r oteiro de experiências

QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA
QUÍMICA INORGÂNICA II – QUI 01145
2008/2
ROTEIRO DE EXPERIÊNCIAS
1
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
CICLO DE REAÇÕES DO COBRE
Pese um tubo de centrífuga e adicione cerca de 100 mg de cobre metálico
(recuperado no semestre anterior). Na capela, adicione 0,5 mL de HNO3 concentrado.
Aqueça. Após o final da reação, adicione água até a metade do tubo.
ATENÇÃO: esta etapa deve ser realizada na CAPELA.
 Por que não foi usado HCl para dissolver o cobre metálico?
 Observe a cor do gás desprendido durante a reação. Qual é este gás?
 Equacione a reação.
Adicione 3 mL de NaOH 3 mol.L-1, com agitação constante.
 Equacione a reação.
Aqueça, em banho-maria, a solução resultante até a completa precipitação.
 Equacione a reação.
Centrifugue a solução. Retire o líquido sobrenadante e adicione cerca de 2 mL de
água destilada quente. Centrifugue novamente. Adicione mais 2 mL de água destilada
quente e centrifugue.
 Qual a finalidade desta etapa?
RE
US
E
ZA
DU
RE
Neutralize a solução sobrenadante dessa etapa com HCl diluído,
(utilizando fenolftaleína como indicador) e descarte na pia.
RECICLE
Adicione 1,5 mL de H2SO4 6 mol.L-1 com agitação constante ao precipitado.
 Equacione a reação.
Adicione, de uma só vez, 150 mg de zinco metálico em pó. Agite até que o líquido
sobrenadante fique incolor. Quando a reação acabar, centrifugue a solução e guarde o
líquido sobrenadante.
 Equacione a reação.
Na capela, adicione 1,5 mL de HCl 3 mol.L-1. Quando a evolução do gás se tornar
lenta, remova para a bancada e aqueça brandamente, sem ferver, por cerca de 5 minutos.
 Qual a finalidade desta etapa?
 Equacione a reação.
ZA
DU
RE
RE
US
E
Quando mais nenhum desprendimento de gás puder ser detectado visualmente,
decante o líquido sobrenadante.
RECICLE
Junte os dois líquidos provenientes da decantação e descarte-o em frasco
adequado fornecido pelo laboratório.
2
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
Lave o precipitado da seguinte forma (usando os frascos lavadores que se
encontram no balcão lateral):
a) duas vezes com água destilada;
b) uma vez com etanol;
c) uma vez com acetona.
 Por que se usa esta ordem de solventes?
Deixe o produto no tubo de centrifuga e coloque na estufa a 100 °C durante 20
minutos. Retire da estufa e depois de esfriar, pese-o. Repetir o procedimento até peso
constante.
 Calcule o Rendimento do Ciclo e diga quais são as possíveis causas de erro.
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. Condlke, G.F., J. Chem. Educ., 52(1975)615
3
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DOS HALOGÊNIOS
QUESTÕES DE ESTUDO:
1) Principais fontes e método de obtenção industrial de F2, Cl2, Br2, I2.
2) Sobre a forma molecular X2:
a) Diagrama de orbitais moleculares. Calcule a ordem de ligação.
b) Explique os baixos PF e PE.
c) Propriedades oxidantes.
d) Relacione a reatividade com a energia de ligação.
e) Como se comportam os halogênios em presença de água à temperatura ambiente
e sob aquecimento.
f) Por que os halogênios são mais solúveis em solventes orgânicos?
g) Coloque os halogênios em ordem crescente de reatividade. Justifique:
h) Aplicações.
3) . Sobre as moléculas de HX:
a) Diagrama de orbitais moleculares para HF.
b) Comente as condições das reações de formação: H2 + X2 = e H2O + X2 =
c) Por que o HF é menos ácido que o HCl, HBr e HI?
d) Por que o HF não pode ser guardado em frascos de vidro?
e) Explique os baixos PF e PE. Comente os valores do HF.
f) Aplicações.
4) Sobre Oxiácidos e Oxisais:
a) Quais os tipos de oxiácidos e oxisais de halogênios?
b) Descreva o diagrama de Frost para as espécies cloradas.
c) Descreva a ligação química das espécies oxicloradas.
d) Compare a estabilidade, as propriedades ácidas e as propriedades oxidantes das
espécies oxicloradas e as relacione com a natureza da ligação química.
e) Aplicações.
4
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1.OBTENÇÃO DO GÁS CLORO:
Utilizaremos o processo de obtenção do Cloro gasoso através da reação do ácido
clorídrico concentrado com dióxido de manganês, chamado de Processo de Scheele.
Procedimento: A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho na
Figura 1.
HC L
(1 )
M nO
Água
d e io n iz a d a
(2 )
2 (s )
(3 )
Tra p
Água da
t o rn e ira
(4 )
G e lo
+ sa l
G e lo
NaO H
FIGURA 1: ESQUEMA PARA OBTENÇÃO DE CLORO GASOSO
Adicionar, através do funil, o HCl concentrado comercial (ácido muriático) sobre
cerca de 30 g de pirolusita (MnO2), até que o ácido cubra totalmente a massa sólida.
Estas quantidades devem estar dentro do limite de segurança da aparelhagem, ou seja,
no mínimo 1/3 do balão de reação deve estar reservado para o gás cloro que irá se
formar. Aquecer o balão, sobre tela de amianto, de forma lenta e moderada, de maneira
que haja desprendimento contínuo e uniforme do gás cloro.
 Qual a finalidade do frasco 1?
IMPORTANTE: Cortar resolutamente a ligação de borracha no caso de retrocesso de
líquido frio do frasco lavador para o interior do balão de reação.
Parte do cloro desprendido é coletado no frasco 2 que está resfriado e parte passa
para um kitazato (frasco 3) contendo cerca de 100 mL de água destilada gelada,
formando a água clorada. A água clorada assim obtida será usada para os testes de
reação do cloro gasoso. Esta água deve ser guardada em frasco escuro, pois, caso
contrário, em contato com a luz se decomporia por hidrólise, formando ácido clorídrico e
oxigênio, de acordo com a reação: Cl2 + H2O → 2HCl + ½O2
5
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
O excesso de cloro deverá borbulhar em uma solução de NaOH, no frasco 4, para
a total neutralização.
 Qual o produto formado neste frasco?
Quando a quantidade de Cl 2 formada for apreciável suspenda o aquecimento. Após
cessar o borbulhamento, abra rapidamente o trap que contém o Cl2 gasoso e acrescente
um pedaço muito pequeno de Na metálico recém cortado.
 Observe a reação. Qual o produto formado?
RE
US
E
ZA
DU
RE
O conteúdo do frasco 3 será utilizado em outra experiência. Os
outros resíduos deverão ser coletados e neutralizados.
RECICLE
2. REAÇÃO DE Na e I2
ZA
DU
RE
RE
US
E
Suspenda um tubo de ensaio pequeno contendo 1 g de I2 dentro de um tubo de
ensaio maior que contém 0,6g de sódio metálico, conforme mostrado na figura abaixo.
Aqueça levemente o tubo maior até que o sódio metálico comece a fundir, imediatamente
se formará uma nuvem branca. Logo após, o iodo começará a sublimar e seus vapores
descerão para o tubo largo, que contém o sódio fundido e seu vapor. Uma chama
aparecerá na superfície do sódio e cristais de brancos de NaI cobrirão as paredes
internas do tubo grande.
RECICLE
Ao finalizar a reação, coloque 20 mL de álcool etílico no tubo
grande para remover qualquer possibilidade de haver sódio não
reagido. Neutralize o álcool e despreze a solução resultante.
 Por que o iodo sublima?
 Por que o vapor de iodo desce para o tubo largo?
 Por que a reação entre Na e I2 ocorre vigorosamente?
 Compare a reatividade do Na com I2 e Cl2.
 Por que o PF do NaI (651 °C) é superior ao Na e ao do I2?
6
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
3. SOLUBILIDADE DOS HALOGÊNIOS:
Os halogênios são em geral pouco solúveis em água, sendo mais solúveis em
solventes orgânicos.
3.1. Solubilidade do Iodo em água:
ZA
DU
RE
RE
US
E
O iodo é praticamente insolúvel em água. Sua solubilidade pode ser aumentada
pela adição de iodeto de potássio. Coloque alguns cristais de iodo em um tubo de ensaio
e acrescente 2 mL de água destilada. Agite. Observe. Acrescente alguns cristais de iodeto
de potássio e agite. Observe.
 Por que a adição de KI à solução aquosa de I2 aumenta a solubilidade deste último?
Recolha o resíduo em frasco apropriado.
RECICLE
3.2. Solubilidade dos Halogênios em Clorofórmio:
Os halogênios são bastante solúveis em clorofórmio, formando soluções com
colorações distintas. Coloque cerca de 1 mL da solução aquosa de cada halogênio em um
tubo de ensaio e acrescente a cada tubo 1 mL de clorofórmio. Agite e observe. Anote a
coloração obtida na tabela a seguir:
cloro
Bromo
Iodo
ZA
DU
RE
RE
US
E
coloração
RECICLE
Nesta etapa você está utilizando a água de cloro gerada no item 1
(frasco 1). Descarte os resíduos em frascos apropriados no laboratório.
7
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
4. REATIVIDADE DE HALOGÊNIOS: Reações de Deslocamento
a. Coloque em um tubo de ensaio, exatamente nesta ordem, 1 mL de solução
aquosa de X2 (X = Cl, Br, I), 2 mL de solução aquosa de NaX (NaCl, NaBr, NaI) e 3 mL de
clorofórmio. Agite vigorosamente
b. Observe a coloração da fase orgânica e compare com as cores na tabela
anterior. Complete o quadro a seguir:
NaCl
NaBr
NaI
coloração
reação
coloração
reação
coloração
reação
Cl2
Br2
I2
ZA
DU
RE
RE
US
E
 Coloque os halogênios em ordem crescente de poder oxidante.
Descarte os resíduos em frascos apropriados no laboratório.
RECICLE
8
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
5. OBTENÇÃO DE HCl GASOSO:
Usando uma aparelhagem muito parecida com a utilizada na obtenção do Cloro
Gasoso, veja o esquema na Figura 2, faça gotejar H2SO4 concentrado sobre HCl
concentrado. Observe o gás que se desprende.
FIGURA 2: ESQUEMA PARA A OBTENÇÃO DE HCl GASOSO
Faça os seguintes testes:
a. Coloque um pedaço de papel de tornassol azul, molhado com água destilada, na
saída de HCl gasoso. Observe e anote.
b. Faça borbulhar o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo 1 mL de
AgNO3 aquoso. Observe e anote.
c. Provoque a recristalização de NaCl a partir de uma solução saturada de sal
grosso (impuro), borbulhando o HCl que se desprende em cerca de 30 mL desta solução
contida em um erlenmeyer.
d. Comprove a purificação do NaCl, filtrando o precipitado formado e redissolvendoo em água destilada. Teste as impurezas (Fe+3, Ca+2, Mg+2, SO4-2) na solução original e na
solução obtida a partir do sal recristalizado.
ZA
DU
RE
RE
US
E
 Porque o NaCl precipita de forma cristalina pela adição de HCl à solução salina
saturada?
RECICLE
Descarte os resíduos em frascos apropriados:
A)Resíduo de Ba2+: resíduo do teste de sulfato
B)Resíduo de Ag+: resíduo de AgCl
C)Resíduo de SCN-: resíduo de Fe(SCN)3
9
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO OXIGÊNIO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Quais as principais formas de ocorrência do oxigênio na natureza? Quais destas
formas podem ser consideradas fonte deste elemento?
2. Quais as principais propriedades físicas e químicas do oxigênio?
3. Descreva um processo industrial para a obtenção do oxigênio.
4. Qual a principal forma alotrópica do oxigênio? Qual é a sua estrutura? Comente as
suas propriedades químicas.
5. Consulte a bibliografia recomendada e complete as reações propostas abaixo,
apresentando as condições experimentais ideais para que se realizem e as principais
características do(s) óxido(s) formados.
a) Li + O2 →
b) Ca + O2 →
c) Fe+ O2 →
d) Al + O2 →
e) Si + O2 →
f) N2 + O2 →
g) P4 + O2 →
h) C + O2 →
i) S8 + O2 →
k) Cl2 + O2 →
6. Leia o livro “Inorganic Chemistry”, D.F.Shriver, 1a Ed, e responda as questões abaixo.
a) Classifique os óxidos segundo seu caráter ácido, básico e anfótero.
b) Relacione com sua posição na tabela periódica.
a) Relacione o caráter ácido, básico e anfótero dos óxidos de metais de transição
com a variação do estado de oxidação do metal.
7. Construa os diagramas de orbitais moleculares para:
a) oxigênio molecular, O2
b) íon superóxido, O2c) íon peróxido, O22-
10
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
OBTENÇÃO DE O2 EM LABORATÓRIO
1. DECOMPOSIÇÃO DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO
Monte um sistema constituído por um balão de 250 mL com saída lateral, contendo
MnO2 e adapte a ele um funil de adição contendo H2O2 3%. Na saída lateral do balão,
adapte uma saída de gases e inicie a adição gota a gota do peróxido de hidrogênio.
Observe a liberação de um gás e aproxime desta saída um palito de fósforo em brasa.
 Qual a reação que ocorre?
 O que você conclui sobre a composição deste gás?
2. DECOMPOSIÇÃO DE CLORATOS
Coloque aproximadamente 50 mg de sílica em um tubo de ensaio e aqueça em um
bico de bunsen até eliminar a água. Espere esfriar e pese o tubo com a sílica. Adicione 1
g de KClO3 no tubo de ensaio, aqueça e pese novamente. Coloque na boca do tubo um
palito de fósforo em brasa. Observe o que acontece e explique.
 Apresente a reação química.
Dissolva o resíduo sólido que restou em 2 a 3 mL de água destilada, acidifique com
HNO3 diluído e acrescente 1 gota de AgNO3.
 Observe o que acontece e equacione a reação.
 Quantos elétrons estão envolvidos nesta reação?
 Supondo que todo o KClO3 se decomponha, calcule:
a) O número de mols de oxigênio formado:
b) A massa de KCl formada.
 Qual a função da sílica?
ZA
DU
RE
RE
US
E
Repita a experiência sem colocar a sílica.
 O que se observa? Equacione:
Coloque os resíduos contendo prata no frasco apropriado. Onde você
colocaria o resíduo da segunda experiência?
RECICLE
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. L.C. Taylor, J.Chem.Educ., 74(1997)1074.
11
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
REATIVIDADE DE METAIS
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Apresente a principal forma de ocorrência e o método de obtenção dos metais a serem
estudados (Cu, Zn, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg. Na e Al).
2. Leia no livro E.G.Ríos, Química Inorgánica sobre os métodos gerais de obtenção de
metais a partir de seus óxidos, sulfetos e haletos.
3. Equacione as reações do quadro a seguir, baseando-se nos potenciais de redução dos
metais envolvidos.
HCl
FeSO4
MgCl2
ZnCl2
NiCl2
HgCl2
AgNO3
CuSO4
Cobre
Ferro
Alumínio
Zinco
Magnésio
4. Coloque os metais em ordem crescente de reatividade
5. Coloque o Hidrogênio na série de reatividade destes metais?
6. Qual a relação entre o potencial padrão de redução de um metal e sua nobreza?
7. Qual o metal mais reativo da tabela periódica? e o mais nobre? Em que grupo e
período estão localizados?
8. Explique o fenômeno de passivação.
9. Explique o que é caráter anfótero.
10. Cite três propriedades químicas do Al2O3. Quais as formas cristalinas que a alumina
pode apresentar e como podem ser obtidas? Apresente alguns usos para este
composto.
11. Complete as reações propostas abaixo, apresentando as condições experimentais
ideais para que se realizem e as principais características do(s) óxido(s) formados:
(a) Mg + O2 →
(b) Na + O2 →
(c) Li + O2 →
(d) Fe + O2 →
(e) Al + O2 →
(f) Pt + O2 →
12
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO
Coloque em tubos de ensaio, 2 mL de cada solução e um pequeno pedaço do metal
em estudo. Observe a reação ocorrida e anote o resultado usando o seguinte código:
P= precipitação,
N= não ocorreu reação, B= ocorreu borbulhamento de gás.
HCl
FeSO4
MgCl2
ZnCl2
NiCl2
HgCl2
AgNO3
CuSO4
Cobre
Ferro
Alumínio
Zinco
Magnésio
Responda:
 Coloque os metais (Cu, Zn, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg e Al) em ordem crescente de
reatividade, conforme os resultados apresentados na tabela acima:
 Justifique as inversões de posição na série obtida em relação à série teórica:
 Por que o alumínio apresentou comportamento totalmente diferente do esperado por
sua posição na série de reatividade?
RE
US
E
ZA
DU
RE
RECICLE
Descarte os resíduos nos frascos A, B, C e D fornecidos pelo
laboratório, seguindo a ordem indicada:
A) rejeitos de mercúrio
B) resíduos de prata
C) resíduos de alumínio
D) resíduo de cobre
E) resíduos de zinco
F) demais soluções (ferro, magnésio e níquel)
2. REATIVIDADE DO ALUMÍNIO EM RELAÇÃO A ÁCIDOS E BASES: (caráter
anfótero)
Coloque aproximadamente 0,01 g de Al em pó em 4 tubos de ensaio e acrescente 1
mL dos reagentes conforme o quadro abaixo. Caso a reação não ocorra imediatamente,
aqueça, lentamente, por uns 2 minutos.
 Complete o quadro com a reação, quando houver, e com observações:
ZA
DU
RE
RE
US
E
REAGENTE
HCl 0,1 mol.L-1
HNO3 concentrado
HNO3 0,1 mol.L-1
NaOH 0,5 mol.L-1
RECICLE
REAÇÃO
OBSERVAÇÕES
Filtre todas as soluções em funil fornecido pelo laboratório.
13
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
3. REATIVIDADE DO ALUMÍNIO AO AR:
ZA
DU
RE
RE
US
E
O Al metálico, quando exposto ao ar, recobre-se de uma camada contínua de óxido
que impede o posterior ataque pelo O2 do ar. Este fato explica a estabilidade do Al,
embora se saiba que a reação de obtenção do óxido seja espontânea e exotérmica. A
"passivação" do Al pode ser destruída reagindo-o com uma solução de HgCl2.
Coloque 1 ou 2 gotas de solução de HgCl2 sobre uma pequena chapa de Al.
Espere alguns minutos e lave bem a chapa. Seque, observe e anote. Mergulhe a chapa de
alumínio em um tubo de ensaio contendo HCl 0,1 mol.L-1. Observe e anote. Retire a
chapa, seque-a e deixe exposta ao ar. Observe-a após alguns minutos.
 O que acontece com a chapa de alumínio ao final da prática? Explique:
 Porque o HgCl2 pode interromper a passivação do Alumínio?
RECICLE
As chapas de alumínio deverão ser lavadas, secadas e colocadas no
frasco fornecido pelo laboratório.
4. REAÇÕES DE METAIS COM O OXIGÊNIO:
Efetue os seguintes experimentos, equacionando as reações ocorridas e anotando
suas observações.
4.1 - Magnésio:
a) Com o auxílio de uma tenaz, leve ao fogo direto um pedaço de cerca de 2 cm de
uma fita de magnésio. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!
 Qual a reação que ocorre?
b) Em um erlenmeyer de 250 mL, coloque 5 g de bicarbonato de sódio e 5 mL de
ácido clorídrico diluído. Cubra o frasco e espere cerca de 1min para o desenvolvimento da
reação. Acenda um palito de fósforo em brasa e coloque-o na saída do frasco.
 Como se constata a ausência de oxigênio?
Em seguida, acenda novamente um pedaço de cerca de 2 cm de uma fita de
magnésio e coloque-a na saída superior do frasco. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!
 Qual o gás gerado no erlenmeyer? Equacione.
 Qual a reação do magnésio com este gás?
 Como você classificaria o Mg em termos de reatividade?
14
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
4.2 - Sódio:
O sódio é um metal extremamente reativo e deve ser manuseado com CUIDADO!
Observe o que acontece na superfície do metal quando o professor cortar um
pedaço do sódio metálico.
 Explique este fato e equacione a(s) reação(ões).
A seguir, coloque um pedaço pequeno de sódio metálico dentro de um cadinho de
porcelana e aqueça na chama do bico de bunsen. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!
 Equacione.
ZA
DU
RE
RE
US
E
O sódio metálico reage vigorosamente com a água e por isso é guardado em
solventes orgânicos não clorados, como o querosene. Para não haver perigo de fogo, todo
o material, bem como os restos de sódio, deve ser desativado pela reação com etanol.
 Observe a reação com etanol e equacione-a.
Os restos de sódio devem ser desativados com etanol. A solução
etanólica de sódio deve ser descartada no frasco apropriado.
RECICLE
4.3 - Ferro:
ZA
DU
RE
RE
US
E
a) Leve ao fogo direto, com o auxílio de uma tenaz, um pedaço de esponja de aço;
b) Coloque a esponja de aço em um cadinho de porcelana, tampe-o e aqueça sobre
o bico de bunsen por 3 minutos.
 Compare a coloração dos materiais resultantes. Explique.
Onde você descartaria este material?
RECICLE
15
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO HIDROGÊNIO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Comente, resumidamente, a ocorrência do hidrogênio na crosta terrestre.
2. Sobre o H2, responda:
a) reatividade;
b) obtenção em laboratório;
c) obtenção industrial;
d) aplicações.
3. Os compostos de hidrogênio são chamados de hidretos e dividem-se em: hidretos
salinos ou iônicos, hidretos intersticiais ou metálicos e hidretos covalentes ou voláteis.
Para cada um dos tipos mencionados, apresente:
a) exemplos;
b) métodos de obtenção;
c) tipo de ligação química envolvida;
d) reatividade.
4. Discuta:
b) a estrutura da molécula de água com as explicações relativas ao desvio do
ângulo de ligação;
c) explicação para o elevado ponto de ebulição;
d) estrutura do gelo e explicação para a sua menor densidade em relação à água
líquida.
5. O que são hidratos?
6. Defina: água de coordenação e de cristalização, diferenciando-as entre si.
7. Apresente a fórmula estrutural dos hidratos apresentados abaixo, dizendo quantas
moléculas de água são de coordenação e quantas de cristalização.
a)
b)
c)
d)
CuSo4.5H2O
AlCl3.6 H2O
FeCl3.6 H2O
NiSO4.7 H2O
8. Responda: a) O que é água dura? b) O que é dureza temporária? e permanente? c)
Quais as formas de abrandar a dureza temporária? d) Quais as formas de abrandar a
dureza permanente? e) O que ocorre à água dura quando adicionamos oxalato de
amônio?
16
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. ÁGUA DE CONSTITUIÇÃO E DE CRISTALIZAÇÃO:
Aqueça em um tubo de ensaio aproximadamente 10 mg de cada um dos sais
listados abaixo e observe o que acontece.
a) CuSO4.5 H2O:
b) AlCl3.6 H2O:
c) FeCl3.6 H2O:
d) NiSO4.7 H2O:
∫
Anote todas as observações (mudança de cor, solubilização, etc) realizadas. Teste o
pH do gás (ou vapor) que sai durante a decomposição dos sais com um papel
tornassol azul. O que você conclui?
ZA
DU
RE
RE
US
E
 Apresente as reações completas para as desidratações destes sais.
RECICLE
Descarte os resíduos de Ni2+ e Cu2+ em frascos adequados fornecidos pelo
laboratório.
2. ÁGUA DURA E SUAS PROPRIEDADES:
Antes de realizar esta parte da aula, confirme estar utilizando água destilada, e
não deionizada.
a. Dureza Temporária:
Coloque 0,1 g de carbonato de cálcio em um erlenmeyer contendo 20 mL de água
destilada e adicione um pequeno pedaço de gelo seco. Observe o que acontece e filtre.
 Equacione esta reação química.
Retire 10 mL do filtrado para um erlenmeyer (I) e 10 mL para outro (II). Aqueça até
a fervura o erlenmeyer I e filtre.
 O que se observa? Qual a reação química que ocorreu?
Coloque algumas gotas de oxalato de amônio no filtrado do erlenmeyer I e no
erlenmeyer II.
 Explique o que se observa.
17
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
b. Dureza Permanente:
Coloque 0,1 g de cloreto de cálcio em 20 mL de água destilada. Agite até a
completa dissolução. Retire 10 mL desta solução para um erlenmeyer (I) e 10 mL para
outro (II). Acrescente 2 mL de carbonato de sódio ao erlenmeyer (I) sob agitação.
 O que se observa? Equacione a reação química que ocorre.
ZA
DU
RE
RE
US
E
Filtre o conteúdo do erlenmeyer I e adicione algumas gotas de oxalato de amônio
ao filtrado e ao erlenmeyer II.
 Explique o que se observa.
Descarte os resíduos das etapas 2a e 2b na pia.
RECICLE
18
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
PRECIPITAÇÃO E CRISTALIZAÇÃO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. O que é precipitação? O que é cristalização? Como podem ser diferenciadas?
2. Explique o processo de precipitação e/ou cristalização fracionada.
3. O que é nucleação? Qual a diferença entre nucleação homogênea e heterogênea?
4. Qual a relação entre a velocidade de precipitação e a qualidade ou características do
precipitado?
5. Quais são e que características apresentam os tipos de precipitados?
6. Os precipitados podem apresentar dois tipos de contaminação: precipitação
simultânea e coprecipitação.
a) Quais as diferenças fundamentais entre esses dois processos?
b) Qual o pior tipo de contaminação em um precipitado cristalino?
c) Qual o tipo de contaminação que é eliminado pelo processo de digestão?
d) Explique o processo de peptização de um precipitado, quando ocorre e como
evitá-lo.
7. O que é um sal duplo? E um sal complexo? Quais as principais semelhanças e
diferenças entre sais duplos e complexos?
8. O que são alúmens?
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. Dodd, R.E. and Robinson, P.L., Química Inorgânica Experimental /
2. Riesenfeld, E.H., Practicas de Quimica Inorgánica
3. Jolly, W.L., The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds
4. Pass, G. and Sutcliffe, H., Practical Inorganic Chemistry
5. Ohlweiller, O.A. , Química Analítica Quantitativa, vol. 2, 2a Ed., LTD, 1978
19
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. CRISTALIZAÇÃO:
Pese aproximadamente 5 g de acetato de sódio para um tubo de ensaio e adicione
0,5 mL de água destilada. Aqueça o tubo em banho-maria até a dissolução completa do
sal. Caso sejam observados cristais na parede do tubo, lave com pequenas porções de
água. Remova o tubo de ensaio do banho-maria e deixe esfriar até a temperatura
ambiente, tapando-o com parafilme. A solução e o tubo não devem apresentar cristais de
acetato de sódio após frios. Para observar a cristalização deste sal, coloque sobre um
vidro de relógio um cristal do mesmo composto e goteje a solução com o auxílio de uma
pipeta Pasteur aquecida, de maneira a formar uma estalagmite. Após, adicione um cristal
(semente de cristalização) à solução restante no tubo de ensaio e observe.
 Por que o tubo de ensaio é resfriado tampado com um parafilme?
 Que tipo de nucleação foi utilizada para induzir a cristalização do acetato de sódio?
RE
US
E
ZA
DU
RE
Onde você descartaria este material?
RECICLE
2. FORMAÇÃO DE SAIS DUPLOS
2.1 Obtenção do Sulfato Duplo de Níquel e Amônio
Dissolva 2 g de sulfato de níquel hexahidratado em 10 mL de água quente e
adicione 1 g de sulfato de amônio. Resfrie a solução em banho de gelo e filtre em funil de
Büchner. Concentre o filtrado até 1/3 do volume original em banho-maria, deixe esfriar e
filtre novamente. Deixe o sólido secar na estufa por cerca de 20 minutos, e guarde-o em
local apropriado.
 Qual a fórmula química do sulfato duplo de níquel e amônio?
RE
US
E
ZA
DU
RE
Guarde os produtos e descarte os resíduos em frascos adequados
fornecidos pelo laboratório.
REC ICLE
2.2 Obtenção do Alúmen de Potássio:
ZA
DU
RE
RE
US
E
Pese 1,9 g de hidróxido de alumínio em um becker de 250 mL e, em seguida
adicione 4,8 g de hidróxido de potássio dissolvidos em 15 mL de água destilada. Adicione
50 mL de ácido sulfúrico 6 mol.L-1. Concentre a mistura para cerca de 40 mL e filtre à
quente, se observar partículas em suspensão. Transfira o filtrado para um becker de 100
mL e o resfrie num banho de gelo e água para promover a cristalização do alúmen. Se
não houver formação de cristais, deixe o becker por uma semana na geladeira.
Filtre o sólido a vácuo, lave com uma mistura gelada de etanol/água 1:1 (v/v) e
deixe secar no próprio funil, mantendo-se o vácuo.
Neutralize o filtrado e descarte-o na pia.
RECICLE
2.3 Crescimento dos Cristais de Alúmen de Potássio
20
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
Pese o alúmen obtido em um becker de 50 mL e calcule a quantidade de água
necessária para dissolver a massa de alúmen transferida, considerando-se que são
necessários 7 mL de água para cada grama alúmen. Dissolva o sal na quantidade de
água calculada e aqueça a solução até 60 ºC. Em seguida, resfrie a solução em banho de
gelo e água. Amarre um pequeno cristal de alúmen (gérmen) num fio de linha e fixe num
pedaço de papel perfurado. Mergulhe o gérmen na solução conforme a figura abaixo e
mantenha o sistema em repouso até obter os cristais de forma octaédrica. Após o
experimento, a solução sobrenadante pode ser concentrada por evaporação do solvente
para recuperar parte do alúmen de sal dissolvido.
ZA
DU
RE
RE
US
E
 Quais as principais características do produto formado?
 Qual a fórmula do alúmen de potássio?
 Qual a reação química correspondente ao processo de obtenção do alúmen de
potássio?
Como o resíduo pode ser descartado?
RECICLE
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. Constantino, V. R. L., Quím. Nova., 25(2002)490
21
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO ENXOFRE
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Quais as principais formas de ocorrência do enxofre na natureza? Quais destas formas
podem ser consideradas fonte deste elemento?
2. Quais as principais propriedades físicas e químicas do enxofre?
3. Descreva um processo industrial de obtenção do enxofre.
4. Por que o enxofre é pouco solúvel em água e é mais solúvel em álcool etílico?
5. Explique o comportamento anômalo do enxofre no estado líquido.
6. Apresente as principais propriedades químicas dos compostos abaixo:
a)H2S
b) SO2
c) SO3
d) H2SO4
7. Apresente a geometria e descreva a ligação química pela TLV dos compostos acima.
8. Explique a razão dos sulfatos serem mais estáveis que o ácido sulfúrico.
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. W.D.Hill Jr, J.Chem.Educ., 63(1986)441
22
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO: DECOMPOSIÇÃO DE TIOSSULFATOS
Coloque em um tubo de desprendimento de gases, 10 mL da solução de tiossulfato
de sódio 0,1 mol.L-1 e 5 mL de ácido sulfúrico 0,2 mol.L-1. Feche o tubo rapidamente,
aqueça lentamente e recolha o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo
água destilada. Cuide para não mergulhar na água a ponta da pipeta. Meça o pH no tubo
de ensaio.
 Equacione:
a) a reação no tubo de desprendimento de gases;
b) a reação no tubo de ensaio.
 Qual o produto sólido formado nestas reações e quais as observações experimentais
desta prática?
RE
US
E
ZA
DU
RE
RECICLE
Filtre o sólido obtido e guarde-o.
Qual a composição da solução? Onde ela deve ser descartada?
2. SOLUBILIDADE DO ENXOFRE: ENXOFRE COLOIDAL
O enxofre não é solúvel em água mas bastante solúvel em álcool etílico e,
finamente dividido, forma com a água uma suspensão coloidal. Coloque 10 mg de enxofre
em pó em um tubo de ensaio. Adicione cerca de 3 mL de acetona e agite até que se forme
uma solução. Adicione água destilada aos poucos. Observe e anote o que acontece.
RE
US
E
ZA
DU
RE
REC ICLE
Filtre todo o sólido obtido, utilizando o mesmo papel de filtro do item
anterior. Descarte-o em recipiente apropriado. Após evaporar o
solvente orgânico do filtrado, descarte-o na pia.
3. COMPORTAMENTO ANÔMALO DO ENXOFRE SOB AQUECIMENTO:
ZA
DU
RE
RE
US
E
Coloque 2 g de enxofre em um tubo de ensaio e aqueça cuidadosamente,
observando o que acontece em cada etapa de aquecimento até a formação de um líquido
escuro e vapores amarelados.
Verta rapidamente o enxofre líquido em água gelada. Observe a formação do
enxofre plástico.
 Relacione suas observações com as mudanças na estrutura molecular do enxofre.
Guarde o sólido obtido da maneira que lhe for indicada pelo professor.
RECICLE
23
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
4. PROPRIEDADE DESIDRATANTE DO ÁCIDO SULFÚRICO:
A sacarose é um carboidrato com dois átomos de H para cada O. O ácido sulfúrico,
poderoso desidratante quando concentrado, remove moléculas de água da sacarose e
deixa uma massa negra de carbono. Coloque aproximadamente 0,5 g de sacarose dentro
de um becker e verta lentamente, com uma proveta, 5 mL de H 2SO4 concentrado. Adicione
1-3 gotas de água Observe.
 Apresente a equação da reação.
Repita o mesmo procedimento com 5 mL de H2SO4 diluído.
RE
US
E
ZA
DU
RE
RECICLE
Onde devem ser descartados os produtos sólidos formados?
Neutralize a solução resultante com NaOH 4 Mol/L (utilizando um banho
de gelo) e descarte na pia.
5. REAÇÃO DE O2 COM SULFETOS METÁLICOS
Prepare a montagem de obtenção de O2 a partir da decomposição de peróxido de
hidrogênio, conforme a aula anterior. Coloque 20 mg de sulfeto metálico em um tubo de
ensaio com saída lateral mergulhada em água. Feche-o com uma rolha contendo um tubo
para entrada de gás. Adapte-o na saída do O2. Quando começar a ocorrer
despreendimento de gás aqueça o sulfeto metálico. Observe.
 Coloque um pedaço de papel tornassol azul na saída do tubo.
 Complete a tabela abaixo:
Sulfeto metálico
Cor do sulfeto
Cor do produto
Reação
ZA
DU
RE
RE
US
E
Sb2S3
FeS
MoS2
K2S
Bi2S3
RECICLE
Qual a composição dos produtos obtidos? Quais deles podem ser
diretamente jogados no lixo? Descarte os demais nos frascos
fornecidos pelo laboratório.
24
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO NITROGÊNIO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Comente a ocorrência do nitrogênio no ar e crosta terrestre.
2. Sobre o N2:
a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares.
b) Explique as seguintes propriedades: inércia química, baixos PF e PE, reatividade
com os metais.
c) Descreva o método de obtenção por destilação fracionada do ar líquido
e) Aplicações.
3. Sobre os nitretos:
a) Definição geral
b) Apresente para cada tipo de nitretos abaixo relacionados: alguns exemplos,
método de obtenção, aplicações e propriedades químicas.
nitretos intersticiais, nitretos iônicos e nitretos covalentes
4. Sobre a hidrazina:
a) importância industrial
b) estrutura e ligação química
c) reatividade
5. Sobre a amônia:
a) estrutura e ligação química (diagrama de orbitais moleculares).
b) importância industrial
c) método de obtenção industrial
d) reatividade
NH3 + CH4⇒
NH3 + O2 + H2O⇒
NH3 + COCl2⇒
NH3 + HX⇒
6. Principais óxidos de nitrogênio (NO, N2O e NO2)
a) importância industrial
b) estrutura e ligação química
c) propriedades químicas
7. Justifique a ordem crescente de poder oxidante das espécies: NO3- < HNO3 < NO2
8. Justifique a ordem decrescente de estabilidade das espécies: NO3- > HNO3 > NO2
9. Sobre o HNO3:
a) estrutura e ligação química.
b) importância industrial.
c) método de obtenção industrial.
d) propriedades químicas.
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. Bailey, P.S. at alii, J. Chem. Educ., 52(1975)524,.
25
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO: Decomposição térmica do (NH4)2Cr2O7:
Esta reação química é conhecida como "vulcão químico" e é bastante usada em
demonstrações químicas. O dicromato de amônio, de coloração alaranjada, passa a óxido
de cromo III, de coloração verde. Colocar cerca de 5 g de dicromato de amônio em uma
cápsula de porcelana, formando um pequeno monte. Colocar 2 gotas de acetona no pico
do monte e atear fogo.
 Descrever o que ocorre e escrever a reação química correspondente.
RE
US
E
ZA
DU
RE
Guarde o sólido em frasco apropriado fornecido pelo laboratório.
RECICLE
2. OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DA AMÔNIA: TESTE DO PODER REDUTOR (vide
figura 1)
Dissolver 8 g de hidróxido de sódio em 50 mL de água destilada em um balão
fundo redondo e acrescentar cerca de 11 g de cloreto de amônio. Colocar 1 g de óxido
cobre II em um tubo de ensaio com saída lateral. Conectar este tubo ao balão através
um tubo secante contendo sulfato de sódio seco. Aquecer o balão e o tubo
desprendimento.
de
de
de
de
A lg o d ã o
N a 2S O
NaO H
4
A lg o d ã o
(a q )
+
N H 4 C l(s )
C uO
FIGURA 1: OBTENÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DA AMÔNIA
ZA
DU
RE
RE
US
E
 Descrever o que ocorre e equacionar as reações no balão e no tubo de desprendimento
de gases.
 Determinar o pH do gás que sai no escape lateral do tubo, com um pedaço de papel
tornassol rosa úmido.
 Descrever o que ocorre. Equacionar a reação.
Como você trataria o resíduo gerado no balão e no tubo de desprendimento?
RECICLE
26
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
3. OBTENÇÃO E DECOMPOSIÇÃO DO CLORETO DE AMÔNIO:
3.1. Obtenção:
Molhar um bastão de vidro com ácido clorídrico concentrado e aproximá-lo da boca
de um tubo de ensaio contendo hidróxido de amônio concentrado.
 O que acontece? Equacionar a reação:
3.2. Decomposição térmica:
Colocar cerca de 10 mg de cloreto de amônio em um tubo de ensaio seco e
aquecer. Observar.
 Descrever o que acontece e equacionar a reação química:
4. OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DOS TRIHALETOS DE NITROGÊNIO:
ZA
DU
RE
RE
US
E
Estes compostos são instáveis. O NBr3 e o NI3 são conhecidos apenas na forma de
amoniatos instáveis. O nitreto de iodo amoniacal (NI3.NH3) detona se não estiver em
presença de excesso de amônia. Misturar 0,5 g de iodo finamente dividido com 4 a 5 mL
de hidróxido de amônio concentrado até obter um precipitado preto. Filtrar e lavar o
precipitado com hidróxido de amônio concentrado, deixando secar sobre o papel de filtro.
 Descrever o que ocorre após alguns minutos:
O papel de filtro deve ser lavado com hidróxido de amônio e o líquido
de lavagem deve ser colocado no frasco fornecido pelo laboratório.
RECICLE
27
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO FÓSFORO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Comente a ocorrência do fósforo na crosta terrestre:
2. Sobre as formas alotrópicas do fósforo (branco, vermelho e preto):
a) apresente as propriedades químicas;
b) descreva a estrutura.;
c) descreva o método de obtenção;
d) aplicações.
3. Descreva a ligação e as propriedades químicas dos principais óxidos de fósforo:
4. O fósforo possui uma grande variedade de oxiácidos que podem ser classificados em:
a) ânions simples;
b) ânions polimerizados pelos átomos de oxigênio;
c) ânions polimerizados pelos átomos de fósforo.
Estude as características estruturais deles e apresente algumas aplicações
tecnológicas.
5. Descreva a ligação química no H3PO4 (semelhante ao ClO4- e SO4-2 ) e no H3PO3 ,
relacionando-a com as suas propriedades químicas.
28
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
REAÇÃO DO FÓSFORO COM OXIGÊNIO:
 Execute as reações a seguir colocando uma pequena porção do não-metal em um
cadinho e aquecendo ao rubro em bico de bunsen. Descreva o que observar:
a) P(branco) + O2 →
b) P(vermelho) + O2 →
ZA
DU
RE
RE
US
E
 Após esfriar acrescente água ao cadinho e verifique o valor do pH.
Neutralize a solução do cadinho e descarte na pia.
RECICLE
REAÇÃO DE COMBUSTÃO DO FÓSFORO BRANCO:
A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho da figura abaixo:
Coloque peróxido de hidrogênio a 3% no funil de adição e MnO2 no balão (1). Pese
cerca de 0,1 g de fósforo branco em um pesa-filtro e o transfira para o balão (2). No
kitasato (3) adicione 50 mL de água destilada e 3 gotas de vermelho de metila a 0,1%.
Adicione gota a gota o H2O2 3% sobre o dióxido de manganês sólido e observe a liberação
de O2 para o balão (2). Interrompa a adição de H2O2 e aqueça o balão (2) de forma lenta e
moderada. Observe o que acontece no balão (2) e no kitasato (3).
 Descrever o que acontece e equacionar a reação química:
 Qual o gás que se desprende do balão (2)?
29
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO CARBONO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Comente a ocorrência do carbono na crosta terrestre e na atmosfera.
2. Sobre as formas alotrópicas do carbono (grafite, diamante e fulereno).
a) Apresente as propriedades químicas.
b) Descreva a estrutura e relacione com suas propriedades físicas.
c) Descreva o método de obtenção
d) O que são compostos de intercalação?
3. Sobre os óxidos de carbono (CO e CO2):
a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares para cada um dos compostos.
b) Descreva as propriedades químicas e físicas destes compostos.
c) Descreva a ligação de CO com metais.
d) Qual é o efeito tóxico do CO?
e) Explique o efeito estufa.
4. Sobre os carbonatos (CO3-2):
a) Descreva a sua estrutura.
b) Explique a variação da solubilidade e da estabilidade térmica dos carbonatos
alcalinos e alcalinos terrosos baseado na estrutura do ânion carbonato e na
capacidade de polarização dos cátions.
c) Apresente a reação geral de decomposição térmica dos carbonatos.
5. Sobre os carbetos:
a) Apresente a definição geral.
b) Os carbetos dividem-se em iônicos, metálicos, metalóides e moleculares.
Explique a ligação química em cada um deles, apresente exemplos e aplicações.
30
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. OBTENÇÃO E REAÇÕES DO CO2:
Coloque aproximadamente 2 g de calcário em um tubo de desprendimento de
gases. Adicione 5 mL de HCl 6 mol.L-1. Feche o tubo e borbulhe o gás que se desprende
nas soluções abaixo: Observe e anote. Verifique o pH no primeiro tubo.
a) 5 mL de água destilada
b) 5 mL de Ca(OH)2 0,05 mol.L-1
-1
c) 5 mL de Ba(OH)2 0,05 mol.L d) 5 mL de NaOH 0,1 mol.L-1
 O que você observou em cada reação?
 Qual o pH no primeiro tubo? Explique:
 Quais as reações químicas envolvidas em cada tubo de ensaio?
RE
US
E
ZA
DU
RE
bário.
Descarte o conteúdo dos tubos a, b e d na pia.
O resíduo do tubo c deve ser descartado no frasco de resíduos de
RECICLE
2. SOLUBILIDADE DOS CARBONATOS DO GRUPO IA E IIA:
Adicione 1 mL de água destilada a cerca de 10 mg de cada um dos carbonatos
listados abaixo. Agite e observe. Acrescente mais 1 mL de água destilada. Agite, observe
e anote. Verifique o pH em cada tubo.
 Complete o quadro abaixo:
Carbonato
pH
solubilidade em água
ZA
DU
RE
RE
US
E
Carbonato de lítio
Carbonato de sódio
Carbonato de potássio
Carbonato de magnésio
Carbonato de cálcio
Carbonato de bário
Carbonato de estrôncio
REC ICLE
Os tubos contendo carbonato de bário e de estrôncio devem ser
guardados em frascos apropriados fornecidos pelo laboratório. O
conteúdo dos outros tubos pode ser descartado na pia.
31
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
ESTUDO DO SÍLICIO
QUESTÕES DE ESTUDO:
1. Comente a ocorrência do silício na crosta terrestre.
2. Sobre o silício elementar:
a) Apresente as propriedades químicas.
b) Descreva a estrutura.
c) Descreva o método de obtenção.
d) Descreva suas propriedades elétricas.
3. Sobre a sílica (SiO2):
a) Descreva as suas formas cristalinas
b) Apresente as propriedades químicas.
4. Sobre os silicatos:
a) Qual a unidade fundamental?
b) Quais os tipos de silicatos?
c) Apresente as propriedades químicas.
5. Sobre os silicones:
a) Obtenção.
b) Qual a unidade monomérica básica?
c) Apresente as propriedades químicas.
d) Relacione a estrutura com as suas propriedades físicas.
6. Sobre os silanos:
a) Definição e como podem ser obtidos?
b) Quais as suas principais propriedades?
c) Explique as principais diferenças na reatividade dos silanos e dos
organossilanos e dos compostos análogos de carbono.
32
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II
AULAS PRÁTICAS
AULA PRÁTICA:
1. PROPRIEDADES ADSORVENTES DA SÍLICA-GEL:
Dissolva cerca de 100 mg de sulfato amoniacal de cobre em 10 mL de água
destilada. Acrescente 3 g de sílica-gel com granulometria entre 0,25 e 0,50 mm e agite a
mistura durante 2 a 3 minutos. Decante a solução e observe a mudança de coloração da
mesma. Adicione 4 mL de ácido clorídrico diluído à sílica-gel e agite vigorosamente.
 Descreva o que se observa.
RE
US
E
ZA
DU
RE
Filtre a mistura para separar a sílica. Descarte a solução no frasco de
resíduos de cobre.
RECICLE
2. PREPARAÇÃO DE GEL DE ÁCIDO SILÍCICO
Adicione 2 mL de uma solução aquosa de silicato de sódio (20% v/v) a igual volume
de ácido clorídrico concentrado, em um becker. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20
min.
 Descreva o que se observa.
 Sugira uma maneira de limpar o becker.
RE
US
E
ZA
DU
RE
Reflita sobre o pH e o descarte adequado.
RECICLE
3. PREPARAÇÃO DE SÍLICA GEL PARA DESSECADOR
ZA
DU
RE
RE
US
E
Em um becker, misture 4 mL de uma solução aquosa de silicato de sódio (20% v/v)
a igual volume de solução de sais de cobalto (resíduos de cobalto) e adicione em seguida,
4 mL de ácido clorídrico concentrado. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20 min. Secar
o gel em chapa de aquecimento, mexendo de vez em quando.
 Descreva o que se observa?
 Qual a finalidade dos sais de cobalto?
 Explique as mudanças de cor observadas no material antes e depois do aquecimento.
O produto final é seu. Se não o desejar, coloque-o no frasco de
resíduos de sílica com cobalto.
RECICLE
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:
1. Lavabre, D. , Micheau, J.C., Levy,G., J.Chem.Educ., 65(1988)274
2. Bucley,M., Greenblatt,M., J.Chem.Educ., 71(1994)599
33