade". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA.



2. LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 4ta ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda, 1999. 3. VIVEIROS, A. M. V. e ROCHA, Z. N. Aula Prática – Hidrogênio: obtenção e reatividade. UFBA, Instituto de Química. Salvador – BA, 1997. 4. FARIAS, ROBSON FERNANDES, Práticas de Química Inorgânica. Editora Átomo. 5. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

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EXPERIMENTO 02 GRUPO 1 Reatividade e identificação dos metais alcalinos Introdução 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. Além disso, esses metais são facilmente oxidados, isto é, comportam-se como agentes redutores fortes e, portanto, não são encontrados na forma elementar na natureza. 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 consequência disto, testes de precipitação destes cátions requerem o uso de reagentes específicos. Um dos métodos de identificação dos metais 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. 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 a 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 corresponde ao comprimento de onda 766,5 nm. Mas as cores dos diferentes elementos não são todas provenientes da mesma transição ou das mesmas espécies transitórias. Por exemplo, a cor vermelha do lítio deve-se a transições na espécie transitória LiOH, formada na chama. Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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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. Os alcalinos formam compostos predominantemente iônicos nos quais eles são os íons positivos. Os óxidos desses elementos reagem com a água e essas reações ocorrem entre a água e o íon óxido, ou seja, os 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 água, o cátion ou o ânion reagem com as moléculas H2O. Reações nas quais a água é também um 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. 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.

Objetivos  Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e ao 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.

Procedimento Experimental Precauções: 

Use um pedaço bem pequeno do metal (mais ou menos do tamanho da cabeça de um 23

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. Assistir um vídeo o qual ilustra o comportamento dos metais do grupo 1 em água. Lembrar que se executado os experimentos no laboratório deve usar um pedaço do metal mais ou menos do tamanho de uma cabeça de palito de fósforo!  Observar e anotar o que acontece após cada etapa dos experimentos ilustrados no vídeo.

Identificação de 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.


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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) com obter uma chama que se destaca melhor.

Comportamento dos íons alcalinos em água. 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 o papel indicador, medir o pH de cada solução e comparar com o pH da

água destilada.

Teste da 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 a água.

Bibliografia Consultada 1. VIVEIROS, A e Rocha, Z. "Metais Alcalinos: reatividade e identificação". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA. 2. HILL, G.C. e HOLLMAN, J.S. Chemistry in Context, 3rd ed., Hong Kong: Thomas Nelson and Sons Ltda, 1989, p.239-242. 3. LEE, J.D., Concise Inorganic Chemistry. 4a ed. London: Chapman & Hall, 1991, p. 286-289. Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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4. VIVEIROS, A. M. V. et al. “Manual de Aulas Práticas de Química Geral I”. Salvador, 2003. 36 f. Material Didático. Instituto de Química, UFBA. 5. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

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EXPERIMENTO 03 GRUPO 2 Reatividade e identificação dos metais alcalinoterrosos Introdução 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 que apresentam o estado de oxidação 2+. Com exceção do berílio, os metais alcalinoterrosos assim como os metais 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+(aq) (M grupo 2). 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. Os compostos dos alcalinoterrosos são predominantemente iônicos, nos quais esses elementos são os cátions. Em água, apenas o íon Be2+ reage; os outros cátions simplesmente tornam-se hidratados. Além disso, os cátions dos alcalino terrosos 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 os 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 alcalinoterrosos (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


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algumas substâncias tais como: o sal de Épsom (MgSO4.7H2O) e a suspensão de Mg(OH)2, leite de magnésia. 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 caráter ácido-base de compostos dos elementos alcalinoterrosos.

Procedimento Experimental Observando o comportamento dos metais alcalino terrosos frente à água. EXPERIMENTO 1 1.

Tomar dois pequenos pedaços (1cm) 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 queima-la. Observar a

aparência do produto da reação e reservá-lo para ser usado no experimento 4.

Verificando a solubilidade de alguns sais dos alcalinoterrosos em água. EXPERIMENTO 2 1. Separar 12 (doze) tubos de ensaio; 2. A cada três tubos colocar 1,0 mL de solução 0,5 mol/L de cada um dos seguintes sais: 

Nitrato de magnésio



Nitrato de cálcio



Nitrato de estrôncio



Nitrato de bário

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3. Em seguida, adicionar, gota a gota, a cada um dos tubos contendo os cátions, soluções dos seguintes ânions: Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins




Sulfato (solução 0,25 mol/L de sulfato de sódio)



Cromato (solução 0,1 mol/L de cromato de potássio)



Hidróxido (solução 0,25 mol/L de 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.

Analisando qualitativamente cátions, com base nos testes de precipitação feitos no EXPERIMENTO 2. EXPERIMENTO 3 1.

Tomar duas amostras desconhecidas contendo soluções de cátions de elementos

dos alcalinoterrosos. 2.

Identificar, através de reações de precipitação com os mesmos ânions do

EXPERIMENTO 2, os cátions contidos nas amostras.

Estudando o comportamento de compostos dos alcalinoterrosos em água. 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 do carbonato de cálcio. 29



Bibliografia Consultada 1. VIVEIROS, A. e Rocha,

Z. "Metais

Alcalinos-Terrosos:

reatividade e

identificação". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA. 2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4ta ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda. 1999, p. 139-151. 3. ROCHA, Z. N., VIVEIROS, A.M.V. e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI002: Alcalino-Terrosos UFBA, Instituto de Química, Salvador – BA, 2005. 4. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

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EXPERIMENTO 04 Grupo 13 Investigação da Reatividade do Grupo 13 (boro e alumínio) Introdução

O roteiro deve ser refeito com base nas observações do exemplar impresso e no roteiro da profa. Adelaíde.

O Grupo 13, antes conhecidos como Grupo 3A, é formado por boro, alumínio, gálio, índio e tálio. Sendo o primeiro grupo do bloco p, seus elementos possuem configuração eletrônica ns2np1 e número de oxidação mais comum igual a três. O boro e o alumínio são os dois primeiros elementos desse grupo e também os mais importantes comercialmente. O boro possui propriedades bem particulares quando comparado aos demais. Forma ligações covalentes e possui energia de ionização alta (800,6 kJ/mol), identificando-se destacadamente como não metal. Outra particularidade é que, além de possuir apenas três elétrons na camada de valência e um raio atômico muito pequeno, forma compostos com octetos incompletos. O alumínio, por outro lado, já possui características acentuadas de um metal e é utilizado largamente na indústria como tal. É o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre. O principal minério do alumínio é a bauxita. O gálio é muito menos abundante que o alumínio. Usado na fabricação de transistores e, devido ao seu intenso aspecto prateado brilhante e capacidade de impregnar superfícies de vidro e porcelana, na construção de espelhos. Geralmente, é encontrado na bauxita, carvão, em processos de obtenção de vários metais, como subproduto. O índio é obtido em minas de zinco. É utilizado na fabricação de ligas metálicas de baixo ponto de fusão e na produção de fotocondutores, transistores de germânio e retificadores.

Objetivos Observar a reatividade de elemento do Grupo 13; Observar a reatividade de alumínio metálico com diferentes substâncias; Observar a reatividade de íon alumínio em meio básico; Observar o comportamento ácido do óxido de alumínio; Observar a reatividade de compostos contendo boro.

Reagentes e materiais (por equipe) 31

5 tubos de ensaio; 02 béqueres de 50 mL; Medidor de pH; Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins


3 béqueres de 5 mL; 01 béquer de 30 mL; 5,0 g de alumínio metálico; 1,0 g de ácido bórico; Fenolftaleína; 4,0 mL de solução de ácido clorídrico, 1,0 mol. L-1; 3,0 mL de solução de ácido sulfúrico, 1,0 mol. L-1; 2,0 g de óxido de alumínio; 3,0 mL de glicerol; 12,0 mL de solução de hidróxido de sódio, 1,0 mol. L-1; 2,0 mL de solução de cloreto de cobre, 1,0 mol. L-1; 12,0 mL de solução de amônia concentrada (30-36% (v/v)). 5,0 mL de solução de cloreto de alumínio 1,0 mol. L-1; 5 mL de solução de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1 10 mL de solução de ácido bórico 2,0 mol.L-1;

Experimento I Observar a reatividade de alumínio metálico com diferentes substâncias. _____________________________________________________________________________ Tomar cinco tubos de ensaios e numerá-los. Em todos os tudo, colocar cerca de 1,0 g de alumínio. Adicionar cerca de 2,0 mL de solução, conforme indicado abaixo: Tubo 1 - ácido clorídrico, 1,0 mol. L-1. Tubo 2 - ácido sulfúrico, 1,0 mol. L-1. Tubo 3 - hidróxido de sódio, 1,0 mol. L-1. Tubo 4 - cloreto de cobre, 1,0 mol. L-1. Tubo 5 - amônia concentrada (30-36% (v/v)). Medir o pH das misturas. Observação - as atividades envolvendo o Tubo 5 devem ser realizadas na capela. _____________________________________________________________________________ Experimento II Observar a reatividade de íon alumínio em meio básico. _____________________________________________________________________________ -1

Tomar um béquer de 50 mL, adicionar 5,0 mL de solução de cloreto de alumínio 1,0 mol. L . 3 gotas de solução de fenolftaleína. Adicionar, gota a gota, solução de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1 até tornar o meio básico. Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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Repetir o procedimento utilizando solução de amônia concentrada (34-36% v/v) em substituição à solução de hidróxido de sódio. Observação - a segunda parte do experimento deve ser realizada na capela. _____________________________________________________________________________ Experimento III Observar o comportamento ácido do óxido de alumínio. ____________________________________________________________________________ Tomar três béqueres de 5 mL e colocar em cada béquer cerca de 2,0 g de alumina. No primeiro, adicionar 5,0 mL de água destilada; no segundo, 5,0 mL de solução de ácido nítrico 1,0 mol. L-1; no terceiro, 5,0 mL de solução de concentrada de hidróxido de amônio. Medir o pH dos sistemas. ____________________________________________________________________________ Experimento IV Observar a reatividade de compostos contendo boro. _____________________________________________________________________________ A. Em um béquer de 30 mL, adicionar 5,0 mL de ácido bórico 2,0 mol.L-1 e 3 gotas de fenolftaleína. Adicionar, gota a gora, solução de hidróxido de sódio 1,0 mol.L-1 até o meio tornar básico. B. Em um béquer de 50 mL, adicionar 5,0 mL de solução de ácido bórico 2,0 mol.L -1, 1,0 mL de solução de ácido sulfúrico 1,0 mol.L-1 e 3,0 mL de glicerol. C. Em um tubo de ensaio, acionar cerca de 1,0 g de ácido bórico e aquecer até obsevar mudança de cor e desprendimento de vapor. ____________________________________________________________________________

Observação para redação de relatório: Descrever todos os fenômenos observados durante os experimentos e propor explicações com base na literatura de química inorgânica. Usar senso crítico e propor alterações nos experimentos de acordo com a estrutura oferecida pelo laboratório.

Bibliografia consultada 1. ATKINS, PETER; JONES, LORETTA. Princípios de Química, Questionando a Vida Moderna. 3a ed. São Paulo. Editora Bookman, 2007


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2. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003. 3. ZARBIN, JOSÉ; MATSUMOT, FLÁVIO; GOMES, MARIA; NAKAGAKI, SHIRLEY. Manual de instruções e roteiro de experimentos. Universidade Federal do Paraná, Paraná, 2009.

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EXPERIMENTO 05 Grupo 14: Carbono e Silício Introdução 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. 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 gás carbônico e, do ponto de vista biológico, este gás é importante no processo da fotossíntese. Através dele muitas espécies de plantas sintetizam a glicose e/ou outras espécies mais complexas, além do gás oxigênio. 6 CO2(g) + 6 H2O(ℓ)

C6H12O6(s) + 6 O2(g)

G = +2.862 kJ/mol de

glicose Além disso, dióxido de carbono, 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C. Entretanto, em excesso, contribui para o aumento da temperatura terrestre acima do desejado. As moléculas de dióxido de carbono 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. O gás carbônico 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. 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)2, (água de cal ou cal hidratada). Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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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 íons carbonato, CO32. Nesse caso, forma-se o carbonato de cálcio, que é muito pouco solúvel em água e precipita como um sólido branco, CaCO3. Passando uma quantidade maior deste gás pela mistura, a turvação desaparece, pois o carbonato, CO32, formado também reage com o CO2 produzindo hidrogenocarbonato, HCO3, que é solúvel. O hidrogenocarbonato de sódio apresenta várias aplicações industriais: fabricação de antiácidos, fermentos minerais, pasta dental, entre outras. É também usado em extintores de incêndio. Nos fermentos minerais e nos extintores ele reage com ácidos (H+) liberando o gás CO2. O hidrogenocarbonato de sódio se mistura com água para produzir uma solução fracamente básica. Neste processo ocorrem dois equilíbrios competitivos, mas um predomina em relação ao outro (Kb > Ka). Veja as equações a seguir: HCO3(aq) + H2O(ℓ) HCO3(aq) + H2O(ℓ)

H2CO3(aq) + OH(aq) CO32(aq) + H3O+(aq)

Kb = 2,4 x 108 Ka = 5,6 x 1011

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 da maior parte dos seus compostos serem constituídos de enormes cadeias formadas pela interação SiO. Como esta ligação é muito forte, esses compostos apresentam uma alta estabilidade química e uma baixa reatividade. Entre os compostos de silício tem-se o dióxido, (SiO2)n, que é um óxido ácido. Sílica gel é uma forma amorfa do (SiO2)n.xH2O, formada pela acidificação de solução aquosa de silicato de sódio. Um dos ácidos formados, o metasilícico, facilmente forma soluções supersaturadas onde 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.


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Objetivos  Identificar indícios de formação das espécies químicas CO2, HCO3 e CO32.  Obter a sílica gel a partir de silicato

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1, a seguir. Antes, leia o roteiro e separe todo o material necessário para tal fim. Se precisar, peça ajuda ao professor. Rolha

Tubo de onde será produzido o gás

Tubo com indicador

FIGURA 1

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 outro tubo (veja FIGURA 1). 4.

Nesse outro tubo de ensaio onde será produzido o gás, colocar cerca de 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.

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. 37



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 cerca de 3 mL de solução de água de cal.

2.

Em outro tubo de ensaio, colocar cerca 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 mergulhar a 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.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 3 no qual você vai medir o pH de uma solução aquosa de hidrogenocarbonato de sódio e verificar o seu comportamento em meio ácido. EXPERIMENTO 3 1. Em um tubo de ensaio, colocar um pouco de hidrogenocarbonato de sódio sólido, 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 outro tubo de ensaio, tomar, aproximadamente, uma mesma quantidade deste sólido e adicionar 2 mL de ácido clorídrico 1:1 e anotar suas observações.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 4 a seguir, de modo a obter o gel de ácido metasilícico.

EXPERIMENTO 4 1.

Colocar em um tubo de ensaio 2,0 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.


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Bibliografia Consultada 

VIVEIROS, A. e ROCHA, Z. "CARBONO: compostos inorgânicos SILÍCIO: um importante elemento do reino mineral". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA.



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.

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EXPERIMENTO 06 Grupo 15: Nitrogênio e Fósforo Introdução 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). 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. 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). 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, NH4C) 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 e quando recolhido isenta de água manifesta o seu caráter oxidante. A amônia é um gás incolor, de odor pungente, que, em água, reage com a mesma, aceitando prótons, formando íons hidróxido (OH) e amônio (NH4+). Atua, portanto, como uma base de Brönsted-Lowry (pKb = 4,75). NH3(g) + H2O()

NH4+(aq) + OH(aq)

Kb = 1,8 x105

Além da amônia, muitos outros compostos inorgânicos de nitrogênio são de grande importância industrial e laboratorial. Entre eles tem-se um dos mais


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importantes

ácidos

inorgânicos,

o

ácido

nítrico.

Essa

substância,

usada

extensivamente na produção de fertilizantes e explosivos, destaca-se por ser um ácido de Brönsted-Lowry forte, um poderoso agente oxidante e por suas propriedades nitrantes, de particular interesse na química orgânica. 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 P 4 e queima espontaneamente ao ar, a uma temperatura de cerca de 35oC, formando o óxido P4O10. Como ele não reage com água, é mantido imerso nesta substância. 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 a sua capacidade de transportar o oxigênio. Além disso, reagem com 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 a obtenção dos fertilizantes “superfosfatos”, os quais são obtidos por reação deste sal com o ácido sulfúrico. Objetivos  Obter o gás nitrogênio e verificar seu comportamento quanto à combustão.  Obter o gás amônia e verificar seu caráter básico.  Estudar a reatividade do fósforo frente ao gás oxigênio.  Estudar o comportamento de oxoânions do nitrogênio e do fósforo em água.  Comparar o poder oxidante do H+ com o do NO3.

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.

41 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 sólido. 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?

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, NH4C, e 1,0 g de hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, misturá-los e aquecer a mistura. Com cuidado, 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?

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 42

ocorreu. 2. Adicionar, lentamente e com agitação, solução diluída de amônia.



3. Transferir parte do sólido para um tubo de ensaio e adicionar amônia concentrada até consumo de todo sólido.  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?

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, também 6 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) 4. Mergulhar a outra extremidade do tubo em U em outro tubo de ensaio contendo solução de tornassol (um indicador ácido-base). 

Anote qualquer alteração observada na solução contendo o indicador.



Sugira explicações para suas observações do item 2 e para as do item 4. Procure as informações que considere necessárias para as explicações.

A seguir, você vai fazer o EXPERIMENTO 5 para testar a reatividade de fósforo branco, frente ao ar, e a reat do pentóxido de fósforo, frente a água. Antes, porém, procure informações sobre essas substâncias no Manual de Emergência. EXPERIMENTO 5 ATENÇÃO: ESSE EXPERIMENTO DEVE SER FFEITO NA CAPELA! 1. Com uma pinça de metal, retirar um pequeno pedaço de fósforo branco, de dentro do recipiente onde ele se encontra imerso em água, e colocá-lo em um cadinho.


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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.

Rolha

Tubo de onde será produzido o gás

Tubo com indicador

FIGURA 1

Bibliografia Consultada 1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z." NITROGÊNIO e FÓSFORO: elementos e compostos". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA. 2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 4th ed, São Paulo: Edgard Blucher Ltda.,1996, p. 200-225. 3. ROCHA, Z.N., VIVEIROS, A. M. e SIMPLÍCIO, L. T. Aulas Práticas de QUI-002: Nitrogênio e alguns de seus compostos. UFBA, Instituto de Química, Salvador – BA, 2005. 4. SHRIVER, D. F & ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

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EXPERIMENTO 07 Grupo 16: Oxigênio e Enxofre Introdução O gás oxigênio, O2, é obtido industrialmente através da destilação fracionada do ar liqüefeito. As fontes de oxigênio usadas pela indústria são: o ar, que contém cerca de 20% deste gás em volume, 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. 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 feito em frasco escuro ou não transparente. Os compostos de oxigênio mais comuns são os óxidos. Esses são compostos binários de oxigênio e um outro elemento menos eletronegativo. As propriedades dos óxidos variam de acordo com o outro elemento ao qual o oxigênio está ligado, ou melhor, de acordo com o tipo de ligação EO, onde E representa qualquer elemento menos eletronegativo que o oxigênio. 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 obter enxofre é a partir da decomposição, em meio ácido, do íon tiossulfato e os produtos formados são enxofre e solução de ácido sulfuroso, H2SO3(aq). No EXPERIMENTO 6, a seguir, você vai obter enxofre a partir dessa reação. São vários os oxoânions do enxofre e alguns dos mais comuns são: sulfito (SO32), hidrogenossulfito (HSO3), sulfato (SO42) e hidrogenossulfato (HSO4). No experimento 7, a seguir você vai estudar o comportamento desses oxoânions em água. 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. Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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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. 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. Objetivos  Obter e 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 o ácido sulfúrico.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 1,a seguir, a partir do qual 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, KCℓO 3, 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.

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. EXPERIMENTO 2 1. Em um tubo de ensaio, colocar 1 mL de solução de água oxigenada e algumas gotas de detergente; Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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 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.

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 oxigenda.  Sabendo que solução aquosa de Fe3+ 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 com o professor 3. Realizar a eletrólise da água. 4. Testar o gás formado para comprovar que o mesmo é 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 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? Química Inorgânica Experimental II | Prof. André Martins

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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?

EXPERIMENTO 6 1. Em um béquer, colocar 10 mL de solução 2g L-1 de tiossulfato de sódio (Na2S2O3) e, a seguir, adicionar 1 mL de solução de HC 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. EXPERIMENTO 7 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.

Prepare-se para realizar o EXPERIMENTO 8 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.


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2. Após o experimento, deixe o ácido sulfúrico usado esfriar na capela e despejeo lentamente em um béquer com água. Antes de despejar a mistura na pia, abra a torneira.

EXPERIMENTO 8 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 1. VIVEIROS, A. e Rocha, Z. "Grupo 16: Oxigênio e Enxofre". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA 2. 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. 3. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4th, São Paulo: Edgard Blucher Ltda.,1999, p. 226-248. 4. FARIAS, ROBSON FERNADES DE. Práticas de Química Inorgânica, Editora Átomo. 5. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

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EXPERIMENTO 08 GRUPO 17 Obtenção e reatividade dos halogênios Introdução Os halogênios são muito reativos e não existem, na natureza, na forma elementar. O alto potencial de redução indica que eles são bons agentes oxidantes, o que os leva a formar muitos compostos, principalmente haletos, largamente distribuídos na crosta terrestre. Todos os halogênios, na forma elementar, existem como moléculas diatômicas, X2. As forças existentes entre essas moléculas tornam-se mais intensas, com o aumento do número atômico do halogênio, o que justifica o crescimento dos pontos de fusão e ebulição dessas substâncias, indo do flúor para o iodo, À temperatura ambiente, o flúor e cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é um sólido. 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 (equação a); esta mistura é chamada de água clorada.

Cl2 + 3H2O

ClO(aq) +

-

2H3O+ + Cl(aq) Ka = 4,2 x10

-4

(eq. a)

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. Prepare-se para observar, no EXPERIMENTO 1, como se pode obter o gás cloro no laboratório, a partir da decomposição do cloreto de hidrogênio. A aparelhagem a ser 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;


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2. Aquecer o sistema e observar o desprendimento de um gás de cor amarela– esverdeado e de cheiro característico, que deve ser recolhido num béquer contendo água. 3. Recolher uma amostra da solução contida no béquer e introduzir nela um pedaço de tecido colorido.

Ampola de decantação HCl

Kitasato Erlenmeyer MnO2

............... ............... H 2O

Fogareiro

Becker

FIGURA 1 – Aparato montado em capela para obter Cl2 a partir da reação ente MnO2 e HCl.



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. No EXPERIMENTO 2 você vai obter cloro por eletrólise da salmoura, uma

solução saturada de cloreto de sódio.


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EXPERIMENTO 2 1. Montar o equipamento para eletrólise, seguindo 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.

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 (0, 1 mol L-1) e, no outro, solução de iodeto (0,1 mol L-1). 

Qual é a cor de cada uma dessas soluções?

2. Adicionar, a cada tubo, água de cloro, gota a gota e com agitação. 

Qual é 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 força redutora I->Br->Cl-: Diga o que você espera observar e justifique suas idéias.


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Bibliografia Consultada 1. VIVEIROS, A. e ROCHA, Z. "Halogênios: obtenção e reatividade". Manual de experimento da disciplina QUI 136. Instituto de Química, UFBA. 2. LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa, 4ta ed, São Paulo: Edgard Blücher Ltda. 1999, p. 139-151. 3. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

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Apostila Química Inorgânica Experimental II

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