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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C.
SIMÕES
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072 - 970, Brasil
Área:
Quìmica Inorgânica
Cursos:
Química Licenciatura
Química Bacharelado
Química Tecnológica e Industrial
Número:
Disciplinas (códigos):
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
1 – ASSUNTO
Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO
Hidrogênio
2 – INTRODUÇÃO
O hidrogênio é o elemento químico cujos átomos apresentam a estrutura mais simples. Existem três isótopos deste
elemento, com números de massa 1, 2 e 3, denominados, respectivamente, de hidrogênio (ocasionalmente, prótio, H),
deutério (D) e trítio (T). O hidrogênio é um gás incolor, inodoro e insípido, 14,38 vezes mais leve que o ar. O hidrogênio
é pouco solúvel em água, mas dissolve-se consideravelmente bem em certos metais como o paládio (Pd) e a platina (Pt).
Um volume de paládio é capaz de dissolver cerca de 900 volumes de hidrogênio.
O átomo de hidrogênio possui apenas um próton em seu núcleo e um único elétron. Na forma elementar, o hidrogênio se
apresenta como moléculas diatômicas apolares (H 2
). A estrutura eletrônica da molécula de hidrogênio é semelhante àquela
do átomo de hélio, razão pela qual o hidrogênio molecular é relativamente inerte a temperaturas ordinárias. Em altas
temperaturas, entretanto, a ligação entre os átomos é rompida e o hidrogênio torna-se ativo. A união de dois átomos de
hidrogênio para formar uma molécula desprende uma considerável quantidade de energia:
2
H = − 103 kcal / mol
A energia dos átomos de hidrogênio é maior que a de uma molécula deste elemento e por isso o hidrogênio atômico é
muito mais reativo que o hidrogênio molecular. Na prática, o hidrogênio atômico é usado em reações de redução
(hidrogênio nascente). O hidrogênio molecular só toma parte em reações que ocorrem a temperaturas elevadas.
As propriedades químicas do hidrogênio estão ligadas à habilidade dos seus átomos em perderem seu elétron, tornando-
se íons positivamente carregados. Entretanto, esta perda de elétron nunca é completa e o hidrogênio liga-se
covalentemente mesmo aos elementos mais eletronegativos como flúor, oxigênio e cloro. Estas ligações covalentes são,
entretanto, polares, sendo o hidrogênio o pólo positivo (δ+). Em alguns casos, o átomo de hidrogênio recebe um elétron
formando o ânion hidreto, H-. Isto ocorre quando o hidrogênio se liga aos metais mais eletropositivos – sódio (Na),
potássio (K), césio (Cs), etc. – formando os chamados hidretos iônicos ou salinos, sólidos iônicos cristalinos.
O hidrogênio reage com o oxigênio formando água. A reação libera grande quantidade de energia:
2
2
2
H = −136,8 kcal / mol
Devido à liberação desta grande quantidade de calor durante a combustão do hidrogênio, sua chama apresenta alta
temperatura – aproximadamente 1000 °C. Porém, a temperatura pode ser aumentada ainda mais – 2500 a 3000 °C – por
introdução de um excesso de oxigênio na chama de hidrogênio.
A altas temperaturas, o hidrogênio pode retirar oxigênio de muitos compostos, inclusive de grande parte dos óxidos
metálicos. Por exemplo, se hidrogênio é passado sobre óxido de cobre aquecido, ocorre a seguinte reação:
2
2
Em laboratório, o hidrogênio é obtido (a) pela ação de água sobre metais, (b) pela ação de soluções ácidas diluídas sobre
metais e (c) pela ação de soluções alcalinas sobre metais.
Obviamente, estes são processos de oxirredução e, por isso, é necessário que o metal utilizado tenha potencial padrão de
redução menor que o hidrogênio. Exemplos das reações citadas para a produção de hidrogênio são:
a) 𝑁𝑎
2
1
2
2
b) 𝑍𝑛(𝑠) + 𝐻𝐶𝑙(𝑙) → 𝑍𝑛𝐶𝑙
2
2
c) 𝐴𝑙
2
2
3
2
2
Quando se dispõe de energia elétrica barata, a decomposição eletrolítica da água pode ser empregada na produção de
hidrogênio:
2
2
2
O hidrogênio eletrolítico é muito puro e é utilizado na hidrogenação de óleos vegetais e processos semelhantes. Vários
outros métodos podem ser usados para a produção industrial de hidrogênio.
3 – OBJETIVO(S)
✓ Obtenção de hidrogênio mediante reação de metais com ácidos e bases
✓ Identificação da formação de hidrogênio por meio da sua combustão
✓ Comparação da reatividade de alguns metais diante de ácidos
4 – MATERIAIS E REAGENTES
Materiais
Tubo de ensaio normal
Pinça de madeira
Tubo de ensaio pequeno
Caixa de fósforos
Estante para tubos de ensaio
Reagentes
Zn (s)
H
2
SO
4
(6M)
CuSO 4
(1M)
Mg (s)
Fe(s)
NaOH (6M)
Al (s)
5 – PROCEDIMENTOS
a) Obtenção de Hidrogênio e comparação entre as reatividades de metais aos ácidos
- Coloque, em um tubo de ensaio (1), 3 grânulos de zinco.
- Adicione em seguida 2 mL de solução 6M de H 2
SO
4
(se a evolução do gás for lenta, adicione gotas de CuSO 4
1M).
- Quando se iniciar o desprendimento de gás, coloque sobre a boca do tubo (1), o tubo de ensaio pequeno (2), limpo e
seco, fixo por uma pinça de madeira (3).
- Depois de 3 minutos de recolhimento de gás, afaste o tubo 2 do tubo 1 (mantendo o tubo 2 com a boca para baixo!) e
aproxime uma chama (4) sob a boca do tubo 2, onde ocorrerá uma pequena explosão.
- Coloque em três tubos de ensaio 1 mL de solução 6N de H 2
SO
4
, 2 mL de água destilada e agite.
- A um dos tubos adicione uma pequena quantidade de Mg, ao outro tubo adicione uma pequena quantidade de Fe e ao
outro uma pequena quantidade de Al.
- Observe a evolução de H 2
nos dois tubos e a diferença de reatividade entre os quatro metais (Zn, Mg, Fe, Al).
- Equacione todas as reações que ocorrem.
b) Obtenção de Hidrogênio através da reação entre metais e bases
- Coloque em um tubo de ensaio 1 mL de solução 6N de NaOH e 2 mL de água destilada e agite.
- Acrescente um pequeno pedaço de alumínio em fio.
- Observe a evolução de H 2
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C.
SIMÕES
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072 - 970, Brasil
Área:
Quìmica Inorgânica
Cursos:
Química Licenciatura
Química Bacharelado
Química Tecnológica e Industrial
Número:
Disciplinas (códigos):
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
1 – ASSUNTO
Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO
Grupo 1: Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio
2 – INTRODUÇÃO
2.1. Introdução
O Grupo 1 contém os elementos lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr), chamados de
metais alcalinos. As configurações eletrônicas dos metais alcalinos proporcionam uma maneira sistemática de
compreender as propriedades químicas destes elementos, assim como as tendências observadas nos compostos deste
grupo. A configuração eletrônica dos átomos de metais alcalinos, no estado fundamental, consiste de uma estrutura interna
de gás nobre (“caroço” de gás nobre) com apenas um elétron de valência em um orbital s. Os primeiros potenciais de
ionização destes elementos são os mais baixos da tabela periódica, indicando uma relativa facilidade para a remoção do
elétron de valência. Porém, o segundo potencial de ionização de cada átomo – envolvido na retirada de um elétron do
caroço de gás nobre – é sempre muito maior que o respectivo primeiro potencial de ionização, como esperado. Assim, os
metais alcalinos facilmente formam cátions monovalentes segundo a semi- reação de oxidação:
−
Por este motivo, os metais alcalinos são fortes agentes redutores.
Com o aumento do número atômico, que envolve a entrada de elétrons em níveis de energia cada vez mais elevados,
verifica-se um regular e notável aumento dos raios atômicos, e neste mesmo sentido diminui o potencial de ionização e,
assim aumenta a capacidade redutora.
Os metais alcalinos são guardados em querosene, uma vez que ao ar oxidam-se rapidamente. Reagem, também,
rapidamente com água e ácidos, segundo as equações:
2
2
2
2.2. Propriedades dos Metais Alcalinos
Os metais alcalinos, quando recentemente cortados, apresentam brilho metálico. Todos esses metais são extremamente
moles, e sua dureza diminui com o aumento do número atômico do metal. São bons condutores de calor e de eletricidade
e possuem retículo cristalino cúbico de corpo centrado. Propriedades como baixa dureza, condutividade elétrica e
térmica,ru e brilho podem ser explicadas pela grande mobilidade eletrônica que apresentam esses metais.
Os metais alcalinos são os mais reativos dentre todos os metais conhecidos. Praticamente qualquer agente oxidante – por
mais fraco que seja – pode ser reduzido pelos metais alcalinos. Quantitativamente, a capacidade redutora deles pode ser
medida pelo potencial de oxidação, pelo menos em solução aquosa (o potencial de oxidação de uma substância mede a
sua tendência a perder elétrons, ou seja, a sua tendência a se comportar como agente redutor). O potencial padrão de
oxidação dos metais alcalinos é característico da reação:
−
2.3. Ocorrência e Preparação
Os metais alcalinos são encontrados na natureza somente na forma de cátions monovalentes. Os mais abundantes são o
sódio e o potássio. Como todos os seus isótopos são radiativos, o frâncio existe apenas em quantidades muitíssimo
pequenas e, por isso, não pôde ser devidamente estudado.
A obtenção dos metais alcalinos é feita a partir dos íons positivos por redução. Métodos puramente químicos são
dificilmente utilizados, visto que requerem um agente redutor mais forte que os metais alcalinos.
2.4. Compostos
Os óxidos simples M 2
O não são facilmente formados. Na reação direta com o oxigênio somente o lítio forma óxido
(Li 2 O), mas com um pequeno teor de peróxido (Li 2 O 2 ). O sódio forma o peróxido (Na 2 O 2 ) com algo de superóxido
(NaO 2
) e o potássio, o rubídio e o césio formam os superóxidos KO 2
, RbO 2
e CsO 2
. Estas diferenças na estabilidade de
óxidos, peróxidos e superóxidos estão relacionadas aos tamanhos relativos de cátions e ânions.
Os peróxidos dos metais alcalinos, assim como os demais peróxidos metálicos, reagem com água formando os
respectivos hidróxidos e peróxido de hidrogênio. Por exemplo, a reação entre peróxido de sódio e água é a seguinte:
2
2
2
2
2
Entretanto, o peróxido de hidrogênio (H 2
O
2
) é desestabilizado e sofre desproporcionamento (auto-oxirredução) em H 2
O
e O 2
2
2
2
2
Para se obter óxidos simples dos metais alcalinos, realiza-se uma redução de seus peróxidos pela ação de um excesso de
metal, segundo a equação:
2
2
2
Os óxidos de metais alcalinos são substâncias sólidas muito higroscópicas capazes de se combinar facilmente com a água
formando hidróxidos. Os hidróxidos são, também, substâncias sólidas, muito solúveis em água. As soluções aquosas dos
hidróxidos são pronunciadamente básicas devido à dissociação:
−
Os sais dos metais alcalinos são, com raras exceções, solúveis e pertencem ao grupo dos eletrólitos fortes. Os íons
alcalinos não participam de reações de hidrólise nem formam íons complexos em grau apreciável; porém, os ânions a eles
associados, se forem derivados de ácidos fracos, sofrem hidrólise em solução aquosa e por isso as suas soluções
apresentam pH básico (pH > 7 a 25°C). Por exemplo, o acetato de sódio dissolve-se em água segundo a equação:
3
3
−
Como o íon acetato deriva de um ácido fraco (o ácido acético), ele é uma base (no sentido de Brönsted-Lowry) e reage
com á água capturando um próton:
3
−
2
3
−
2.5. Espectros
A absorção de energia pelos elétrons nos átomos leva à promoção dos mesmos para níveis de maior energia. O retorno
desses elétrons para níveis energéticos mais baixos é seguido da liberação do excesso de energia para o ambiente. Sendo
a energia emitida na forma de radiação eletromagnética (luz), esta será composta de vários comprimentos de onda. A
energia emitida E relaciona-se ao comprimento de onda da radiação λ pela fórmula
em que c é a velocidade da luz ( c = 3 x 10
8
m / s ) e h é a constante de Planck ( h = 6,626 x 10
J·s ). Cada comprimento
de onda emitido corresponde a um salto energético do elétron no átomo. A distribuição dos comprimentos de onda
emitidos é o espectro de emissão do átomo em questão, espectro o qual é característico de cada tipo de átomo. Por este
motivo, os sais voláteis dos metais alcalinos dão à chama do bico de Bünsen colorações características, de acordo com a
tabela abaixo.
Metal alcalino Coloração da chama
Li Carmin
Na Amarela
K Violeta
Rb Violeta-avermelhado
Cs Azul
Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico
( ) Inorgânico
Tratamento dos Resíduos da aula
É tratável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
É reutilizável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
Condições para
acondicionamento
(recipiente e local)
Classificação para
disposição final
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)-
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado
( ) Solvente orgânico não halogenado
8 – REFERÊNCIAS
- COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.
- SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.
- HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.
- MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.
- JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.
- BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed.,
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C.
SIMÕES
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072 - 970, Brasil
Área:
Quìmica Inorgânica
Cursos:
Química Licenciatura
Química Bacharelado
Química Tecnológica e Industrial
Número:
Disciplinas (códigos):
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
1 – ASSUNTO
Química descritiva dos grupos do bloco s da Tabela Periódica
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO
Grupo 2: Berílio, Magnésio, Cálcio, Estrôncio, Bário e Rádio
2 – INTRODUÇÃO
3 .1. Introdução
O Grupo 2 da tabela periódica compreende o berílio (Be), o magnésio (Mg), o cálcio (Ca), o estrôncio (Sr), o bário (Ba)
e o rádio (Ra). A configuração eletrônica dos chamados metais alcalino-terrosos em seu estado fundamental consiste em
uma estrutura de gás nobre com dois elétrons no orbital s seguinte. Os metais alcalino-terrosos se assemelham aos metais
alcalinos em muitas de suas propriedades. Não obstante, existem muitas diferenças entre os dois grupos devido ao distinto
número de elétrons de valência de cada um.
Os átomos dos elementos do Grupo 2 são menores que os átomos do metais alcalinos vizinhos em virtude do incremento
da carga nuclear. Em conseqüência disso, os elementos do Grupo 2 são mais densos, possuem potenciais de ionização
maiores, apresentam pontos de fusão e de ebulição mais elevados e são mais duros.
Os dois elétrons de valência dos átomos dos elementos do Grupo 2 são facilmente perdidos por ação de agentes oxidantes.
O processo desenvolve-se de acordo com a equação química geral:
2 +
−
A atividade redutora aumenta à medida que cresce o número atômico. Como conseqüência, o estrôncio e o bário devem
ser conservados em querozene, ou, como o rádio, em tubos de vidro soldados, enquanto que os outros metais deste grupo
(Be, Mg e Ca), por serem redutores mais fracos, podem ser guardados simplesmente em frascos fechados.
3.2. Propriedades dos Metais Alcalino-Terrosos
As propriedades metálicas dos metais alcalino-terrosos como, por exemplo, as condutividades térmica e elétrica, são
menos acentuadas que as dos respectivos metais alcalinos vizinhos. Este fato deve-se a uma maior interação entre os
elétrons de valência e o núcleo atômico dos átomos dos elementos do Grupo 2. Logo, a mobilidade eletrônica é menor.
O berílio e o magnésio possuem retículo cristalino do tipo hexagonal compacto; o cálcio e o estrôncio, cúbico de face
centrada; e o bário, cúbico de corpo centrado.
A capacidade redutora é menos pronunciada em comparação à dos elementos do Grupo 1. Isto se deve ao fato de os
metais alcalino-terrosos apresentarem maior carga nuclear e conseqüentemente menor raio que os metais alcalinos. Na
série eletroquímica, todos estes metais estão acima do hidrogênio.
3.3. Compostos e Espectros
Os metais alcalino-terrosos, quando aquecidos ao ar ou em atmosfera de oxigênio, queimam com chama brilhante
formando os seus respectivos óxidos:
2
Na prática, os óxidos destes metais são obtidos por decomposição térmica do carbonatos (Mg e Ca) ou nitratos (Sr e Ba)
de acordo com as seguintes reações:
3
∆
2
3
2
∆
2
2
Os metais alcalino-terrosos são facilmente oxidados em soluções ácidas, por exemplo:
Garra
Reagentes
Fita de Mg
Fenolftaleína
Mármore (CaCO 3
Ca(OH) 2
(aq)
HCl (6N)
CaCO 3
(s)
Sabão
CaCl 2
(s)
Na 2
CO
3
(0,2M)
5 – PROCEDIMENTOS
a) Formação de Óxido e de Hidróxido de Magnésio
- Aqueça, com o auxílio de uma pinça metálica, um pedaço pequeno de magnésio metálico em fita (Importante: a luz
emitida na combustão do magnésio é rica em radiação fotoquimicamente ativa. Por isso, não fixe o olhar na luz que se
desprende). O que se forma nesta reação?
- Coloque o resíduo da reação em um tubo de ensaio contendo 3 mL de água destilada. Agite e goteje o indicador
fenolftaleína.
- Explique as suas observações e escreva as reações envolvidas.
b) Formação de Óxido e de Hidróxido de Cálcio
- Aqueça em um cadinho uma porção de mármore (contém CaCO 3
) em pó.
- Após 5 minutos de aquecimento direto deixe o cadinho esfriar e teste a formação de óxido de cálcio – cal virgem –
pela adição de água ao cadinho e posterior gotejamento de indicador fenolftaleína.
- Anote as observações feitas e escreva as equações das reações envolvidas.
c) Geração de CO 2
e Formação de CaHCO 3
- O dióxido de carbono (CO 2
) pode ser preparado pela reação de um ácido forte com um carbonato. O carbonato de cálcio,
que ocorre abundantemente na natureza, é comumente usado.
- Prepare um tubo de ensaio com 4 mL de água de cal, Ca(OH) 2
(aq).
- Use a aprelhagem (gerador de CO 2
) segundo o esquema a seguir:
- Coloque 25 g de mármore e 10 mL de água no Kitasato (1). Adicione 25 mL de HCl 6N no funil de separação (2). Abra
a torneira até conseguir o fluxo desejado de CO 2
(você deverá observar as bolhas de CO 2
sobre o mármore).
formado no tubo de ensaio preparado previamente. Forma-se um precipitado que se dissolve em excesso
de CO 2
- Escreva as equações das reações envolvidas.
d) Dureza da Água
d-1) - Dureza temporária.
Coloque 1 g de carbonato de cálcio em um erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada. Soprando com um canudo,
borbulhe CO 2
no erlenmeyer durante 5 minutos. Filtre.
- Escreva a equação química da reação que ocorre.
- Retire 40 mL do filtrado para um erlenmeyer (I) e 40 mL para outro erlenmeyer (II) (Numere os erlenmeyers).
- Aqueça o conteúdo do erlenmeyer I até a fervura e filtre. Escreva o que se observa e a reação que ocorre.
- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II e agite vigorosamente. Explique
o que se observa e escreva a reação química que o corre entre bicarbonato de cálcio e sabão (pesquise!).
d-2) - Dureza permanente. Coloque 1 g de cloreto de cálcio em 100 mL de água destilada.
Agite até a completa dissolução.
- Retire 20 mL desta solução para um erlenmeyer (I) e 20 mL para outro (II). Acrescente 10 mL de carbonato de sódio
0,2M ao erlenmeyer I sob agitação.
- O que se observa? Equacione a reação química que ocorre.
- Filtre o conteúdo do erlenmeyer I.
- Coloque um pequeno pedaço de sabão no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II e agite vigorosamente. Explique
o que se observa e escreva a reação química que o corre entre cloreto de cálcio e sabão (pesquise!).
7 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional)
Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos.
De que maneira se pode separar o precipitado de carbonato de cálcio (CaCO 3
) do bicarbonato (Ca(HCO 3
2
formado na solução do experimento c?
- Quais os equilíbrios que ocorrem ao se dissolver CO 2
em água? Equacione
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS
QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO
Experimento:
Data: Prof.(ª) responsável:
Identificação dos Resíduos
Espécies presentes:
Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico
( ) Inorgânico
Tratamento dos Resíduos da aula
É tratável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
É reutilizável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
Condições para
acondicionamento
(recipiente e local)
Classificação para
disposição final
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)-
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado
( ) Solvente orgânico não halogenado
8 – REFERÊNCIAS
- COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.
- SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.
- HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.
- MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.
- JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.
- BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed.,
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc.
Por este motivo, o bórax é empregado como álcali para titular ácidos.
A semi-reação Al → Al
3 +
+ 3 e
−
apresenta um potencial padrão de 1,67 V. O alumínio se oxida na presença dos íons
H
da água, mas a reação cessa rapidamente devido à formação de uma fina camada de óxido sobre o metal, impedindo
a continuidade da reação. A reação entre alumínio e ácido é a seguinte:
e a sua reação com água é:
Uma vez que o alumínio apresenta anfoterismo, reage também com soluções alcalinas formando o ânion aluminato e
desprendendo hidrogênio:
Em soluções alcalinas o hidróxido de alumínio converte-se em hidroxialuminato, um íon complexo de fórmula [Al(OH) 4
]
Por exemplo, a adição de NaOH sobre um precipitado de Al(OH) 3
causa a dissolução do hidróxido de alumínio na forma
de hidroxialuminato de sódio, Na[Al(OH) 4
]:
Entre os sais solúveis de alumínio, encontram aplicação o sulfato, o cloreto, o nitrato e o sulfato duplo de alumínio e
potássio (alúmem de potássio, KAl(SO 4
2
∙12H
2
O). Já que o Al
3+
provém de base fraca, esses sais hidrolizam-se em
soluções aquosas (hidrólise de cátion) produzindo H
Alguns dos sais de alumínio hidrolisam-se completamente (hidrólise de cátion e de ânion) em soluções aquosas. Por
exemplo, o sulfeto de alumínio:
Portanto, esses sais não podem ser obtidos em soluções aquosas.
3 – OBJETIVO(S)
✓ Observar a reatividade dos compostos formados por elementos desse grupo
✓ Verificar as propriedades anfóteras do alumínio
✓ Observar as reações de hídrolise do tetraborato de sódio e de sais de alumínio
✓ Avaliar as reações do alumínio em meio ácido e básico
4 – MATERIAIS E REAGENTES
Materiais
Béquer
Bastão de vidro
Papel tornassol
Papel Alumínio
Tubos de ensaio
Papel de filtro
Espátula
Reagentes
Bórax anidro (tetraborato de sódio)
Solução 1 N de Nitrato de mercúrio (Hg(NO 3
2
Solução 6N de HCl
Solução 6N de NaOH
5 – PROCEDIMENTOS
a) Hidrólise do Tetraborato de Sódio
Coloque em um béquer 2 g de bórax anidro (tetraborato de sódio) e 20 mL de água destilada. Com um bastão de vidro,
agite a solução até a completa dissolução do bórax (se necessário, aqueça o béquer suavemente).
Teste o caráter ácido-base da solução com papel tornassol e explique o resultado obtido através de reações químicas.
b) Reatividade do Alumínio à Água e ao Ar
b-1) Remova a camada oxidada de um fio ou um pedaço de alumínio com o auxílio de uma lixa. Dobre o alumínio e
introduza o pedaço em um béquer com água. Ocorre desprendimento de hidrogênio?
b-2) Mergulhe, durante dois minutos, o pedaço de alumínio usado anteriormente e novamente lixado em uma solução 1N
3 4
Al(OH) ( s ) + NaOH( aq ) → Na Al(OH) ( aq ).
de Hg(NO 3
2
(nitrato de mercúrio). Em seguida, limpe o alumínio com um pedaço de papel de filtro e introduza-o
novamente no béquer com água. Observe o desprendimento de hidrogênio e, em seguida, exponha o alumínio ao ar.
Verifique a oxidação da superfície do metal. Escreva os equações das reações envolvidas e explique qual é a finalidade
de se mergulhar o alumínio na solução de nitrato de mercúrio.
c) Reação do Alumínio com Ácidos e com Bases
c-1) Em dois tubos de ensaio coloque 2 mL de solução 6N de HCl. Em seguida e ao mesmo tempo adicione a um dos
tubos um pedaço de alumínio previamente lixado (bem lixado!) e ao outro tubo um pedaço de alumínio com a superfície
apassivada (não lixe!). O que você observa?
c-2) Ponha um pedaço de alumínio previamente lixado em um béquer contendo solução de NaOH 6N. Verifique o que
ocorre e escreva a equação da reação.
d) Caráter Anfótero do Hidróxido de Alumínio
Em dois tubos de ensaio distintos, obtenha o hidróxido de alumínio através da reação entre 1 mL das soluções 1N de
AlCl 3
(cloreto de alumínio) e 1N de NH 4
OH (hidróxido de amônio).
- A um dos tubos adicione, aos poucos, solução de HCl e, ao outro, solução de NaOH.
- O precipitado reage com o ácido? E com a base? Escreva as equações das reações envolvidas.
e) Hidrólise de Sais de Alumínio
Coloque sobre uma placa de amianto 0,5 g de alumínio metálico em pó misturados com 1 g de enxofre. Forme um
montinho com a mistura e introduza na mesma uma fita de magnésio. Em seguida, leve o conjunto para a capela. Na
capela, acenda a fita de magnésio com um fósforo. Após a reação deixe e esfriar o produto e, em seguida, transfira-o para
um béquer pequeno ao qual são adicionados 3 mL de água deionizada. Sinta o odor do gás que se desprende do béquer.
O odor é carcterístico de qual composto? Escreva a equação da reação de formação do sulfeto de alumínio e de sua
hidrólise.
6 – DISCUSSÃO/QUESTIONÁRIO (opcional)
Represente as reações químicas ocorridas nos experimentos a, b, c, d e e.
O que é uma substância anfótera?
Qual o princípio fundamental de uma reação de hidrólise?
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS
QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO
Experimento:
Data: Prof.(ª) responsável:
Identificação dos Resíduos
Espécies presentes:
Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico
( ) Inorgânico
Tratamento dos Resíduos da aula
É tratável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
É reutilizável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
Condições para
acondicionamento
(recipiente e local)
Classificação para
disposição final
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)-
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado
( ) Solvente orgânico não halogenado
8 – REFERÊNCIAS
- COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.
- SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.
- HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.
- MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C.
SIMÕES
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072 - 970, Brasil
Área:
Química Inorgânica
Cursos:
Química Licenciatura
Química Bacharelado
Química Tecnológica e Industrial
Número:
Disciplinas (códigos):
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
1 – ASSUNTO
Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO
Grupo 14: Carbono, Silício, Germânio, Estanho e Chumbo
2 – INTRODUÇÃO
Pertencem ao grupo periódico 14 o carbono (C), o silício (Si), o germânio (Ge), o estanho (Sn) e o chumbo (Pb). O carbono
e o silício são elementos tipicamente não-metálicos; o membro seguinte da família, o germânio, apresenta comportamento
mais metálico do que não-metálico; finalmente o estanho e o chumbo são tipicamente metálicos em suas propriedades
físicas. Os átomos dos elementos do grupo 14 têm quatro elétrons em sua camada de valência. Apresentam propriedades
redutoras nas reações com oxidantes e propriedades oxidantes nas reações com agentes redutores. À temperatura normal,
o oxigênio não reage com carbono ou com o silício. Porém, à temperaturas elevadas, ocorre uma oxidação relativamente
energética dos elementos, com formação de óxidos de fórmula EO 2
e EO (E = C ou Si). Submetido ao aquecimento com
ácido nítrico ou com ácido sulfúrico concentrado, o carbono se oxida formando dióxido de carbono (CO 2
, gás carbônico).
Os ácidos, exceto o fluorídrico (HF), não têm qualquer efeito sobre o silício. Em presença de bases o silício desloca o
hidrogênio da água formando silicato:
Os compostos de carbono com metais denominam-se carbetos (por exemplo, o carbeto de cálcio, CaC 2
) e os de silício,
silicetos (por exemplo, o siliceto de magnésio, Mg 2
Si). Alguns destes compostos são obtidos por síntese direta:
Os carbetos e silicetos dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de alumínio são decompostos facilmente pela água
(hidrólise) e pelos ácidos, formando compostos hidrogenados gasosos:
Os compostos hidrogenados mais simples, nos quais o número de átomos de hidrogênio corresponde à valência máxima
dos elementos do grupo 14, têm a fórmula geral EH 4
. Estes compostos têm seus átomos unidos por fortes ligações
covalentes e se apresentam na forma gasosa. São compostos apolares e não apresentam propriedade redutora. A combustão
do metano se processa segundo a equação química:
Os compostos hidrogenados de silício – os silanos SiH 4
, Si 2
H
6
e outros – são auto- inflamáveis ao ar. O dióxido de carbono
(CO
2
) é obtido por combustão do carbono ou de matéria orgânica, ou pela decomposição de carbonatos por aquecimento
ou pelo ataque de ácidos. Em condições normais, 1,7 volumes de CO 2
se dissolvem em 1 volume de água. O ácido
carbônico (H 2
CO
3
) que se forma é um ácido fraco e solução resultante é um sistema em equlíbrio:
Ao aquecimento da solução, o equilíbrio se desloca no sentido do desprendimento do CO 2
. Entre os ácidos silícicos convém
destacar os seguintes: o metasilícico (H 2
SiO 3
) e o ortosilícico (H 4
SiO 4
), os quais são obtidos, em forma gelatinosa, nas
reações de dupla-troca dos sais de ácido silícicos com ácidos minerais. O ácido carbônico forma duas séries de sais: os
carbonatos (contendo o ânion CO 3
2 -
) e os hidrogenocarbonatos (contendo o ânion HCO 3
, mais conhecidos como
bicarbonatos). Os carbonatos dos metais alcalinos (exceto do lítio) e de amônio são solúveis em água. Os sais dos ácidos
silícicos são denominados silicatos e somente os silicatos de metais alcalinos e de amônio são solúveis em água. Os sais
solúveis do ácido carbônico e dos ácidos silícicos – todos ácidos fracos – se hidrolisam conferindo pH alcalino às suas
soluções. Exemplos: NaHCO 3
(aq), K 2
CO
3
(aq) e Na 2
SiO 3(aq)
. Os elementos germânio, estanho e chumbo apresentam caráter
químico análogo ao carbono e ao silício e número de oxidação +2 e +4 em seus compostos. A existência de números de
oxidação que difere em duas unidades é devido ao efeito do par inerte. À temperatura ambiente, a água praticamente não
ataca o estanho e o chumbo devido à formação, na superfície dos metais, de uma camada protetora de óxido que impede o
desenvolvimento da reação. Este fenômeno é chamado de apassivação do metal e a camada protetora é chamada de camada
de passivação.
O ácido clorídrico age sobre o estanho e o chumbo convertendo-os em íons com carga +2:
A reação com chumbo somente tem continuidade com aquecimento devido ao fato de que o cloreto de chumbo formado
ser pouco solúvel em água fria. Os hidróxidos Sn(OH) 2
e Pb(OH) 2
são obtidos pala reação de dupla-troca entre um sal e
uma base. São pouco solúveis em água, porém dissolvem-se em ácidos: o Pb(OH) 2
reage com HNO 3
, H
2
SO
4
e HCl
formando, respectivamente, Pb(NO 3
2
, solúvel, PbSO 4
e PbCl 2
, ambos insolúveis. Em meio básico, são formados estanatos
([Sn(OH)]
2 -
) e plumbatos ([Pb(OH)] 2
), solúveis. Os hidróxidos de germânio, estanho e chumbo, quando tetravalentes,
apresentam também propriedades anfóteras. Dois ácidos se formam quando o óxido de estanho(IV) reage com a água: o
ácido metaestânico (H 2
SnO 3
) e o ácido ortoestânico (H4SnO4); reações análogas ocorrem com o óxido de chumbo (IV).
O carvão ativado é um material que possui a capacidade de adsorver seletivamente gases, líquidos ou impurezas no interior
dos seus poros, e dessa forma exibe poder de clarificação, desodorização e purificação. É utilizado amplamente em diversos
setores das indústrias química, alimentícia e farmacêutica, da medicina e em sistemas de filtragem, bem como no
tratamento de efluentes e gases tóxicos. Essa propriedade se dar dentre outros fatores a alta área superficial.
Fonte: https://tratamentodeagua.com.br/artigo/ultrassom-residuo-biossorvente-paracetamol/
3 – OBJETIVO(S)
✓ Verificar a Capacidade de Adsorção do Carvão Ativado.
✓ Avaliar as Propriedades Redutoras do Carbono
✓ Obter Silício Metálico
✓ Realizar Reações De Hidrólise Do Silicato e do Carbonato de Sódio
✓ Veriicar Algumas Reações Com os Hidróxidos de Estanho e de Chumbo
4 – MATERIAIS E REAGENTES
Materiais
Tubo de Ensaio
Almofariz e pistilo
Suporte Universal
Pinças
Bico de Bunsen
Papel filtro
Funil de vidro para filtração
Espátula
Proveta
Papel indicador de pH
Papel tornassol
Reagentes
Carvão Ativo
Azul de Metileno
Óxido de Cobre
Fita de magnésio
Carbonato de sódio
Silicato de sódio
cloreto de Estanho
Nitrato de Chumbo
Hidróxido de Amônio
Ácido Nítrico
Ácido Sulfúrico
Ácído Clorídrico
7 – GERENCIAMENTO DE RESÍDUOS
QUADRO DE RESÍDUOS DO EXPERIMENTO
Experimento:
Data: Prof.(ª) responsável:
Identificação dos Resíduos
Espécies presentes:
Estado físico: Quantidade (m ou V): ( ) Orgânico
( ) Inorgânico
Tratamento dos Resíduos da aula
É tratável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
É reutilizável?
( ) SIM ( ) NÃO
Se SIM, como?
Condições para
acondicionamento
(recipiente e local)
Classificação para
disposição final
( ) Matéria-prima p/ reciclagem ( ) Solvente orgânico passível
de purificação ( ) Sólido ( ) Elemento(s)-
traço: ( ) Solvente orgânico halogenado
( ) Solvente orgânico não halogenado
8 – REFERÊNCIAS
- COTTON, F. A. E WILKINSON, G., Advanced Inorganic Chemistry, Ed. 6ª, Interscience, 2006.
- SHRIVER, D. F., ATKINS P. W., Química Inorgânica, Porto Alegre: Editora Bookman, 4º Ed., 2008.
- HOUSECROFT, C.E., SHARPE, A.G., Inorganic Chemistry, Prentice Hall, 4 Ed. 2012.
- MIESSLER, G. L., FISCHER, P. J., TARR, D. A., Química Inorgânica. 5ª Edição. Pearson, 2014.
- JONES, C.J. A Química dos Elementos dos Blocos D E F. Porto Alegre, Artmed, 2002.
- BROWN, T.L., LEMAY, H.E., BURSTEN, B.E., BURDGE, J.R. Química: A Ciência Central, 9ª Ed.,
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005.
•Artigos de Revistas Científicas: Inorg. Chem. Acta; J. Chem. Ed.; Inorg.Chem.; Química Nova, etc.
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – CAMPUS A.C.
SIMÕES
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA
Av. Lourival de Melo Mota, s/n, Maceió – AL, 57072 - 970, Brasil
Área:
Química Inorgânica
Cursos:
Química Licenciatura
Química Bacharelado
Química Tecnológica e Industrial
Número:
Disciplinas (códigos):
QUIB022 - QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
QUIL102 - SABERES E PRÁTICAS EM QUÍMICA INORGÂNICA
QUIT028 - LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
1 – ASSUNTO
Química descritiva dos grupos do bloco p da Tabela Periódica
2 – TÍTULO DO EXPERIMENTO
Grupo 15: Nitrogênio, Fósforo, Arsênio, Antimônio e Bismuto
2 – INTRODUÇÃO
O grupo periódico 15 compreende o nitrogênio (N), o fósforo (P), o arsênio (As), o antimônio (Sb) e o bismuto (Bi). Os
átomos desses elementos apresentam configuração eletrônica externa do tipo n s
2
n p
3
. Entre os elementos do grupo 15
observa-se uma gradação regular, que vai de um verdadeiro não-metal, o nitrogênio até um metal quase típico, o bismuto.
Assim, os elementos mais leves, nitrogênio e fósforo, são não metais típicos, formando óxidos ácidos. Os elementos
intermediários, arsênio e antimônio, são semi-metais, formando óxidos anfóteros. Já o bismuto apresenta características
metálicas, formando óxidos básicos.
O nitrogênio, com configuração 1 s
2
2 s
2
2 p
3
, é apenas trivalente em seus compostos, pois o orbital vazio, 3s, é
demasiadamente energético para que ocorra a promoção de um dos elétrons da camada L. Os demais elementos do grupo,
entretanto, podem assumir estado pentavalente pela promoção de um dos seus elétrons de valência para um orbital d de
relativamente baixa energia.
O gás nitrogênio (N 2
) é incolor, inodoro e insípido, mais leve que o ar e pouquíssimo solúvel em água. Suas moléculas
são diatômicas e a presença de três pares eletrônicos de ligação entre os átomos de nitrogênio faz com que o nitrogênio
seja, até certo ponto, inerte à temperatura ambiente. A atividade química do nitrogênio aumenta, entretanto, com a
elevação da temperatura, a ponto de se combinar com muitos metais formando nitretos (por exemplo, o nitreto de
magnésio, Mg 3
N
2
O gás nitrogênio pode ser obtido em laboratório pelo aquecimento de uma solução contendo cátion amônio ( NH 3
) e ânion
nitrito ( NO 2
4
2
−
2
2
Os compostos hidrogenados mais simples da família do nitrogênio apresentam fórmula geral EH 3
(por exemplo, a amônia,
NH
3
) e possuem uma polaridade pequena, que diminui do NH 3
até o BiH 3
. Eles são pouco solúveis em água com exceção
da amônia: um volume de água dissolve 702 volumes do gás NH 3
a 20°C. A amônia é obtida na indústria
preferencialmente por síntese:
2
2
3
(𝑔) Δ H = - 22,1 kcal / mol
No laboratório, a amônia é obtida por decomposição dos seus sais quando aquecidos junto com bases, como por exemplo:
4
3
2
Durante a dissolução do NH 3
em água, ele reage como base de Brønsted segundo a equação:
3
2
4
−
A solução aquosa de amônia comporta-se como uma solução de base fraca contendo, supostamente, NH4OH, que é
conhecido por hidróxido de amônio. Quando neutralizada com ácidos, formam-se sais ditos de amônio. Estes sais são
todos voláteis e, se submetidos ao aquecimento, sofrem decomposição térmica. Por exemplo:
a) 𝑁𝐻
4
3
b)
4
2
4
3
c) 𝑁𝐻
4
2
2
2
A formação da amônia como produto de uma reação de decomposição de um sal está intimamente relacionada às
características não oxidantes do ânion associado ao cátion amônio no sal.
O fósforo existe na forma de moléculas P 4
, nas quais cada átomo de fósforo se encontra unido aos demais por meio de
