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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 1
CICLO DE REAÇÕES DO COBREPese 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.Ü Por que não foi usado HCl para dissolver o cobre metálico?Ü Observe a cor do gás desprendido durante a reação. Qual é este gás?Ü Equacione a reação.
Adicione 3 mL de NaOH 3 mol.L-1, com agitação constante.Ü Equacione a reação.
Aqueça a solução resultante até a completa precipitação.Ü Equacione a reação.
Centrifugue a solução. Retire o líquido sobrenadante e adicione cerca de 2 mL deágua destilada quente. Centrifugue novamente.Ü Qual a finalidade desta etapa?
Neutralize a solução sobrenadante do item 3 com HCl diluído,(utilizando fenolftaleína como indicador) e descarte na pia.
Adicione 1,5 mL de H2SO4 6 mol.L-1 com agitação constante ao precipitado.Ü Equacione a reação.
NA CAPELA, adicione, de uma só vez, 150 mg de zinco metálico em pó. Agite atéque o líquido sobrenadante fique incolor. Quando a reação acabar, centrifugue a soluçãoe guarde o líquido sobrenadante.Ü Equacione a reação.
Ainda na CAPELA, adicione 1,5 mL de HCl 3 mol.L-1. Quando a evolução do gás setornar lenta, remova para a bancada e aqueça brandamente, sem ferver, por cerca de 5minutos.Ü Qual a finalidade desta etapa?Ü Equacione a reação.
Quando mais nenhum desprendimento de gás puder ser detectado visualmente,decante o líquido sobrenadante.
Junte os dois líquidos provenientes da decantação e descarte-o em frascoadequado fornecido pelo laboratório.
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 2
Lave o precipitado da seguinte forma (usando os frascos lavadores que seencontram no balcão lateral):
a. duas vezes com água destiladab. uma vez com etanolc. uma vez com acetona
Ü 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.
Ü 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
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 3
REATIVIDADE DE METAISQUESTÕES 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
CobreFerro
AlumínioZinco
Magnésio4. Coloque os metais em ordem crescente de reatividade5. 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 estecomposto.
11. Complete as reações propostas abaixo, apresentando as condições experimentaisideais para que se realizem e as principais características do(s) óxido(s) formados:
(a) Mg + O2 → (d) Fe + O2 →(b) Na + O2 → (e) Al + O2 →(c) Li + O2 → (f) Pt + O2 →
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AULA PRÁTICA:
1. REAÇÕES DE DESLOCAMENTOColoque 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 CuSO4CobreFerro
AlumínioZinco
MagnésioResponda:Ü Coloque os metais (Cu, Zn, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg e Al) em ordem crescente de reatividade,conforme os resultados apresentados na tabela acima:Ü Justifique as inversões de posição na série obtida em relação à série teórica:Ü Por que o alumínio apresentou comportamento totalmente diferente do esperado porsua posição na série de reatividade?
Descarte os resíduos nos frascos A, B, C e D fornecidos pelolaboratório, seguindo a ordem indicada:A) rejeitos de mercúrioB) resíduos de prataC) resíduos de alumínioD) resíduos de zincoE) demais soluções (cobre, ferro, magnésio e níquel)
2. REATIVIDADE DO ALUMÍNIO EM RELAÇÃO A ÁCIDOS E BASES: (caráteranfótero)
Coloque aproximadamente 0,01 g de Al em pó em 4 tubos de ensaio e acrescente 1mL dos reagentes conforme o quadro abaixo. Caso a reação não ocorra imediatamente,aqueça, lentamente, por uns 2 minutos.Ü Complete o quadro com a reação, quando houver, e com observações:
REAGENTE REAÇÃO OBSERVAÇÕESHCl 0,1 mol.L-1HNO3 concentradoHNO3 0,1 mol.L-1NaOH 0,5 mol.L-1
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 5
Filtre todas as soluções em funil fornecido pelo laboratório. Neutralize asolução e descarte na pia.
3. REATIVIDADE DO ALUMÍNIO AO AR: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 1ou 2 gotas de solução de HgCl2 sobre uma pequena chapa de Al. Espere alguns minutose lave bem a chapa. Seque, observe e anote. Mergulhe a chapa de alumínio em um tubode ensaio contendo HCl 0,1 mol.L -1. Observe e anote. Retire a chapa, seque-a e deixeexposta ao ar. Observe-a após alguns minutos.Ü O que acontece com a chapa de alumínio ao final da prática? Explique:Ü Porque o HgCl2 pode interromper a passivação do Alumínio?
As chapas de alumínio deverão ser lavadas, secadas e colocadas nofrasco 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 deuma fita de magnésio. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!Ü Qual a reação que ocorre?
b) Em um erlenmeyer de 250 mL, coloque 5 g de bicarbonato de sódio e 5 mL deácido clorídrico diluído. Cubra o frasco e espere cerca de 1min para o desenvolvimento dareação. Acenda um palito de fósforo em brasa e coloque-o na saída do frasco.Ü Como se constata a ausência de oxigênio?
Em seguida, acenda novamente um pedaço de cerca de 2 cm de uma fita demagnésio e coloque-a na saída superior do frasco. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!Ü Qual o gás gerado no erlenmeyer? Equacione.Ü Qual a reação do magnésio com este gás?Ü Como você classificaria o Mg em termos de reatividade?
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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.Ü Explique este fato e equacione a(s) reação(ões).
A seguir, coloque um pedaço pequeno de sódio metálico dentro de um cadinho deporcelana e aqueça na chama do bico de bunsen. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!Ü Equacione.
O sódio metálico reage vigorosamente com a água e por isso é guardado emsolventes orgânicos não clorados, como o querosene. Para não haver perigo de fogo, todoo material, bem como os restos de sódio, deve ser desativado pela reação com etanol.Ü Observe a reação com etanol e equacione-a.
Neutralize a solução etanólica de sódio e descarte-a na pia.
4.3 - Ferro: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.Ü Compare a coloração dos materiais resultantes. Explique.
Onde você descartaria este material?
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ESTUDO DO HIDROGÊNIOQUESTÕES 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: hidretossalinos 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:a) a estrutura da molécula de água com as explicações relativas ao desvio do
ângulo de ligação;b) explicação para o elevado ponto de ebulição;c) 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) CuSo4.5H2Ob) AlCl3.6 H2Oc) FeCl3.6 H2Od) 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 adureza permanente? e) O que ocorre à água dura quando adicionamos sabão (sal deácido graxo)? f) O que ocorreria se ao invés de sabão utilizarmos detergente?
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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:
ò Anote todas as observações (mudança de cor, solubilização, etc) realizadas. Teste o pHdo gás (ou vapor) que sai durante a decomposição dos sais com um papel tornassol azul.O que você conclui?Ü Apresente as reações completas para as desidratações destes sais.
Descarte os resíduos de Ni2+ e Cu2+ em frascos adequados fornecidospelo 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 águadestilada e adicione um pequeno pedaço de gelo seco. Observe o que acontece e filtre.Ü Equacione esta reação química.
Retire 10 mL do filtrado para um erlenmeyer (I) e 10 mL para outro (II). Aqueça atéa fervura o erlenmeyer I e filtre.Ü O que se observa? Qual a reação química que ocorreu?
Coloque algumas gotas de oxalato de amônio no filtrado do erlenmeyer I e noerlenmeyer II.Ü Explique o que se observa.
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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 paraoutro (II). Acrescente 2 mL de carbonato de sódio ao erlenmeyer (I) sob agitação.Ü O que se observa? Equacione a reação química que ocorre.
Filtre o conteúdo do erlenmeyer I e adicione algumas gotas de oxalato de amônioao filtrado e ao erlenmeyer II.Ü Explique o que se observa.
Descarte os resíduos das etapas 2a e 2b na pia.REUSE
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ESTUDO DOS HALOGÊNIOSQUESTÕES 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.
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AULA PRÁTICA:1.OBTENÇÃO DO GÁS CLORO:
Utilizaremos o processo de obtenção do Cloro gasoso através da reação do ácidoclorídrico concentrado com dióxido de manganês, chamado de Processo de Scheele.Procedimento: A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho naFigura 1.
MnO2(s)
HCL
NaOH
TrapGelo + salÁgua dat orneira
Águadeionizada( 1) ( 2) ( 3) ( 4)
Gelo
FIGURA 1: ESQUEMA PARA OBTENÇÃO DE CLORO GASOSOAdicionar, 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, nomínimo 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 hajadesprendimento contínuo e uniforme do gás cloro.Ü Qual a finalidade do frasco 1?IMPORTANTE: Cortar resolutamente a ligação de borracha no caso de retrocesso delíquido 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 passapara 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 dereação do cloro gasoso. Esta água deve ser guardada em frasco escuro, pois, caso
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contrário, em contato com a luz se decomporia por hidrólise, formando ácido clorídrico eoxigênio, de acordo com a reação: Cl2 + H2O →→→→ 2HCl + _O2O excesso de cloro deverá borbulhar em uma solução de NaOH, no frasco 4, para atotal neutralização.Ü Qual o produto formado neste frasco?
Quando a quantidade de Cl2 formada for apreciável suspenda o aquecimento. Apóscessar o borbulhamento, abra rapidamente o frasco 2 que contém o Cl2 gasoso eacrescente um pedaço muito pequeno de Na metálico recém cortado.Ü Observe a reação. Qual o produto formado?
O conteúdo do frasco 3 será utilizado em outra experiência. Osoutros resíduos deverão ser coletados e neutralizados.
2. REAÇÃO DE Na e I2Suspenda 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, imediatamentese formará uma nuvem branca. Logo após, o iodo começará a sublimar e seus vaporesdescerão para o tubo largo, que contém o sódio fundido e seu vapor. Uma chamaaparecerá na superfície do sódio e cristais de brancos de NaI cobrirão as paredes internasdo tubo grande.
Ao finalizar a reação, coloque 20 mL de álcool etílico no tubogrande para remover qualquer possibilidade de haver sódio nãoreagido. Neutralize o álcool e despreze a solução resultante.
Ü Por que o iodo sublima?Ü Por que o vapor de iodo desce para o tubo largo?Ü Por que a reação entre Na e I2 ocorre vigorosamente?Ü Compare a reatividade do Na com I2 e Cl2.Ü Por que o PF do NaI (651 °C) é superior ao Na e ao do I2?
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3. SOLUBILIDADE DOS HALOGÊNEOS:Os halogênios são em geral pouco solúveis em água, sendo mais solúveis em
solventes orgânicos.3.1. Solubilidade do Iodo em água:
O iodo é praticamente insolúvel em água. Sua solubilidade pode ser aumentadapela adição de iodeto de potássio. Coloque alguns cristais de iodo em um tubo de ensaio eacrescente 2 mL de água destilada. Agite. Observe. Acrescente alguns cristais de iodetode potássio e agite. Observe.Ü Por que a adição de KI à solução aquosa de I2 aumenta a solubilidade deste último?
Recolha o resíduo em frasco apropriado.
3.2. Solubilidade dos Halogêneos 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 umtubo de ensaio e acrescente a cada tubo 1 mL de clorofórmio. Agite e observe. Anote acoloração obtida na tabela a seguir:
cloro bromo Iodocoloração
Nesta etapa você está utilizando a água de cloro gerada no item 1(frasco 1). Descarte os resíduos em frascos apropriados no laboratório.
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4. REATIVIDADE DE HALOGÊNEOS: Reações de Deslocamentoa. 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 declorofórmio. Agite vigorosamente
b. Observe a coloração da fase orgânica e compare com as cores na tabelaanterior. Complete o quadro a seguir:
NaCl NaBr NaIcoloração Cl2reaçãocoloração Br2reaçãocoloração I2reação
Ü Coloque os halogênios em ordem crescente de poder oxidante.
Descarte os resíduos em frascos apropriados no laboratório.
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 15
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 HClconcentrado. Observe o gás que se desprende.
FIGURA 2: ESQUEMA PARA A OBTENÇÃO DE HCl GASOSOFaça 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 soluçãocontida em um erlenmeyer.
d. Comprove a purificação do NaCl, filtrando o precipitado formado e redissolvendo-o em água destilada. Teste as impurezas (Fe+3, Ca+2, Mg+2, SO4-2) na solução original ena solução obtida a partir do sal recristalizado.Ü Porque o NaCl precipita de forma cristalina pela adição de HCl à solução salinasaturada?
Descarte os resíduos em frascos apropriados:A)Resíduo de Ba2+: resíduo do teste de sulfatoB)Resíduo de Ag+: resíduo de AgClC)Resíduo de SCN-: resíduo de Fe(SCN)3
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 16
ESTUDO DO OXIGÊNIOQUESTÕES 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 principaiscaracterísticas 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.c) Relacione o caráter ácido, básico e anfótero dos óxidos de metais de transiçãocom a variação do estado de oxidação do metal.
7. Construa os diagramas de orbitais moleculares para:a) oxigênio molecular, O2b) íon superóxido, O2-c) íon peróxido, O22-
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AULA PRÁTICA:OBTENÇÃO DE O2 EM LABORATÓRIO
1. DECOMPOSIÇÃO DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIOMonte 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.Ü Qual a reação que ocorre?Ü 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 umbico de bunsen até eliminar a água. Espere esfriar e pese o tubo com a sílica. Adicione 1 gde KClO3 no tubo de ensaio, aqueça e pese novamente. Coloque na boca do tubo umpalito de fósforo em brasa. Observe o que acontece e explique.Ü Apresente a reação química.
Dissolva o resíduo sólido que restou em 2 a 3 mL de água destilada, acidifique comHNO3 diluído e acrescente 1 gota de AgNO3.Ü Observe o que acontece e equacione a reação.Ü Quantos elétrons estão envolvidos nesta reação?Ü Supondo que todo o KClO3 se decomponha, calcule:
a) O número de mols de oxigênio formado:b) A massa de KCl formada.
Ü Qual a função da sílica?Repita a experiência sem colocar a sílica.
Ü O que se observa? Equacione:Coloque os resíduos contendo prata no frasco apropriado. Onde vocêcolocaria o resíduo da segunda experiência?
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:L.C. Taylor, J.Chem.Educ., 74(1997)1074
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 18ESTUDO 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
QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 19
AULA PRÁTICA:1. OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO: DECOMPOSIÇÃO DE TIOSSULFATOS
Coloque em um tubo de desprendimento de gases, 10 mL da solução de tiossulfatode 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 contendoágua destilada. Cuide para não mergulhar na água a ponta da pipeta. Meça o pH no tubode ensaio.Ü Equacione:
a) a reação no tubo de desprendimento de gases;b) a reação no tubo de ensaio.
Ü Qual o produto sólido formado nestas reações e quais as observações experimentaisdesta prática?
Filtre o sólido obtido e guarde-o.Qual a composição da solução? Onde ela deve ser descartada?
2. SOLUBILIDADE DO ENXOFRE: ENXOFRE COLOIDALO 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 enxofreem pó em um tubo de ensaio. Adicione cerca de 3 mL de acetona e agite até que se formeuma solução. Adicione água destilada aos poucos. Observe e anote o que acontece.
Filtre todo o sólido obtido, utilizando o mesmo papel de filtro do itemanterior. Descarte-o em recipiente apropriado. Após evaporar osolvente orgânico do filtrado, descarte-o na pia.
3. COMPORTAMENTO ANÔMALO DO ENXOFRE SOB AQUECIMENTO: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 líquidoescuro e vapores amarelados.
Verta rapidamente o enxofre líquido em água gelada. Observe a formação doenxofre plástico.Ü Relacione suas observações com as mudanças na estrutura molecular do enxofre.
Guarde o sólido obtido da maneira que lhe for indicada pelo professor.
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RECICLEREDUZA
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 20
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 edeixa uma massa negra de carbono. Coloque aproximadamente 0,5 g de sacarose dentrode um becker e verta lentamente, com uma proveta, 5 mL de H2SO4 concentrado.Adicione 1-3 gotas de água Observe.Ü Apresente a equação da reação.
Repita o mesmo procedimento com 5 mL de H2SO4 diluído.
Onde devem ser descartados os produtos sólidos formados?Neutralize a solução resultante com NaOH 4 Mol/L (utilizando um banhode gelo) e descarte na pia.
5. REAÇÃO DE O2 COM SULFETOS METÁLICOSPrepare 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 deensaio com saída lateral mergulhada em água. Feche-o com uma rolha contendo um tubopara entrada de gás. Adapte-o na saída do O2. Quando começar a ocorrerdespreendimento de gás aqueça o sulfeto metálico. Observe.Ü Coloque um pedaço de papel tornassol azul na saída do tubo.Ü Complete a tabela abaixo:
Sulfeto metálico Cor do sulfeto Cor do produto ReaçãoSb2S3FeSMoS2K2SBi2S3
Qual a composição dos produtos obtidos? Quais deles podem serdiretamente jogados no lixo? Descarte os demais nos frascosfornecidos pelo laboratório.
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RECICLE
REDUZA
REUSE
RECICLE
REDUZA
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ESTUDO DO NITROGÊNIOQUESTÕES 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, reatividadecom os metais.c) Descreva o método de obtenção por destilação fracionada do ar líquidod) Aplicações.
3. Sobre os nitretos:a) Definição geralb) 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 industrialb) estrutura e ligação químicac) reatividade
5. Sobre a amônia:a) estrutura e ligação química (diagrama de orbitais moleculares).b) importância industrialc) método de obtenção industriald) reatividade
NH3 + CH4⇒NH3 + O2 + H2O⇒NH3 + COCl2⇒NH3 + HX⇒
6. Principais óxidos de nitrogênio (NO, N2O e NO2)a) importância industrialb) estrutura e ligação químicac) propriedades químicas
7. Justifique a ordem crescente de poder oxidante das espécies: NO3- < HNO3 < NO28. Justifique a ordem decrescente de estabilidade das espécies: NO3- > HNO3 > NO29. 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,.
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AULA PRÁTICA:1. OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO: Decomposição térmica do (NH4)2Cr2O7:
Esta reação química é conhecida como "vulcão químico" e é bastante usada emdemonstrações químicas. O dicromato de amônio, de coloração alaranjada, passa a óxidode cromo III, de coloração verde. Colocar cerca de 5 g de dicromato de amônio em umacápsula de porcelana, formando um pequeno monte. Colocar 2 gotas de acetona no picodo monte e atear fogo.Ü Descrever o que ocorre e escrever a reação química correspondente.
Guarde o sólido em frasco apropriado fornecido pelo laboratório.2. OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DA AMÔNIA: TESTE DO PODER REDUTOR (videfigura 1)
Dissolver 8 g de hidróxido de sódio em 50 mL de água destilada em um balão defundo redondo e acrescentar cerca de 11 g de cloreto de amônio. Colocar 1 g de óxido decobre II em um tubo de ensaio com saída lateral. Conectar este tubo ao balão através deum tubo secante contendo sulfato de sódio seco. Aquecer o balão e o tubo dedesprendimento.
FIGURA 1: OBTENÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DA AMÔNIAÜ Descrever o que ocorre e equacionar as reações no balão e no tubo de desprendimentode gases.Ü Determinar o pH do gás que sai no escape lateral do tubo, com um pedaço de papeltornassol rosa úmido.Ü Descrever o que ocorre. Equacionar a reação.
Como você trataria o resíduo gerado no balão e no tubo de desprendimento?
REUSE
RECICLE
REDUZA
REUSE
RECICLE
REDUZA
NaSO24
CuO
NaOHNHCl
(aq)
(s)+4
Algodão
Algodão
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3. OBTENÇÃO E DECOMPOSIÇÃO DO CLORETO DE AMÔNIO:3.1. Obtenção:
Molhar um bastão de vidro com ácido clorídrico concentrado e aproximá-lo da bocade um tubo de ensaio contendo hidróxido de amônio concentrado.Ü 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 eaquecer. Observar.Ü Descrever o que acontece e equacionar a reação química:
4. OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DOS TRIHALETOS DE NITROGÊNIO: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 empresença de excesso de amônia. Misturar 0,5 g de iodo finamente dividido com 4 a 5 mLde hidróxido de amônio concentrado até obter um precipitado preto. Filtrar e lavar oprecipitado com água, deixando secar sobre o papel de filtro.Ü Descrever o que ocorre após alguns minutos:
O papel de filtro deve ser lavado com hidróxido de amônio e o líquidode lavagem deve ser colocado no frasco fornecido pelo laboratório.
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PRECIPITAÇÃO E CRISTALIZAÇÃOQUESTÕES 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 doprecipitado?5. Quais são e que características apresentam os tipos de precipitados?6. Os precipitados podem apresentar dois tipos de contaminação: precipitação simultâneae 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 ediferenças 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 Inorgánica3. Jolly, W.L., The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds4. Pass, G. and Sutcliffe, H., Practical Inorganic Chemistry5. Ohlweiller, O.A. , Química Analítica Quantitativa, vol. 2, 2a Ed., LTD, 1978
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AULA PRÁTICA:1. CRISTALIZAÇÃO:
Pese aproximadamente 5 g de acetato de sódio para um tubo de ensaio e adicione0,5 mL de água destilada. Aqueça o tubo em banho-maria até a dissolução completa dosal. Caso sejam observados cristais na parede do tubo, lave com pequenas porções deágua. Remova o tubo de ensaio do banho-maria e deixe esfriar até a temperaturaambiente, tapando-o com parafilme. A solução e o tubo não devem apresentar cristais deacetato de sódio após frios. Para observar a cristalização deste sal, coloque sobre umvidro de relógio um cristal do mesmo composto e goteje a solução com o auxílio de umapipeta Pasteur aquecida, de maneira a formar uma estalagmite. Após, adicione um cristal(semente de cristalização) à solução restante no tubo de ensaio e observe.Ü Por que o tubo de ensaio é resfriado tampado com um parafilme?Ü Que tipo de nucleação foi utilizada para induzir a cristalização do acetato de sódio?
Onde você descartaria este material?
2. FORMAÇÃO DE SAIS DUPLOS2.1 Obtenção do Sulfato Duplo de Níquel e Amônio
Dissolva 2 g de sulfato de níquel hexahidratado em 10 mL de água quente eadicione 1 g de sulfato de amônio. Resfrie a solução em banho de gelo e filtre em funil deBüchner. Concentre o filtrado até 1/3 do volume original em banho-maria, deixe esfriar efiltre novamente. Deixe o sólido secar na estufa por cerca de 20 minutos, e guarde-o emlocal apropriado.Ü Qual a fórmula química do sulfato duplo de níquel e amônio?
Guarde os produtos e descarte os resíduos em frascos adequadosfornecidos pelo laboratório.
2.2 Obtenção do Alúmen de Potássio: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. Adicione50 mL de ácido sulfúrico 2 mol.L-1. Concentre a mistura para cerca de 40 mL e filtre àquente, se observar partículas em suspensão. Transfira o filtrado para um becker de 100mL e o resfrie num banho de gelo e água para promover a cristalização do alúmen. Se nãohouver 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) edeixe secar no próprio funil, mantendo-se o vácuo.
Neutralize o filtrado e descarte-o na pia.
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2.3 Crescimento dos Cristais de Alúmen de PotássioPese 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 sãonecessários 7 mL de água para cada grama alúmen. Dissolva o sal na quantidade de águacalculada e aqueça a solução até 60 ºC. Em seguida, resfrie a solução em banho de gelo eágua. Amarre um pequeno cristal de alúmen (gérmen) num fio de linha e fixe num pedaçode papel perfurado. Mergulhe o gérmen na solução conforme a figura abaixo e mantenha osistema em repouso por uma semana a fim de obter os cristais de forma octaédrica. Apóso experimento, a solução sobrenadante pode ser concentrada por evaporação do solventepara recuperar parte do alúmen de sal dissolvido.
Ü Quais as principais características do produto formado?Ü Qual a fórmula do alúmen de potássio?Ü Qual a reação química correspondente ao processo de obtenção do alúmen depotássio?
Como o resíduo pode ser descartado?
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:1. Constantino, V. R. L.,Química Nova, 25(2002)490
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QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 27ESTUDO 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 aplicaçõestecnológicas.
5. Descreva a ligação química no H3PO4 (semelhante ao ClO4- e SO4-2 ) e no H3PO3 ,relacionando-a com as suas propriedades químicas.
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AULA PRÁTICA:REAÇÃO DO FÓSFORO COM OXIGÊNIO:Ü Execute as reações a seguir colocando uma pequena porção do não-metal em umcadinho e aquecendo ao rubro em bico de bunsen. Descreva o que observar:
a) P(branco) + O2 →b) P(vermelho) + O2 →
Ü Após esfriar acrescente água ao cadinho e verifique o valor do pH.
Neutralize a solução do cadinho e descarte na pia.
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). Pesecerca de 0,1 g de fósforo branco em um pesa-filtro e o transfira para o balão (2). Nokitasato (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 liberaçãode O2 para o balão (2). Interrompa a adição de H2O2 e aqueça o balão (2) de forma lenta emoderada. Observe o que acontece no balão (2) e no kitasato (3).Ü Descrever o que acontece e equacionar a reação química:Ü Qual o gás que se desprende do balão (2)?
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ESTUDO DO CARBONOQUESTÕES 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 obtençãod) 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 nacapacidade 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.
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AULA PRÁTICA:1. OBTENÇÃO E REAÇÕES DO CO2:
Coloque aproximadamente 2 g de calcário em um tubo de desprendimento degases. Adicione 5 mL de HCl 6 mol.L-1. Feche o tubo e borbulhe o gás que se desprendenas soluções abaixo: Observe e anote. Verifique o pH no primeiro tubo.
a) 5 mL de água destilada b) 5 mL de Ca(OH)2 0.2 mol.L-1c) 5 mL de Ba(OH)2 0,2 mol.L-1 d) 5 mL de NaOH 0,1 mol.L-1
Ü O que você observou em cada reação?Ü Qual o pH no primeiro tubo? Explique:Ü Quais as reações químicas envolvidas em cada tubo de ensaio?
Descarte o conteúdo dos tubos a, b e d na pia.O resíduo do tubo c deve ser acidificado com HCl 3 mol.L-1, até a
solubilização total do precipitado (solução límpida). Adicione H2SO4 6 mol.L-1 até atotal precipitação de BaSO4. Descarte o sal formado na pia e neutralize a soluçãoÜ Por que foi feito o tratamento do resíduo do tubo c?2. SOLUBILIDADE DOS CARBONATOS DO GRUPO IA E IIA:
Adicione 1 mL de água destilada a cerca de 10 mg de cada um dos carbonatoslistados abaixo. Agite e observe. Acrescente mais 1 mL de água destilada. Agite, observee anote. Verifique o pH em cada tubo.Ü Complete o quadro abaixo:
Carbonato pH solubilidade em águaCarbonato de lítioCarbonato de sódioCarbonato de potássioCarbonato de magnésioCarbonato de cálcioCarbonato de bárioCarbonato de estrôncio
Os tubos contendo carbonato de bário e de estrôncio devem serguardados em frascos apropriados fornecidos pelo laboratório. Oconteúdo dos outros tubos pode ser descartado na pia.
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ESTUDO DO SÍLICIOQUESTÕES 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 cristalinasb) 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 dosorganossilanos e dos compostos análogos de carbono.
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AULA PRÁTICA:
1. PROPRIEDADES ADSORVENTES DA SÍLICA-GEL:Dissolva cerca de 10 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 amistura durante 2 a 3 minutos. Decante a solução e observe a mudança de coloração damesma. Adicione 4 mL de ácido clorídrico diluído à sílica-gel e agite vigorosamente.Ü Descreva o que se observa.
Filtre a mistura para separar a sílica. Descarte a solução no frasco deresíduos de cobre.
2. PREPARAÇÃO DE GEL DE ÁCIDO SILÍCICOAdicione 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 20min.Ü Descreva o que se observa.Ü Sugira uma maneira de limpar o becker.
Reflita sobre o pH e o descarte adequado.
3. PREPARAÇÃO DE SÍLICA GEL PARA DESSECADOREm 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.Transfira o gel formado para um vidro de relógio e leve-o à estufa, previamente aquecida,por 1 hora.Ü Descreva o que se observa?Ü Qual a finalidade dos sais de cobalto?Ü 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 deresíduos de sílica com cobalto.
BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA:1. Lavabre, D. , Micheau, J.C., Levy,G., J.Chem.Educ., 65(1988)2742. Bucley,M., Greenblatt,M., J.Chem.Educ., 71(1994)599
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