Quimica Inorganica Industrial - Exercicios - Engenharia Química, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)
Roberto_880
Roberto_8805 de Março de 2013

Quimica Inorganica Industrial - Exercicios - Engenharia Química, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)

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Apostilas e exercicios de engenharia quimica sobre o estudo da quimica inorganica industrial, perguntas e respostas.
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Departamento de Engenharia Química

Curso de Química Industrial

Disciplina Química Inorgânica Industrial

1a Lista de exercícios

1) Quais as propriedades químicas importantes do hidrogênio foram evidenciadas no laboratório? Equacionar quando necessário.

* GÁS INCOLOR E INODORO;

* COMBUSTÍVEL: 2H2+ O2 → 2H2O

* FORTE PODER REDUTOR (NASCENTE): CuO+ H2 →Cu+ H2O

2) Quais os principais métodos de preparação de hidrogênio, em laboratório? Equacionar.

PELA REAÇÃO ENTRE UM METAL E UM ÁCIDO, A PARTIR DE METAIS MUITO REATIVOS COM A ÁGUA, e A PARTIR DE HIDRÓXIDOS.

1. Deslocamento do hidrogênio a partir da água: Na+ H2O →NaOH+H2

Os metais mais eletropositivos, tais como K e Na podem deslocar o H da água a temperaturas normais. As reações são exotérmicas e violentas.

2. Deslocamento do hidrogênio a partir de bases fortes e concentradas:

Zn+2NaOH →Na2ZnO2+ H2

Zinco, alumínio e estanho reagem com soluções aquosas de hidróxidos metálicos fortemente básicos (NaOH e KOH) produzindo hidrogênio e um complexo do metal.

3. Deslocamento do hidrogênio de ácidos não oxidantes: Zn+2HCl → ZnCl2+ H2

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Ácido sulfúrico diluído e ácido clorídrico diluído, ou concentrado, reage com metais produzindo gás hidrogênio. Entretanto ácido nítrico diluído ou concentrado e ácido sulfúrico concentrado são agentes oxidantes fortes, ocorrendo redução dos seus íons negativos, fazendo o metal ser oxidado e formando água no lugar de hidrogênio. Para ocorrer a reação de um metal com um ácido, para formar gás hidrogênio, o metal deve ser mais eletropositivo que o hidrogênio.

3) Discutir as propriedades vistas no laboratório para os metais do bloco s.

REAGEM FACILMENTE COM AGUA FORMANDO HIDROXIDOS, ALTA REATIVIDADE, BRILHO CARACTERÍSTICO DOS METAIS EM GERAL.

De acordo com a aula prática realizada foi possível visualizar as propriedades dos elementos sódio e magnésio. Foi observado que na temperatura ambiente, o sódio apresenta-se como sólido, macio, untuoso, de cor branca (ligeiramente prateada), muito reativo, se oxida com o ar (perdendo seu brilho), reage violentamente com a água e é muito corrosivo em contato com a pele. Já o magnésio, apresenta-se como sólido, possui coloração prateada, perdendo seu brilho quando exposto ao ar, por formar óxido de magnésio. Reage com a água em ebulição, formando hidróxido de magnésio e liberando hidrogênio.

4) Com ajuda de que reações podem-se realizar as seguintes transformações:

1. Na → NaOH → Na2CO3 →NaNO3

2Na+ 2H2O →2NaOH+ H2

2NaOH+ H2CO3 → Na2CO3+ 2H2O

Na2CO3+ HNO3 → NaNO3+ H2O+ CO2

2. Al → AlCl3 → Al(OH)3 → Al(SO)4 → Al(OH)3 → NaAlO2 → Al(OH)3

2Al+6HCl →2AlCl3+3H2

AlCl3+ 3NaOH → Al(OH)3+ 3NaCl

2Al(OH)3+ 3H2SO4 → Al2(SO4)3+ 6H2O

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Al2(SO4)3+ 6NaOH→ 2Al(OH)3+ 3Na2SO4

5) No laboratório tem-se: sódio, ácido sulfúrico, água, óxido cúprico e zinco. É necessário se obter: hidróxido de sódio, sulfato de cobre, cobre metálico, sulfato de zinco. Escrever as equações.

Na + H2O → NaOH + H2

CuO +

+ H2SO4 → Cu SO4 + H2

6) Em três tubos você tem soluções de: ácido sulfúrico, sulfato de sódio e cloreto de magnésio. Identificar cada substância. Escrever as equações.

7) Empregando as soluções de sulfato de cobre e outros reativos, obter:

a) hidróxido de cobre; b) cobre metálico; c) cloreto de cobre. Escrever as equações.

8) Em três recipiente de vidro sem etiqueta estão guardadas soluções de ácido sulfúrico, ácido clorídrico e ácido nítrico. Identificar cada uma. Escrever as equações das reações.

9) Que propriedades químicas manifesta o hidróxido de alumínio?

10) Em três tubos de ensaio encontram-se soluções de nitrato de potássio, de cálcio e de alumínio. Determinar cada substância.

11) Na bancada você encontra soluções de NaCl, de MgCl2 e ZnCl2. Determiná-las.

12) Discutir a hidrólise do bórax.

13) Por que se adicionou manitol à solução de ácido bórico? Explicar.

14) Mostrar como se pode fazer a identificação do boro no laboratório.

15) Que propriedades importantes do carvão ativo foram evidenciadas? Equacionar.

16) Que acontece ao passar dióxido de carbono através de solução de hidróxido de cálcio?

17) Discutir a reatividade do estanho.

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18) Escrever a equação da reação de preparação do N2.

19) Como você pode identificar no laboratório a formação de N2?

20) Escrever a equação da reação de preparação de NH3 e descrever as propriedades.

21) Explicar o porque do pH das soluções de NH4Cl e NH4CH3COO.

22) Que acontece quando se aquece cristais de cloreto de amônio? Equacionar.

23) Mostrar equações de reação do ácido nítrico funcionando como:

a) ácido normal agente oxidante

24) Mostrar como se pode preparar O2 em laboratório a partir do peróxido de hidrogênio.

25) Mostrar através de uma equação química o poder oxidante do peróxido de hidrogênio.

26) Quais os principais métodos de preparação de óxidos? Dar exemplos.

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