C. Bombardelli - Apostila de química geral e inorgânica (1a ed.)

1

QUÍMICA GERAL E

INORGÂNICA (TEORIA E PRÁTICA)

Elaborado por:

Clovis Bombardelli [email protected]

Versão original: Novembro / 2002

1ª edição: Dezembro / 2009

id8307593 pdfMachine by Broadgun Software - a great PDF writer! - a great PDF creator! - http://www.pdfmachine.com http://www.broadgun.com

mailto:[email protected]

2

LEMBRETES

Que o desafio das tarefas difíceis seja motivo de orgulho ao realizá-las ao

invés de ser uma parede a lhe barrar

Se a tarefa a ser realizada lhe parecer difícil, é bem provável que você não

esteja usando o método correto

A qualidade de seus trabalhos será tanto maior quanto mais adequada for a sua ferramenta de trabalho

3

Estudo sobre o hidrogênio:

Histórico:

No século XVI, Paracelso observou que introduzindo um metal em ácido diluído se desprendia um

gás inflamável. Cavendish, em 1766, provou que o gás era diferente dos outros gases combustíveis. Em 1781,

demonstrou que a combinação deste gás com o oxigênio produzia água, daí derivou o seu nome: hidrogênio,

ou seja, gerador de água. Estado natural:

O hidrogênio existe livre na natureza somente em pequenas quantidades. Os gases que se desprendem dos vulcões e outros gases naturais o contém em pequena quantidade. Também se sabe que existem traços de hidrogênio nas camadas superiores da atmosfera, pelo estudo das auroras boreais. Por outro

lado, em forma combinada, o hidrogênio é bastante comum. Na água encontra-se combinado com o oxigênio,

representando 11,2 % do seu peso e faz parte também dos ácidos, das bases e dos compostos orgânicos. A

análise espectral revelou sua presença no sol e nas estrelas. Propriedades físicas:

O hidrogênio é um gás incolor, inodoro e insípido. É o mais leve de todos os gases. O peso de um

litro de gás hidrogênio nas condições normais é de 0,0899 g. É pouco solúvel. 1 litro de água, na temperatura

de 25o C, dissolve apenas 19 cm3 de gás. Por outro lado, ele é muito difusível, isto é, atravessa facilmente

membranas porosas como papel, inclusive metálicas. É dificilmente liquidificável. Em 1898, Dewar

conseguiu este feito, empregando uma pressão de 180 atm e uma temperatura de �205o C. O hidrogênio

líquido é incolor e transparente e ferve a �252o C. Solidifica-se a �259o C. Se inflama com facilidade e arde com chama azulada, porém, não mantém a combustão. PF: 14,1 K PE: 20,4 K D: 0,0899 g/l (CNTP) Energia de ligação H-H: 103 kcal/mol Densidade relativa ao ar: 0,06954

Propriedades químicas:

Como substância, ela apresenta a fórmula molecular composta por 2 átomos de H ligados HH (H2). À temperatura ordinária o H2 é relativamente inerte. Isto porque as reações químicas se produzem entre

átomos para o qual se necessita uma força (energia) para facilitar as uniões moleculares e como o H2 já é

molecular a dificuldade aumenta. As reações mais comuns são: H2 se combina com F2 mesmo a frio e no escuro, e a reação é explosiva

H2 + F2 -> 2HF + 130 kcal

Com o Cl2 exige a presença de luz

H2 + Cl2 -> 2HCl

Com o Br2 exige alta temperatura, 400o C

H2 + Br2 -> 2HBr

4

Com o I2 exige também alta temperatura, 200o C H2 + I2 -> 2HI

Com o enxofre, reage a quente

H2 + S -> H2S

Com o C, na presença de arco voltaico 2H2 + C -> CH4

Com o O2

2H2 + O2 -> 2H2O + 116 Kcal Na reação com o oxigênio, a mistura é explosiva quando estiverem misturados em proporção

estequiométrica (2:1). Mas, se conduzidos os dois gases separadamente e só se juntarem no momento de

reagir, como no maçarico oxídrico, se obtém a chama oxídrica muito pálida, mas de grande poder

calorífico a qual atinge a temperatura de 2950o C. Com ela se pode fundir e soldar a platina, cujo ponto de fusão é de 1774

o C. Com os metais alcalinos e a alta temperatura, em torno de 360o C, formam-se os hidretos, os quais

reagem com a água, formando hidróxidos. H2 + 2Na -> 2NaH 2NaH + 2H2O -> 2NaOH + 2H2

O hidrogênio ainda reage como redutor de ácidos e de compostos orgânicos. Isótopos do hidrogênio:

O hidrog6enio natural é formado por três isótopos: o Prótio, o deutério e o trítio. O núcleo do prótio

consiste em um único próton. O núcleo do deutério tem um próton e um neutron e o trítio tem um próton e

dois neutrons. Ao se eletrolisar grandes quantidades de água comum (2400 litros), se pode obter 93 ml de

D2O, com pureza em 99%. Esta água também conhecida como água pesada, ferve a uma temperatura mais alta que a água comum e tem uma densidade de 1,079 g/ml. Tem efeitos fisiológicos diferentes da água

comum e não tem nenhuma utilidade para a vida animal ou vegetal. É empregada como indicador químico e

biológico. Substituindo-se o hidrogênio por deutério em certos compostos orgânicos alimentícios e medicinais

é possível acompanhar as transformações de certos corpos nos processos de digestão e assimilação dentro do

organismo. A água pesada também é usada como agente refletor de neutrons, em artefatos nucleares. Processos de obtenção:

Mediante o deslocamento do hidrogênio da água, líquida ou no estado de vapor. Várias são as

possibilidades, sendo as mais importantes: Reagindo um metal com a água

Certos metais como sódio, potássio e cálcio são tão reativos que deslocam o hidrogênio da água à

temperatura ambiente. Por deslocamento se entende uma reação em que um elemento ocupa o lugar de

outro em um composto. O sódio e o potássio, por serem menos densos que a água, flutuam na superfície

da mesma enquanto reagem, produzindo gás hidrogênio, enquanto o metal se transforma em hidróxido.

Durante a reação cada átomo de sódio ou potássio liberta 1 elétron e se transforma em íon. O íon H+ se

apodera do elétron e se forma uma molécula de hidrogênio. Representando essas reações através de

equações tem-se:

5

Na água sempre existe algumas moléculas de água ionizadas, sendo assim representadas 2H2O -> 2H3O

+ + 2OH

2Na 2e -> 2Na+ 2H3O

+ + 2e -> 2H2O + H2 (gás hidrogênio) 2Na+ + 2OH- -> 2NaOH

somando tudo fica:

2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 O cálcio é menos violento e mais denso que a água, facilitando a operação de captura do H2 formado.

Outros metais como o magnésio, o zinco e o ferro não reagem facilmente com a água em condições

ordinárias, mas a decompõem em forma de vapores à temperatura de ebulição. Mg + H2O -> MgO + H2 3Fe + 4H2O -> Fe3O4 + 4H2 Reagindo um metalóide ou não-metal com água:

O fósforo reage com água, em presença de um catalisador e à temperatura de 400 a 600o C, segundo a

reação 2P + 8H2O -> 2H2PO4 + 5H2

Com o carbono, ocorre a reação, a qual também necessita de condições enérgicas 2C + 3H2O CO2 + CO + 3H2

Reagindo substâncias compostas

A decomposição de substâncias compostas pela água é denominada �hidrólise�, como nas reações

abaixo, onde ocorre a quebra da molécula pela ação da água BaS + 4H2O -> BaSO4 + 4H2 BiCl3 + H2O -> 2HCl + (BiO)Cl

Mediante o deslocamento do hidrogênio de ácidos:

Os ácidos mais freqüentemente usados são o ácido sulfúrico e o ácido clorídrico e o metal empregado é o

zinco ou o ferro. Todos os ácidos contêm hidrogênio, que é o íon hidrônio potencial e que pode ser

deslocado por certos metais. Para esta transformação é necessário que o ácido seja dissolvido em água

porque o ácido concentrado reage mais lentamente, devido à viscosidade do líquido, o qual dificulta a

difusão dos íons e o metal adicionado se reveste de uma capa de óxido que os imuniza da continuidade do ataque. (a explicação deste fato é obtida no estudo da eletroquímica). Os metais muito puros também

retardam a reação. O uso simultâneo de dois metais acelera a reação, principalmente se um deles for

muito menos eletropositivo que outro. (novamente a explicação deste fato é explicada pelo estudo da

eletroquímica). Zn + 2H3O + SO4

-- -> Zn++ + 2H2O + SO4 --

Zn + 2H3O + 2Cl- -> Zn++ + 2H2O + Cl - Mediante o deslocamento do hidrogênio de uma base solúvel

Certos metais também reagem com álcalis fortes, produzindo hidrogênio. São aqueles que tem o caráter anfótero, como é o zinco, o manganês e o cromo. Zn + 2NaOH -> Na2ZnO2 + H2

6

Observações importantes:

O zinco puro atua sobre o ácido sulfúrico diluído muito lentamente, porém sua ação é acelerada se o

zinco se põe em contato com um metal menos ativo, como o cobre. Estes dois metais em contato recebem o

nome de par metálico e têm muita aplicação na indústria. O funcionamento dos pares metálicos pode ser

compreendido quando se coloca o zinco no ácido. O zinco se dissolve por perder dois elétrons por átomo,

convertendo-se em íon positivo

Zn 2e -> Zn � Os íons H3O

+ provenientes do ácido se apoderam destes elétrons para formar o hidrogênio 2H3O

+ + 2e -> 2H2O + H2

O hidrogênio se adere ao metal como uma película a qual separa o zinco da dissolução e impede o

processo de continuar. Este impedimento recebe o nome de polarização. Podemos então dizer que o zinco é

um mau catalisador da reação, assim como o cobre e a platina são melhores catalisadores. Quando um pedaço

de cobre ou platina entra em contato com o zinco, formando um par metálico, os elétrons formados passam

para esse último, melhorando então o contato do ácido com o zinco. O mesmo fenômeno se observa nas

pilhas elétricas, onde se observa que as mesmas têm suas reações químicas retardadas enquanto não se retiram

os elétrons de seus pólos, ou seja, enquanto não se usa a eletricidade a pilha não se consome. Certos metais reagem com a água em condições ordinárias enquanto outros o fazem somente a

quente e essa diferença se observa também na reação dos ácidos com os metais. Assim, o sódio reage violentamente com o ácido clorídrico, o zinco e o ferro menos rapidamente, enquanto o cobre e a platina não

apresentam nenhuma tendência para essa reação. Usando este fato, procurou-se ordenar os elementos por ordem de sua atividade química. Essa ordenação recebeu o nome de série eletromotriz dos metais. Sendo ela parcialmente apresentada abaixo:

Li�Rb�K�Na�Ba�Ca�Mg�Al�Mn�Zn�Fe�Ni�Co�Sn�Pb� H �Cu�Ag�Hg�Pt�Au�Bi

Os metais da direita do H não deslocam o H dos ácidos. Os que se encontram a direita do Fe não

deslocam o H da água nem em temperatura elevada. O Fe, por exemplo, colocado em dissolução de CuSO4, desloca o cobre, tornando-o metálico, enquanto o ferro passa para a forma de íon (combinado na forma de

sulfato ferroso). Isto é observado pela cor da solução que passa de azul para incolor. CuSO4 + Fe -> FeSO4 + Cu

Na reação acima o Fe cede elétrons ao íon Cu++, mas o contrário não acontece. Por esta razão os óxidos

variam muito quanto a sua inalterabilidade ao aquecimento. O óxido de Platina se decompõe facilmente pelo

calor, enquanto que os óxidos de magnésio ou de cálcio não se decompõem nem em temperaturas elevadas. É

por esta razão também que somente os metais que seguem o hidrogênio são encontrados livres na natureza. Processos industriais de obtenção do hidrogênio:

Por eletrólise de água alcalinizada ou acidulada. Para se proceder a eletrólise deve-se usar eletrodos inertes às bases e ácidos usados na alcalinização ou acidulação da água. O uso de base ou ácido é

necessário para tornar a água condutiva, e enquanto a mesma conduz a corrente elétrica, esta é usada para

reduzir o hidrogênio da água ao estado elementar num dos eletrodos, o cátodo (lugar para onde se dirige

o cátion, sendo este sempre o polo negativo) e o oxigênio ou outro elemento negativo no outro eletrodo, o ânodo (lugar para onde se dirigem os ânions, sendo este sempre o polo positivo), segundo as equações

químicas abaixo:

com solução ácida de HCl H2O + HCl -> H3O

+ + Cl

7

Reação no cátodo 2H3O

+ + 2e -> 2H2O + H2 Reação no ânodo 2Cl 2e -> Cl2 (se o eletrodo for inerte) Se o eletrodo não for inerte, o cloro se combina com o mesmo, corroendo-o, isto é, transformando o

metal do eletrodo em sal. Com solução básica de NaOH

4NaOH -> 4Na+ + 4OH Reação no cátodo 4Na+ + 4e -> 4Na 4Na + 4H2O -> 4NaOH + 2H2 Reação no ânodo 4OH 4e -> 2H2O + O2

Nesta reação o hidróxido de sódio não se consome à medida que a eletrólise se sucede, pois o sódio

reduzido no cátodo reage com a água se convertendo novamente no hidróxido, resultando no final a

liberação de hidrogênio no cátodo e oxigênio no ânodo, numa proporção volumétrica de 2 volumes

de hidrogênio para um volume de oxigênio. Redução do vapor de água por ferro incandescente. Ocorre segundo a equação

3Fe + 4H2O <-> Fe3O4 + 4H2 + 38,4 Kcal Quando a superfície do ferro presente estiver completamente convertida em óxido, se regenera o

ferro fazendo passar uma mistura de gás de água (H2 e CO) sobre o óxido, a qual ocorre segundo a

equação química Fe3O4 + 2H2 + 2CO -> 3Fe + 2H2O + 2CO2

Redução do vapor de água por Carbono ao rubro. Ao passar vapor de água em carbono à temperatura de

1000o C, se produz gás de água, a qual ocorre conforme a reação

C + H2O -> CO + H2 + 31,7 Kcal

Pelo carbeto de cálcio aquecido a 200o C. A reação do carbeto com água a frio gera um gás que recebe o

nome de acetileno, porém este quando aquecido a 200o C decompõe-se em carbono e hidrogênio,

segundo a equação

CaC2 + H2O -> CaO + 2C + H2

Pela hidrólise da hidrolita. A hidrolita é quimicamente o hidreto de hidrogênio, a qual ao reagir com

água reage liberando-o numa reação muito exotérmica e o hidrogênio se libera a mais de 100o C, segundo

a equação abaixo CaH2 + H2O -> Ca(OH)2 + 2H2

8

Purificação do hidrogênio:

O hidrogênio obtido industrialmente é sempre impuro proveniente do processo de obtenção,

geralmente provenientes do ferro ou zinco empregados. O zinco principalmente pode conter traços de

enxofre, arsênio, antimônio, carbono, silício e fósforo, os quais são atacados pelo ácido empregado formando gases como H2S, H3As, H3Sb, etc. Assim, o mesmo deve sempre sofrer um processo de purificação que

normalmente consiste numa lavagem do mesmo fazendo-o borbulhar em uma solução com propriedades

oxidantes, tal como AgNO3 ou Pb(NO3)2. As reações são:

H3As + AgNO3 -> Ag3As + 3HNO3 H2S + Pb(NO3)2 -> PbS + 2HNO3

Usos industriais do hidrogênio:

O hidrogênio foi usado no passado, como gás de sustentação em dirigíveis, caindo em desuso após o

acidente com o dirigível Hindemburg, ocorrido em Nova Jersey. Atualmente, é usado liquefeito, em foguetes aeroespaciais, como combustível. Em usos industriais, devido às dificuldades de liquefação e também do

transporte, o hidrogênio deve ser produzido no ato do uso. Dois grandes processos industriais usam o

hidrogênio como matéria-prima e o consomem em grande escala, a saber:

Produção de amônia. A amônia é matéria-prima para fertilizantes, explosivos e produtos tenso-ativos catiônicos (quaternários de amônio), além de servir ainda como gás de refrigeração nas grandes instalações frigoríficas. A amônia é obtida pela reação química entre o nitrogênio, obtido da destilação de

ar liquefeito e do hidrogênio obtido por uma das vias descritas anteriormente, conforme a equação

3H2 + N2 <-> 2NH3

Hidrogenação de óleos vegetais insaturados. A maioria da produção de óleos vegetais líquidos é

convertida em gordura mais ou menos sólida ou cremosa pela saturação parcial de suas duplas e triplas

ligações entre os átomos de carbono (insaturações). Uma gordura vegetal hidrogenada tende a se assemelhar a manteiga quando devidamente aromatizada e colorida.

Anotações de aula:

9

Estudo do Oxigênio Histórico:

Os chineses, 700 antes de Cristo, já sabiam que o ar continha uma substância ativa e outra inativa. A

substância ativa é o oxigênio. Joseph Priestley em 1744 obteve este gás aquecendo óxido de mercúrio II. Foi liquefeito em 1877 por Cailletet, submetendo-o a temperatura de �118,8o C e a pressão de 49,7 atm. Estado Natural:

O oxigênio é sem dúvida o elemento mais abundante da crosta terrestre. Na atmosfera ele existe na forma livre na razão de 21% em volume (23% em massa). Na água, existe dissolvido, na razão aproximada de

36 cm3/l, variando com a temperatura. Muito reativo, o oxigênio existe na forma combinada compondo a maioria dos minérios, óxidos, óxi-ácidos, bases, sais, compostos orgânicos e outros. Na forma livre, o

oxigênio só existe devido a ação da fotossíntese produzida pelos vegetais quando expostos à luz solar. Propriedades físicas:

O oxigênio é um gás incolor, inodoro, insípido e mais denso que o ar, sendo pouco solúvel, é

absorvido pelos metais e é dificilmente liquidificável. É o agente necessário da respiração. O oxigênio líquido

é transparente. É pouco solúvel em água, no entanto este pouco é suficiente para manter a respiração da vida

aquática.

PF: PE: D: 1,43 g/l (CNTP) Densidade relativa ao ar: 1,105


Combina-se quimicamente com quase todos os elementos químicos, sendo as únicas exceções, o

flúor e os gases nobres. Algumas dessas combinações se realizam com produção de luz e de calor, quando a

reação recebe o nome de combustão. Por esse motivo também é tido como comburente. Característica essa

que faz as reações com substâncias combustíveis ardam no oxigênio com mais brilho do que quando a mesma ocorre no ar. Como substância apresenta duas configurações básicas. A forma molecular bi-atômica, formada

pela ligação entre dois átomos de oxigênio (O-O) que é a forma mais comum, e a forma tri-atômica, formada

pela ligação entre três átomos de oxigênio, a qual recebe o nome de ozônio, o qual é produzido pela ação da

radiação UV originado nas descargas elétricas dos relâmpagos ou também pela radiação UV vinda do sol

sobre o O2. Com a fórmula bi-atômica, a substância recebe o nome de gás oxigênio e esta tem as seguintes

propriedades químicas: Reage com os não metais, exceto com o F2 (gás flúor), formando óxidos ácidos, que antigamente

recebiam a denominação de anidridos O2 + S -> SO2 O2 + P -> P2O5 O2 + C -> CO2

Com o hidrogênio, reage formando água

O2 + 2H2 -> 2H2O

10

Com os metais forma óxidos, exceto com o ouro e a platina, os quais não se combinam diretamente com

o oxigênio. A reação do Mg e do Fe são brilhantes. A prata e a platina fundidas absorvem quantidades consideráveis de O2 e ao esfriar expelem a maior parte. Com os metais alcalinos, em combustão normal

com o oxigênio forma peróxidos, exceto o lítio, mesmo assim, forma óxido misturado com peróxido. O2 + 2Na -> Na2O2 + 160 Kcal O2 + 2Mg -> 2MgO

Isótopos do oxigênio:

O oxigênio apresenta três isótopos, a saber, de massa 16, 17 e 18.

Processos de obtenção:

Pela decomposição do KClO3 pelo calor em presença de MnO2, a 360o C 2KClO3 -> KClO4 + KCl + O2 em temperaturas mais altas (400o C) o perclorato também se decompõe KClO4 -> KCl + O2

Pela decomposição do dicromato de potássio pelo H2SO4

O dicromato de potássio apresenta-se em cristais laranja. Quando aquecidos docemente na presença de

ácido sulfúrico desprende-se uma parte do oxigênio e o resíduo recebe então o nome especial de alúmen,

nome este dado a sais contendo dois cátions. O produto da reação é o alúmen de cromo. K2Cr2O7 + 4H2SO4 -> K2Cr2(SO4)4 + H2O + 3O (devido às fortes condições oxidantes, o oxigênio liberado se apresentará na forma atômica, que é

altamente reativo) Pela decomposição do MnO2 (pirolusita) pelo calor

3MnO2 -> Mn3O4 + 2O

Pela decomposição de óxidos de metais nobres

2HgO ->2Hg + O2

Tratando a oxilite (Na2O2) a frio com água usando sal de cobalto como catalizador

2Na2O2 + 2H2O -> 4NaOH + O2

Em presença de certas substâncias catalizadoras ou em certos meios, o oxigênio manifesta uma atividade

diferente do oxigênio molecular. É o que sucede com o oxigênio nas reações da decomposição do

dicromato e da pirolusita. Também acontece quando o oxigênio é absorvido pela platina e pelo paládio.

Em esponja de platina, a 500o C o oxigênio se transforma em atômico, fortemente oxidante, com

capacidade para oxidar SO2 a SO3. Processos industriais de obtenção do oxigênio:

Por destilação de ar liquefeito. Resfria-se o ar até �140o C, que sob pressão ele então se liquefaz, resultando num líquido incolor que ferve a �195o C. Ao evaporar, o ar líquido desprende primeiro o

nitrogênio, por este ser mais volátil, restando no final oxigênio quase puro.

11

Por processo eletrolítico. Empregando-se eletrólise da água alcalinizada, obtém-se o oxigênio no ânodo. Pela decomposição do peróxido de bário, (processo de Brin). O óxido de bário quando aquecido à

temperatura de 400o C em presença de ar seco, transforma-se em peróxido de bário, o qual é instável,

decompondo-se produzindo o oxigênio, segundo as equações abaixo. BaO + O2 -> BaO2 BaO2 -> BaO + O2

Usos Industriais e comerciais do oxigênio:

O oxigênio é essencial na respiração e nos processos de combustão. Nos laboratórios serve para

análise orgânica. Na indústria, tem emprego nos processos de solda. Na medicina, é usado em inalações para

acelerar os processos de oxidação do sangue em casos de pneumonia, tuberculose, ou envenenamento por

gases ou vapores ácidos de gás sulfídrico. Observações importantes:

Combustões vivas e combustões lentas. A combustão é sempre a reação de um corpo qualquer com o

oxigênio do ar. Quando essa combinação é acompanhada de luz, diz-se que a combustão é viva. Certos corpos quando expostos ao ar, oxidam-se lentamente sem que haja produção de luz nem desprendimento

aparente de calor. Estas reações são combustões lentas ou oxidações. Nos processos de combustão, o

corpo que reage com o oxigênio recebe genericamente o nome de combustível, enquanto que o oxigênio

é o agente comburente. Oxidação e combustão. A combustão é um processo de oxidação. Considerando a estrutura eletrônica dos

elementos, oxidação é sinônimo de perder elétrons. Quando o elemento recebe elétrons é o oxigênio, a

reação pode receber o nome de oxigenação ou oxidação. Quando a oxidação é rápida, com

desprendimento de luz e calor, então a reação recebe o nome de combustão. A combustão pode ser

expontânea, sempre que algumas condições são satisfeitas, a saber: quando a substância se oxida facilmente e/ou quando são más condutoras de calor. As substâncias combustíveis que não conduzem

bem o calor ardem mais facilmente que aquelas que conduzem. O calor aplicado às primeiras se acumula

fazendo a substância atingir a temperatura de queima. Assim, um monte úmido de feno tende a oxidar-se e com freqüência se inflama devido ao acumulo de calor que a fermentação produz e à má

condutibilidade do feno. O mesmo acontece com cereais armazenados. Pressão de uma mistura gasosa. Lei de Dalton para as pressões parciais. Quando se misturam dois ou

mais gases que não reagem quimicamente entre si, eles exercem pressões independentes como se os

demais não existissem. Assim, em um recipiente fechado de 200 ml contendo 100 ml de O2 e 100 ml de N2, com uma pressão de 1 atm, cada gás exercerá a pressão parcial de 0,5 atm. O comportamento dos

gases se generaliza mediante a Lei das pressões parciais de Dalton: Cada componente da mistura gasosa

exerce uma pressão parcial, a mesma que exerceria se estivesse só, e a pressão total é a soma das

pressões parciais de todos os seus componentes. OZÔNIO. Propriedades físicas:

É uma forma alotrópica do O2, de grandeza molecular O3. Isto é, sua molécula é tri-atômica. É um

gás levemente azulado, de odor característico e muito mais solúvel em água que o O2. O O3 também é

magnético como é o O2. Propriedades químicas:

Decompõe-se facilmente devido a sua instabilidade

12

2O3 -> 3O2 + 64,8 Kcal É um oxidante mais enérgico que o O2. Oxida iodetos com liberação de iodo e oxigênio.

2NaI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2NaOH

Oxida a prata, formando peróxido

2Ag + O3 -> Ag2O2 + 2O2

Oxida sulfetos a sulfatos

ZnS + 2O3 -> ZnSO4 + O2

O ozônio se decompõe quando em presença de certos óxidos como o PbO2, em reação catalítica Obtenção:

É produzido pela ação de faíscas elétricas ricas em radiação UV, como nos relâmpagos e no ozonador

Siemens. A formação do ozônio é uma reação endotérmica 3O2 -> 2O3 + 64,8 Kcal

Também pode ser obtido mediante reação química 3BaO2 + 3H2SO4 -> O3 + 3H2O + 3BaSO4

Usos e aplicações:

O ozônio tem utilidade como descorante de certas substâncias orgânicas. Também é usado como

agente bactericida na esterilização de água. Atua como filtro solar, protegendo o planeta contra as radiações

UV solares. Anotações de aula:

13

ÁGUA Estado natural:

A água é encontrada na natureza nos 3 estados: sólida, na forma de gelo e neve; líquida nos rios

lagos e oceanos e vapor no ar. Constitui 65 % da massa do corpo humano. Todos os alimentos a contém,

variando de 2% a 94,7%. Nas substâncias químicas ela aparece sob três formas distintas: Água de cristalização. Como água de

cristalização, a mesma faz parte da molécula, mas não é essencial, sendo facilmente eliminada pelo calor. Quando isso acontece se diz que a substância ficou anidra, isto é, sem água. Alguns sais perdem

espontaneamente a água de cristalização, sobretudo quando o ar está seco, reduzindo-se a pó. Estes sais são

classificados como eflorescentes (porque a pressão parcial do vapor d�água no ar seco é menor que a pressão

de vapor no sal). Como exemplo desta classe tem-se o carbonato de sódio. Na2CO3.10H2O, o qual em ambiente seco perde 9 moléculas de H2O e fica Na2CO3.H2O. Outros têm comportamento contrário, e

absorvem rapidamente o vapor d�água existente no ar e seus cristais se tornam deliqüescentes, ou seja, hidratados. Como exemplo, tem-se o CaCl2.6H2O; Água de constituição. Esta faz parte integrante da molécula

e não pode ser eliminada facilmente com o calor. Quando isto acontece, de verdade, acontece uma reação

química de decomposição. Como exemplo, tem-se o H2SO4, que na verdade consiste da combinação química

de SO3 com uma molécula de água. Outro exemplo é Ca(OH)2. Água de interposição. É a água que fica presa

entre os cristais dos sais anidros. O calor a volatiza e os cristais se rompem em pequenos pedaços. Este

fenômeno recebe o nome de crepitação. Propriedades físicas:

A água pura é um líquido incolor e transparente. Em grande escala apresenta um matiz azulado ou esverdeado, conforme a quantidade de matéria orgânica e algas e outros corpos. Tem sua densidade máxima a

4o C, quando por convenção tem a massa de 1 g/cm3 ( a água foi adotada como padrão para a adoção de uma unidade física para a massa. Assim, por convenção, adotou-se que 1 dm3 de água pura a 4

o C tem a massa de 1 kg). Da mesma forma serve como padrão para a unidade primitiva de calor, a caloria, sendo seu calor específico igual a 1 cal/g.

o C, quando a água está a 15o C. Para fundir uma grama de água no estado sólido na

pressão de 1 atm, são necessárias 80 cal enquanto que para evaporar, a água a 1 atm, necessita de 537 cal. A

água é um grande dissolvente de sólidos, líquidos e gases. Tem um grande poder ionizante e possui uma elevada constante dielétrica e por isto é um ótimo isolante elétrico, porém, somente quando absolutamente

pura, pois devido ao seu poder ionizante, passa a ser condutiva quando contém íons presentes. PF: 0o C PE: 100o C pH 7 (neutro) Propriedades químicas:

Possui caráter anfótero e sofre autoionização dando quantidades iguais de íons H3O+ e OH

2H2O -> H3O

+ + OH Com as substâncias dissolvidas forma hidratos

CuSO4 + 5H2O -> CuSO4.5H2O (no exemplo acima, o sulfato de cobre anidro é incolor, enquanto que a forma hidratada é azul)

O calor de formação da água é grande (69,4 kcal/mol). As substâncias que apresentam elevado calor de

formação requerem grande quantidade de calor para se decomporem, como é o caso da água. 2H2 + O2 -> H2O + 58,3 Kcal (água no estado vapor)

14

2H2 + O2 -> H2O + 69,4 Kcal (água no estado líquido) 2H2 + O2 -> H2O + 70,4 Kcal (água no estado sólido)

Reação com metais: Os metais decompõem a água. Uns a frio como é o caso dos metais alcalinos e outros a quente como é o

caso dos alcalino-terrosos, do ferro e do zinco. Para saber qual dos metais decompõe ou não, deve-se consultar a tabela da série de atividade química dos metais. Os metais que precedem o ferro na série

decompõem a água enquanto que os demais não decompõem a água nem a quente. 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

Reação com não-metais:

Em condições especiais os não metais reagem com a água 3S + 2H2O -> 2H2S + SO2 2Cl2 + 2H2O -> 4HCl + O2 2C + 3H2O -> CO2 + CO + 3H2

Da mesma maneira, em condições especiais, reagem com uma infinidade de compostos orgânicos e

inorgânicos provocando hidrólise BiCl3 + H2O -> 2HCl + BiClO MgCl2 + H2O -> 2HCl + MgO NaH + H2O -> NaOH + H2 Mg3N2 + 6H2O -> 3Mg(OH)2 + 2NH3

Reação com óxidos básicos, formando bases (hidróxidos)

CaO + H2O -> Ca(OH)2

Reação com óxidos ácidos, formando ácidos

SO3 + H2O -> H2SO4

Como agente acelerador de reação (catalisador) 2KI + Pb(NO3)2 -> PbI2 + 2KNO3

Na reação acima, os dois reagentes são sólidos e praticamente não reagem enquanto sólidos, porém ao

serem dissolvidos em água, devido ao aumento da mobilidade dos íons, a reação é fortemente acelerada, ficando praticamente instantânea.


A água natural não é pura. Sempre contém sais de natureza diversa dissolvidas nela, algumas com

mais outras com menos dependendo da origem. Contém também muitos gases dissolvidos, sendo o mais comum o oxigênio, a qual deverá ter em média um teor em torno de 13 mg/l, quantidade essa suficiente para

permitir a vida aquática. Outros gases dissolvidos são NH3 e CO2. A água quimicamente pura é obtida em

laboratório, por destilação ou também por deionização, (ambos são processos físicos de obtenção). Obtenção industrial:

Água pura para uso industrial é normalmente obtido por deionização, obtida pela ação de resinas de

troca iônica. A água ao passar por uma resina do tipo catiônica permuta os íons nelas dissolvidos por íons H+

da resina, ficando os cátions retidos na resina. Passando em seguida por outra resina, agora aniônica, permuta

15

os ânions nela existentes por íons OH existentes na resina, os quais se combinam quimicamente

neutralizando os íons H+ já existentes na água, restaurando assim a neutralidade da mesma e retirando

qualquer traço dos sais nela dissolvidos. Usos e aplicações:

Água industrial. Dependendo do uso a água industrial deve ter um tratamento específico. Assim,

para caldeiras de alta pressão recomenda-se usar água puríssima, obtida segundo o método citado

acima. Para caldeiras de baixa pressão, costuma-se usar tratamento químico para impedir que sais

presentes na água incrustem o interior da caldeira. Normalmente, os carbonatos de cálcio e magnésio

tendem a se transformar em calcário duríssimo no interior da caldeira sem tratamento, entupindo

totalmente o seu interior, condenando a caldeira ao ferro-velho ou a um tratamento demorado e caro de desincrustação. Para uso em refrigeração de máquinas e processos químicos se requer que a

mesma seja isenta de algas ou outros microorganismos que possam formar colônias e entupir as

tubulações. Em todos os casos, a água industrial, não deve provocar corrosão no equipamento,

devendo sempre receber tratamentos químicos que eliminem quaisquer traços do oxigênio nela

dissolvido e seu efeito corrosivo. O tratamento a ser adotado depende muito da natureza das tubulações por onde a água irá passar.

Água potável. São águas que convém ao uso doméstico e consumo como bebida. Deve atender a uma

série de requisitos de qualidade, a saber: Deve ser fresca, límpida, incolor e inodora. Deve ter sabor agradável, nem insípido, nem doce, nem salgado. Deve dissolver o sabão e deve estar isentas de

microorganismos patogênicos. Não deve conter substâncias minerais em solução diferentes dos

naturais. Deve apresentar pH neutro ou levemente ácido, devido ao CO2 presente, quando ácida ou

levemente alcalina devido carbonatos, quando básica. Porém, naturalmente adquiridos, constituindo-se então numa água potável mineral que recebe uma classificação legal devido a sua origem e

constituição. As mesmas são classificadas em 5 grupos:

1. Águas acídulas ou gasosas 2. Águas alcalinas 3. Águas salinas 4. Águas sulfurosas 5. Águas ferruginosas

As águas acídulas são aquelas que contêm naturalmente CO2 em dissolução. No Brasil,

existem as águas de Caxambú, Cambuquira, Lambary e São Lourenço. Na Alemanha, as de Seltz. As águas alcalinas são as que contêm NaHCO3, encerando também CO2. No Brasil, existem

as águas de Caxambu, Prata, Platina, Caldas Novas de Goiás. Na França, as de Vichy, que contém 5g

de bicarbonato por litro. As águas salinas recebem uma subclassificação, dependendo do tipo de sal em maior

quantidade, podendo ser: cloretadas, brometadas, iodetadas, sulfatadas, fluoretadas, etc. São

Cloretadas a água do mar com NaCl, 20 a 30 g/l. Na Alemanha, as águas de Friedrichsall. Na

França, a de Bambonne; As Brometadas: como a água do mar morto, que contém MgBr2, 4g/l; As Iodetadas: como a água de Heilbrann, na Baviera; As Sulfatadas contém sulfato de magnésio (sal

amargo). É salgada e purgativa. São as águas de Rubinat e Villacabreas, na Espanha e as águas de

Epson, na Inglaterra; As águas sulfurosas contêm H2S ou sulfetos solúveis. São conhecidas como

águas hepáticas. Possuem sabor desagradável e cheiro fétido. Precipitam em preto os sais de chumbo,

formando PbS. No Brasil, temos as fontes de Araxá, a qual é também alcalina, carbonatada, termal e radioativa. A água de Poços de caldas tem as mesmas qualidades, mas sulfatadas ao invés de

carbonatadas. Nesta classe se incluem também a água de São João da boa Vista, em São Paulo e a de Monte alegre, no Paraná. Estas águas são recomendadas para tratamento de reumatismo, fígado,

doenças de pele, etc. As águas ferruginosas contêm sais de ferro. Possuem sabor adstringente e deixam por onde

passam uma mancha cor de ferrugem. Podem ser sulfatadas ou carbonatadas, conforme encerram FeSO4 ou FeCO3. No Brasil, temos em Laranjeiras, Tijucas, Lagoa Rodrigo de Freitas, Caxambu. Na Alemanha, a de Pyrman.

16

Existem também as águas termais, que são originadas em locais com atividade vulcânica ou

proveniente de grandes profundidades. Uma água mineral termal sempre é mineral, devido ao alto

teor de sais dissolvidos pelo efeito de sua alta temperatura; Uma água mineral também pode

apresentar mais ou menos radioatividade, dependendo da natureza dos seus sais e da sua origem. Observações importantes:

Saber reconhecer e identificar a natureza das substâncias presentes na água faz parte do trabalho do

químico. Em termos qualitativos podem-se usar testes rápidos para identificar a presença ou não de

determinada classe de substância, a saber: Gás carbônico. Se reconhece pelo turvamento que se produz com água de cal (Ca(OH)2) Cloretos. Reconhece-se pela formação de precipitado que se produz com uma solução de nitrato

de prata Sulfatos e carbonatos. Reconhece-se pela formação de precipitado branco que se produz com

uma solução de cloreto de bário Nitritos e nitratos. Forma coloração vermelha com uma solução sulfúrica de brucina

(C22H26N2O2) e coloração azul com uma solução de difenilamina (C12H11N) Matérias orgânicas. Descoram o permanganato de potássio a 60o C e acidulada com ácido

sulfúrico Bactérias. Reconhece-se através de cultura bacteriana ou exame microscópico Amoníaco. Reconhece-se pela reação com o reagente de Nessler

Purificação de águas não potáveis:

As impurezas de uma água não potável podem ser eliminadas por diversos métodos físicos ou

químicos, muitas vezes combinados entre si. O processo mais usado atualmente consiste na coagulação da

matéria orgânica pelo uso do sulfato de alumínio ou sulfato ferroso, que ao precipitar forma coágulos muitos espessos que adsorvem e arrastam para o fundo a matéria sólida em suspensão. Depois de terminado o processo de decantação, a água é filtrada em leito de areia e carvão ativo e em seguida recebe uma

desinfecção para eliminar as bactérias que eventualmente escaparam à filtração. Esta desinfecção pode ser

feita com cloro, ozônio ou alguma substância capaz de liberar cloro ativo como é o caso do hipoclorito de

sódio ou de cálcio. Em quantidades pequenas, a água pode ser esterilizada pelo calor. A ebulição mata após 10 a 15

minutos de fervura, a maioria dos microorganismos, mas, tem a desvantagem de alterar substancialmente o sabor da água, pela retirada do oxigênio dissolvido nela. ÁGUA OXIGENADA Estado Natural:

Não existe. Propriedades físicas:

É um líquido xaroposo, incolor, inodoro e de sabor metálico. Cristaliza-se em agulhas que fundem a �0,9o C e ferve a 151,4o C. Sob pressão reduzida pode ser destilada sem se decompor. É solúvel em água,

álcool e éter. Tem maior poder ionizante que a água.

PF: -0,9o C PE: 151,4o C Densidade: 1,45 g/ml

17


Decompõe-se na presença de platina, ouro, prata ou luz. Outras substâncias também podem decompô-la, como por exemplo, o sangue. H2O2 -> H2O + O

Na presença de oxidantes mais fracos ou substâncias redutoras, se comporta como oxidante

H2O2 + PbS -> PbSO4 + H2O

Na presença de oxidantes fortes, atua como redutora

5H2O2 + 2KMnO4 + 4H2SO4 -> K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

Na presença de ozônio, se destroem mutuamente

H2O2 + O2 -> H2O + 2O2


(pesquisar)

Obtenção industrial:

(pesquisar)


A água oxigenada tem uso na indústria como agente branqueador em substituição aos produtos

clorados (hipoclorito de sódio e hipoclorito de cálcio). É principalmente usada no branqueamento de tecidos e papel. Tem usos também como agente bactericida, destruindo um grande número de bactérias. Encontra-se no comércio em várias concentrações, sendo a mais comum, a de 27,6% em peso, que em volume de oxigênio

liberado é especificada como 100 vol. A concentração máxima que se encontra no comércio é de 36%.

Observações: A especificação volume em água oxigenada significa a quantidade volumétrica de O2 gasoso,

nas CNTP, que o mesmo volume em líquido de água pode liberar. Assim, 1ml de água oxigenada a 100

volumes, libera 100 ml de gás oxigênio quando medidos a 0o C e a 1 atm.

Outros usos da água oxigenada:

(pesquisar)


18

Estudo sobre os halogênios

Halógeno significa gerador de sal. Este nome foi dado ao cloro, flúor, bromo e iodo devido à tendência que eles possuem de se combinarem com metais dando origem a sais. Os quatro halógenos

apresentam propriedades químicas semelhantes e a atividade química decresce com a ordem de colocação: F2, Cl2, Br2 e I2. A semelhança das propriedades químicas, explica-se pela configuração eletrônica dos seus

átomos, tendo todos sete elétrons na órbita de valência. FLÚOR

Histórico:

Isolado pela primeira vez por Moissan em 1886, que decompôs o ácido fluorídrico em aparelho de platina. (O ácido fluorídrico não ataca este metal). Estado Natural:

Não existe livre na natureza, mas é encontrado sob a forma de sais. Os mais importantes são a

fluorita (CaF2), a criolita (AlF3.3NaF) e a fluorina (NaF). Existem também nos ossos, principalmente nos dentes. Propriedades físicas:

O flúor é um gás amarelo pálido, com odor que lembra uma mistura de ozônio e cloro. Liqüefaz-se dando um líquido amarelo a temperatura de �170o C. Muito leve, sua densidade em relação ao ar é de 1,3. O líquido ferve a �187o C e solidifica-se à �233o C. Propriedades químicas:

Ataca a água dando ácido fluorídrico

F2 + H2O -> 2HF + O É o mais eletronegativo de todos os elementos químicos, portanto, o menos nobre. Reage violentamente

com o hidrogênio resultando em ácido fluorídrico F2 + H2 -> 2HF

Com metais forma sais halóides

F2 + 2Na -> 2NaF Outros compostos:

O freon ou diclorodifluormetano (CCl2F2) é uma substância que é muito utilizada como refrigerante em

máquinas frigoríficas. Clasen, Salig e Malm, no Argonne National Laboratory, conseguiram cristais incolores de tetrafluoreto de xenônio (XeF4), misturando num recipiente de níquel, 5 partes de flúor e 1

parte de xenônio aquecidos a 400o C por uma hora e resfriado a 78o C (temperatura do gêlo seco). Mais

tarde, foi obtido o difluoreto de xenônio (XeF2) e posteriormente o hexafluoreto de xenônio (XeF6) em três laboratórios simultaneamente: Estados Unidos e Yoguslávia. A hidrólise parcial do XeF6 dá um oxifluoreto de xenônio

XeF6 + H2O -> XeOF4 + 2HF

19

Existe também o KrF2 e o KrF4, porém de difícil obtenção e bastante instáveis, o mesmo acontecendo

com os demais compostos de gases nobres. Processos de obtenção:

Em laboratório, pelo processo original de Moissan O flúor é obtido por eletrólise de solução de ácido fluorídrico em aparelho de platina. O aparelho consiste

m um tubo em U de cobre platinado interiormente e fechado com tampas de fluorina, que se enche de HF misturado com 30% de KHF2. O aparelho é provido de 2 eletrodos de platina e submerso dentro de um líquido refrigerante (cloreto de metila) que mantém a temperatura do aparelho em �23o C. No interior de cada ramo, estão soldados 2 tubos de desprendimento, um dos quais, aquele que se comunica com o ramo

onde está o polo positivo, se une a uma serpentina resfriada a �50o C e destinada a condensar os vapores de HF que podem se desprender durante a operação e que impurifica o flúor obtido. O mesmo objetivo

tem os tubos cheios de NaF anidro que se encontram na continuação da serpentina. A Corrente elétrica de

50V, 15 A, obtendo-se assim 5 litros de flúor por hora.

Pela eletrólise de KHF2 em fusão O processo mais moderno permite obter o flúor mediante a eletrólise do KHF2 em fusão, usando ânodo

de grafite e cátodo de cobre, resultando num produto muito mais puro em relação ao produzido pelo

método anterior. 2KHF2 -> F2(g) + H2(g) + 2KF


Como gás pouco uso existe. Os sais (criolita) são usados como fundentes na indústria do alumínio.

Na forma de fluoretos são usados como dissolventes de silicatos. CLORO Histórico:

O Cloro foi descoberto em 1744 por Scheele que o obteve tratando MnO2 pelo HCl, denominando-o como ar marinho deflogisticado. Em 1810, Davy denominou-o como Choro, que significa amarelo esverdeado. Estado Natural:

Existe em grande porcentagem na natureza, mas no estado combinado, formando sais. 78% do resíduo sólido da água do mar contém NaCl (sal marinho), além do KCl e do MgCl2. O NaCl aparece também

nas jazidas, quando recebe o nome de sal gema. A água do mar contém em média 25 g/l. As maiores jazidas de sal gema encontram-se na Espanha, na Alemanha e na Polônia. Propriedades físicas:

O cloro é um gás esverdeado, venenoso, tem odor sufocante. É mais denso que o ar e é solúvel em

água. Liquefaz-se facilmente quando resfriado a �34o C ou a 0o C quando comprimido a seis atm. Tem sabor cáustico, e é absorvível por corpos porosos. Propriedades químicas:

Depois do flúor e do oxigênio, é o elemento mais eletronegativo. Desloca, portanto, o bromo e o iodo 2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br2 2NaI + Cl2 -> 2NaCl + I2

20

Sob luz difusa, reage com o hidrogênio formando cloridreto (ácido clorídrico) Cl2 + H2 -> 2HCl

Reage diretamente com os metais formando cloretos

Cl2 + 2Na -> 2NaCl

Com os não metais

Cl2 + 4C -> CCl4 3Cl2 + 2P -> 2PCl3 5Cl2 + 2P -> 2PCl5

Reage com a água

Cl2 + H2O -> HClO + HCl O hipoclorito de hidrogênio (HClO) é muito instável e se decompõe 2HClO -> 2HCl + O2

Reage com muitos compostos orgânicos formando compostos clorados


Em laboratório se usa o processo de Scheele MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + 2H2O + Cl2

Pela ação do KmnO4

2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Pelo K2Cr2O7

K2Cr2O7 + 14HCl -> 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2


Por via química, o cloro é obtido pelo processo de Deacon. Tratando o sulfato de cobre pelo ácido

clorídrico, obtém-se o cloreto de cobre e ácido sulfúrico. O Oxigênio de uma corrente de ar quente

regenera o sulfato e liberta o cloro. CuSO4 + 2HCl -> CuCl2 + H2SO4 CuCl2 + H2SO4 + O2 -> CuSO4 + H2O + Cl2

Por processo eletroquímico, se obtém o cloro pela eletrólise da água contendo NaCl

2NaCl -> 2Na+ + 2Cl reação no ânodo: 2Cl 2e -> Cl2

reação no cátodo: 2Na+ + 2e -> 2Na 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

21


O cloro é muito usado na indústria química como matéria prima na fabricação da cal clorada, na

obtenção do clorofórmio, de inseticidas clorados e na fabricação de gases tóxicos (armas químicas). Por ser

fortemente oxidante age como desinfetante e agente branqueador, sendo por isso usado na esterilização de

águas potáveis e águas de piscinas, e no branqueamento de tecidos, papeis e madeiras. BROMO Histórico:

Descoberto em 1826 pelo químico francês Ballard. O nome bromo significa odor desagradável. Estado Natural:

O bromo não existe livre na natureza, mas sempre formando sais. Existe nas águas do mar, que o

contém em média na ordem de 70 mg/l, nas salinas e em muitas águas minerais salinas. Propriedades físicas:

É um líquido vermelho escuro, bastante volátil produzindo vapores irritantes e venenosos, atacando

os olhos, a mucos do nariz, da garganta e a pele. É um líquido bastante denso (d = 5,52 g/ml). Solúvel em

água, álcool, éter, clorofórmio, sulfeto de carbono e ácido acético. 1 litro de água dissolve 33 g de bromo,

dando água de bromo. O bromo ao dissolver-se sofre hidrólise. É muito perigoso para o organismo humano e, em caso de envenenamento por inalação, empregam-

se inalações de NH4OH (amoníaco). Se for por ingestão, se emprega então a albumina (clara de ovo). Propriedades químicas:

É mais reativo que o iodo, deslcocando-o dos iodetos, mas não desloca o cloro e o flúor Br2 + 2NaI -> 2NaBr + I2

Reage com o H2 formando ácido bromídrico

Br2 + H2 -> 2HBr Reage com os metalóides

3Br2 + 2P -> 2Br3P 5Br2 + 2P -> 2Br5P

Reage com metais

Br2 + 2Na -> 2NaBr Esta reação acontece quando aquecida a 200

o C. A reação com Mg, Fe e Cu acontece a 912o C.

Reage com a água

Br2 + H2O -> HBr + HBrO O ácido hipobromoso é instável e se decompõe, liberando oxigênio e transformando-se em ácido

bromídrico HBrO -> HBr + O

22


Obtém-se o mesmo pelo método original proposto por Ballard. Tratando brometo de magnésio com cloro,

este, por ser mais eletronegativo, desloca o bromo. Cl2 + MgBr2 -> MgCl2 + Br2

Pode-se empregar também o processo de oxidação pela pirolusita, de forma semelhante como ocorre

com o cloro. MnO2 + H2SO4 + NaBr -> 2NaHSO4 + MnSO4 + H2O + Br2


Industrialmente o bromo pode ser obtido via eletroquímica através da eletrólise de uma solução de

brometo de sódio. Usos e aplicações:

No laboratório tem uso como reativo; Na indústria é usado em fotografia, na produção de películas sensíveis à luz (brometo de prata) Pode ser usado também como desinfetante, porém não é muito comum; É usado também como antidetonante da gasolina na forma de dibrometo de etileno.

IODO Histórico:

Foi isolado a primeira vez por Courtois em 1811 das cinzas de algas marinhas. O nome lembra a cor de seus vapores. O iodo é violeta. Estado Natural:

Não se encontra livre na natureza, senão em pequeníssimas quantidades. Combinado, sob a forma de

iodetos e iodatos, é muito espalhado. Os iodetos de potássio, sódio e magnésio também são encontrados nas águas do mar e em águas minerais salinas. O iodato de potássio é encontrado nas minas de salitre do Chile e

do Peru e também nas algas marinhas. Propriedades físicas:

O iodo é um sólido que se apresenta em lâminas brilhantes, de uma cor violácea quase negra e com aspecto quase metálico. Tem um odor que lembra o cloro. Tem sabor amargo e é muito solúvel em álcool,

éter, clorofórmio e sulfeto de carbono. Dissolvido em álcool forma a conhecida tintura de iodo com

propriedades anti-sépticas. A água dissolve o iodo muito pouco. Porém, esta dissolução é enormemente

aumentada se feita em solução de iodeto de potássio. Colore de azul uma solução coloidal de amido. Devido a

essa propriedade o amido é usado em análise quantitativa do iodo. Quando aquecido, sublima-se. Os vapores de iodo são irritantes e relativamente venenosos, amarelando a pele e inflamando as mucosas. Propriedades químicas:

É incombustível e incomburente Com o hidrogênio, reage somente na presença de catalisador (platina ou paládio)

I2 + H2 -> 2HI

23

Com os metais reage dando iodetos I2 + 2Na -> 2NaI

Com metalóides também reage

I2 + 2P -> 2I3P

Com a água, sofre o mesmo processo de hidrólise que o cloro e o bromo

I2 + H2O -> HI + HIO O HIO é também bastante instável e se decompõe liberando oxigênio 2HIO -> 2HI + O2


As algas marinhas contêm iodo em teores mais ou menos elevados. As algas são incineradas e suas cinzas

são tratadas por lixiviação, separando-se os componentes por cristalização, onde se obtém K2SO4, NaCl, Na2SO4, Na2CO3 e KCl. As águas-mães restantes são depois tratadas com ácido sulfúrico e pirolusita, que

libera o iodo dos iodetos e iodatos presentes. No Chile, prepara-se o iodo a partir da água-mãe da cristalização do salitre do Chile, a qual contém o

iodato de sódio. Trata-se a água-mãe com anidrido sulfuroso conforme as equações: 2NaIO3 + 2SO2 + H2O -> 2NaHSO3 + 2HIO3 2HIO3 + 5NaHSO3 -> 5NaHSO4 + H2O + I2


Pode-se, da mesma maneira que o cloro, ser obtido via eletrolítica fazendo a eletrólise em solução

contendo iodeto (NaI ou KI) Usos e aplicações:

O iodeto de potássio é muito usado em fotografia e também na indústria farmacêutica. É usado

também como desinfetante, principalmente onde se precisa de um controle visual de sua existência, como é o

caso dos pés-diluvio em instalações de criações biológicas assépticas.

Observações: O iodo tem coloração marron parda quando dissolvido em água, e assim, o mesmo pode ser

detectado pela simples observação de sua cor.


24

Estudo dos calcógenos

Os calcógenos são os elementos do grupo do oxigênio. O nome calcógeno significa gerador de

minérios e este termo foi empregado porque estes elementos fazem parte da maioria dos minérios terrestres,

entre os quais se destacam os sulfetos, em cuja composição destaca-se o enxofre. O oxigênio já foi estudo

anteriormente em separado. O selênio e o telúrio são raros e poucos importantes. ENXOFRE Histórico:

Conhecido desde a mais remota antigüidade. O primeiro cientista a tomar conhecimento da

existência do enxofre foi Lavoisier. A importância industrial do enxofre data do século XII, quando foi usado

pela primeira vez na fabricação da pólvora. Estado natural:

É encontrado na natureza na forma livre e também combinada. Livre, encontra-se nas regiões

vulcânicas da Islândia, Sicília, México e Japão. Combinado é ainda mais abundante sob a forma de sulfetos e

sulfatos. Assim, como sulfetos importantes existem: a galena (PbS), a blenda (ZnS), a calcopirita (CuFeS2), a estibinita (Sb2S3). Os sulfatos mais importantes são o gesso (CaSO4.2H2O) a baritina (BaSO4), a celestina (SrSO4) e a epsomita (MgSO4.7H2O) Propriedades físicas:

O enxofre se apresenta em duas formas alotrópicas, além de uma forma amorfa, a saber:

Enxofre octaédrico Enxofre prismático

O enxofre octaédrico é a única forma estável na temperatura ordinária. Nesta forma, ele é um sólido

cristalino, amarelo, e tem uma densidade relativa de 2,06. Tem o PF em 112o C. Entre 96o C e 112o C passa para a forma prismática que às vezes também é chamada de monoclínica. O enxofre é insolúvel em água.

Dificilmente solúvel em álcool e éter, mas muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2). O enxofre octaédrico, que às vezes também é chamado de rômbico, é obtido pela evaporação lenta

de uma dissolução de enxofre em sulfeto de carbono, quando a mesma ocorre à temperatura ambiente. O enxofre prismático ou monoclínico é obtido deixando esfriar pouco a pouco o enxofre fundido.

Antes de solidificar toda a massa decanta-se a fração líquida. Esta forma de enxofre apresenta uma densidade relativa de 1,96 e funde a 119o C. Também é solúvel em sulfeto de carbono.

Na forma líquida o enxofre apresenta-se como um líquido amarelo transparente muito fluído. À

medida que se continua a aquecer a fluidez diminui e o líquido torna-se vermelho escuro. Aos 200o C, obtém-

se uma massa escura cuja viscosidade é tal que não se pode decantar. A 230o C o enxofre pode escoar-se de

novo e a 447o C ele ferve emitindo vapores escuros muito densos. O líquido amarelo se chama de enxofre

lambda (ë ) e a variedade parda escura recebe o nome de enxofre mu (ì). O enxofre líquido é sempre uma mistura em equilíbrio de ambas as formas. Propriedades químicas:

O enxofre se combina com a maioria dos outros elementos formando sulfetos, em alguns casos com auxílio de calor

Com o hidrogênio se combina em reator fechado quando aquecido a 440o C, produzindo gás sulfídrico

S + H2 H2S

25

Com o oxigênio, arde com chama pálida azulada aos 250o C produzindo SO2

S + O2 SO2

Com o carbono, quando passamos vapor de enxofre sobre carvão incandescente, forma sulfeto de

carbono 2S + C CS2

Com cloro. Passando cloro gasoso através de enxofre fundido forma um líquido amarelo fumegante de

cloreto de enxofre S2 + Cl2 S2Cl2

Com fósforo, se combina violentamente em temperatura pouco elevada formando compostos inflamáveis.

(P2S3, P4S3, P2S5) 3S + 2P P2S3

Combina-se com todos os metais, exceto o ouro, platina e alumínio, produzindo sulfetos

S + Fe FeS Com o zinco arde com chama azulada e emissão de espessa fumaça.

Devido a sua afinidade com o oxigênio, reduz certos compostos oxigenados como o H2SO4 e HNO3 S + 2H2SO4 3SO2 + 2H2O

Com água em ebulição, produz uma mistura de gás sulfídrico e anidrido sulfuroso

3S + 2H2O 2H2S + SO2


A maior parte do enxofre usado na indústria é obtida por extração do solo, na forma livre. São

produtores de enxofre aqueles países que possuem atividade vulcânica. Na Sicília, foi abandonado o processo

Calcaroni, devido à perda de enxofre sob a forma de anidrido sulfuroso. O enxofre era colocado em solo inclinado e queimado. O enxofre, por aquecimento, fundia e escorria para um ponto mais baixo, solidificando-se. Atualmente é empregado o método dos fornos de Roberto Gill que consiste em uma série de câmaras

circulares com duplo fundo e com uma chaminé comum. Coloca-se o material e aquece-se a 1a câmara com

carvão e gás e, os gases quentes servem para aquecer a seguinte, resultando assim em grande economia e

pequena perda de enxofre. Na Alemanha e outros países, o enxofre é obtido a partir do gás sulfídrico

originado na destilação seca do carvão mineral, nos processos de purificação deste. No Canadá, se recupera o

anidrido sulfuroso produzido na fusão dos sulfêtos minerais (pirita e calcopirita). No Texas e na Luisiana, o enxofre é extraído do subsolo, a 300 metros de profundidade, usando-se o processo de Herman Frasch, que consiste em perfurar as jazidas superiores para introduzir 4 tubos concêntricos, sendo o maior de 20 cm de diâmetro. Através de dois tubos exteriores se envia água aquecida a 170

o C e sob pressão, onde ao atingir o

fundo do tubo, funde o enxofre formando um charco de enxofre derretido, o qual após decorrido um certo

tempo, é forçado para cima através de ar quente enviado pelo terceiro tubo. O ar insuflado forma uma espécie

de espuma com o enxofre fundido e este devido à pressão sobe à superfície pelo tubo mais interno, sendo

recolhido em caixas onde se solidifica. Todo enxofre extraído da natureza na forma livre, geralmente contém

muitas impurezas, no entanto este é facilmente purificado por sublimação ou destilação.

26

Purificação do enxofre:

Os métodos atuais de purificação do enxofre consistem em colocá-lo numa caldeira onde este passa para o estado líquido e em seguida para o estado de vapor, que através de um duto alcançam uma outra

câmara de tijolos, fria, onde os vapores se condensam, primeiro formando um pó muito leve (flor de enxofre).

Mas essa parede logo se aquece fundindo o pó, forçando-o a escorrer para o fundo na forma líquida, onde é

escorrido para dentro de moldes cilíndricos onde resfria, ficando então com a forma final de bastões. Usos industriais do enxofre:

O enxofre teve sua primeira grande aplicação industrial em larga escala com o advento da pólvora

negra. Atualmente seus maiores empregos industriais estão na produção de ácido sulfúrico e na vulcanização

da borracha, usada em pneus. Tem empregos secundários na produção de sulfetos: sulfeto de carbono, usado

como solvente de borracha; sulfeto de sódio, usado como depilatório em curtumes; misturado com cal produz

um fungicida muito usado na agricultura, a qual recebe o nome de calda bordalesa. Tem emprego na medicina como agente de combate a sarnas e fungos que atacam a pele (micoses). Anotações de aula:

27

Estudo do grupo do Nitrogênio

Neste grupo estão incluídos também o fósforo, o arsênio, o antimônio e o bismuto. Apenas o nitrogênio e o fósforo apresentam importância industrial.

NITROGÊNIO

Histórico:

Isolado do ar pela primeira vez por Scheele em 1770. Em 1772 estudando a respiração verificou que

o ar continha um gás inerte. Lavoisier denominou nitrogênio que quer dizer gerador de nitro ou azo. Ambas as palavras significam impróprio para a vida. Estado natural:

O nitrogênio constitui 78% do volume do ar atmosférico. Os principais compostos são os nitratos, o

amoníaco e os sais amoniacais. É também o elemento essencial das proteínas. Propriedades físicas:

É um gás incolor, inodoro, insípido, mais leve que o ar (d = 0,97) muito pouco solúvel em água e

dificilmente liquidificável. Foi liqüefeito pela primeira vez por Cailletet. À temperatura de �145o C o nitrogênio líquido é transparente e ferve a �196o C. Solidifica-se a �210o C. Propriedades químicas:

Foi por muito tempo considerado um gás inerte. É um dos elementos mais inativos com exceção dos

gases nobres. Mas, desdobrada sua molécula que ocorre a 3000o C ou pela ação de catalisadores ou do calor,

se combina facilmente formando compostos instáveis. As decomposições são exotérmicas e explosivas.

N2 se combina com metais formando nitretos metálicos N2 + 3Mg Mg3N2 requer 700o C N2 + 6Li Li3N2 requer 450o C Os nitretos são todos explosivos.

Sob pressão e catalisador adequado reage com hidrogênio produzindo amoníaco

N2 + 3H2 -> 2NH3 + 21,88 kcal

Com o oxigênio produz óxido de nitrogênio

H2 + O2 -> 2NO2 + 216 kcal


Em laboratório costuma-se eliminar o oxigênio do ar usando uma reação de combustão auxiliar.

Pode-se optar em usar cobre metálico aquecido ao rubro quando este se apodera do oxigênio para formar

óxido de cobre sólido. O gás carbônico que porventura esteja presente é absorvido fazendo o ar passar por

uma solução de potassa. O ar que passar pela solução de potassa ficará praticamente constituído somente por

nitrogênio que é então recolhido e usado. Outro método mais simples consiste em queimar um pedaço de

fósforo elementar suficiente para consumir todo o oxigênio do recipiente. Em seguida faz-se passar através da

solução de potassa para remover os resíduos de óxido de fósforo e do gás carbono. Um processo onde o nitrogênio pode ser obtido puro vem da decomposição térmica de nitrito de amônio

28

NH4NO2 N2 + 2H2O Na falta de nitrito de amônio, pose-se usar o cloreto de amônio e nitrato de potássio

KNO2 + NH4Cl KCl + 2H2O + N2

Processos industriais de obtenção do nitrogênio:

Por destilação de ar liquefeito. O processo industrial mais importante é aquele que tira o nitrogênio

do ar através da destilação de ar liquefeito. Como o nitrogênio é mais volátil que o oxigênio, este evapora

primeiro. Usos industriais do nitrogênio:

Em laboratórios é utilizado para criar uma atmosfera inerte, isto é, para substituir o ar em certos

aparelhos quando as operações exigem a ausência do oxigênio. Esta técnica também é usada na conservação

de alimentos industrializados, para evitar o enegrecimento dos produtos devido a oxidação provocada pelo

oxigênio quando presente. Na indústria é empregado na obtenção de amônia que é matéria prima para todos

os demais compostos nitrogenados conhecidos. (ácido nítrico, nitratos, cianamida, uréia, etc.)

Produção de amônia. A amônia é matéria-prima para fertilizantes, explosivos e produtos tensoativos catiônicos (quaternários de amônio), além de servir ainda como gás de refrigeração nas grandes instalações

frigoríficas. A amônia é obtida pela reação química entre o nitrogênio, obtido da destilação de ar liquefeito e do hidrogênio obtido por uma das vias descritas anteriormente, conforme a equação

3H2 + N2 <-> 2NH3

Ciclo do nitrogênio:

O nitrogênio tal como o carbono, apresenta um ciclo vital. Os animais o encontram nos alimentos

vegetais. Os vegetais o tiram dos adubos e do ar atmosférico. Nos adubos o nitrogênio encontra-se já na forma

aproveitada pela planta, isto é, na forma amoniacal, enquanto que do ar atmosférico encontra-se na forma de nitrogênio gasoso, não aproveitável diretamente pelas plantas. Porém, ao acontecerem os raios e relâmpagos

de eletricidade, a energia liberada por eles é suficiente para forçar a reação do nitrogênio com o oxigênio

produzindo óxidos nítricos e nitrosos que são arrastados com a chuva diretamente para o solo, onde pela ação

de bactérias nitrificantes reduzem estes, através de fermentação, para a forma amoniacal e então ficam

disponíveis para a vida vegetal. Os corpos animais quando entram em decomposição também devolvem o

nitrogênio à vida vegetal diretamente na forma amoniacal, assimilável pelas plantas, fechando o ciclo. FÓSFORO

Histórico:

Foi descoberto em 1669 pelo alquimista Brand, que o retirou da urina. O seu processo guardado em segredo foi mais tarde encontrado por Kunckel. Em 1769, Gahn assinalou a presença do fósforo em

quantidades apreciáveis nos ossos. Estado natural:

Devido a sua grande afinidade pelo oxigênio não existe livre na natureza. Existe na natureza principalmente sob a forma de Ca3(PO4)2, como na fosforita. É também encontrado combinado com o

nitrogênio em todo organismo animal e vegetal. Nos ossos é encontrado combinado, compondo mais ou

menos cerca de 60% da massa dos ossos em fosfato de cálcio.

29

Propriedades físicas:

O fósforo apresenta duas formas alotrópicas: O fósforo branco e o fósforo vermelho. O fósforo

branco apresenta cheiro de alho, é incolor, fosforescente, mole, e muito solúvel em sulfeto de carbono. Em contato com o ar oxida-se rapidamente. Venenoso. Tem um ponto de fusão de 44

o C e uma densidade de 1,84. Inflama-se aos 60o C e ferve a 287o C. Resfriado apresenta o fenômeno de sobrefusão. O fósforo vermelho é inodoro, de cor vermelha, não é fosforescente, apresenta-se duro e insolúvel no sulfeto

de carbono. Oxida-se lentamente quando exposto ao ar. Também não é venenoso. Tem um ponto de fusão

entre 500o e 600o C e uma densidade de 2,2. Só se inflama ao ser aquecido a 260o C. Acima de 287o C seus

vapores dão fósforo branco por condensação brusca. Propriedades químicas:

Fósforo branco reage com o hidrogênio nascente, produzindo PH3 sob a ação de descargas elétricas ou

sob pressão.

P4 + 6H2 4PH3

Com o oxigênio, oxida-se lentamente, no ar úmido com fosforescência, produzindo ozônio, ácido

fosforoso e ácido fosfórico. Em ar seco forma P2O5 e não ocorre fosforescência. A fosforescência ou

quimiluminescência é devido a formação do ozônio. Com halogênios, resulta em tri ou penta haletos de fósforo.

2P + 3X2 2PX3

com halogênio em excesso:

2P + 5X2 2PX5 (X pode ser F, Cl, Br ou I)

Com enxofre, forma trissulfeto de fósforo

P4 + 3S P4S3

O fósforo reduz compostos oxigenados

2P + 3H2O PH3 + H3PO3 (água em ebulição em presença de base)

Reduz os óxidos de prata e cobre, libertando os metais. Introduzindo um bastão de fósforo em solução de sulfato de cobre, o fósforo se recobre de cobre e a

solução descora. Aquecido a 60o C arde com chama brilhante produzindo espessa fumaça branca de P2O5, liberando

369Kcal. Decompõe a água em ebulição na presença de álcalis.

P4 + 3NaOH + 3H2O PH3 + 3NaH2PO3 Processos de obtenção:

Obtenção do fósforo branco: O mesmo é obtido a partir do fosfato natural de cálcio misturado com areia

e coque. Este processo recebe o nome de processo de Wohler e é feito em forno elétrico.

30

Ca(PO4)2 + 3SiO2 + 5C 3CaSiO3 + 5CO + 2P A mistura é pulverizada e é aquecida pela ação de um arco voltaico até a temperatura entre 1300

o a 1400oC. O vapor do fósforo passa por um orifício de saída para um condensador onde é recebido em

água. O silicato de cálcio é empregado como escória e o monóxido de carbono é empregado na produção

de formiatos. A reação se processa em duas fases

O fosfato de cálcio reage primeiramente com a areia formando o silicato de cálcio e óxido de fósforo. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 3CaSiO3 + P2O5 O óxido de fósforo é reduzido pelo carbono P2O5 + 5C 5CO + 2P Obtenção do fósforo vermelho: A luz transforma o fósforo branco em vermelho. O calor (200o C) transforma quase completamente o fósforo branco em fósforo vermelho. (a transformação não se dá

completamente devido a reversibilidade que é comum nas substâncias que apresentam formas

alotrópicas).

A purificação do fósforo é obtida pela fusão do fósforo branco mantido imerso em água aquecida a 60o C

e filtrando o mesmo sob pressão através de um filtro fino contendo uma camada de carvão

Transformação do fósforo vermelho em fósforo branco: O fósforo vermelho passa para a fase de vapor

sem passar pela fase líquida (sublima) e seus vapores condensados resultam em fósforo branco. Aquecendo fósforo branco a 70

o C e sob grande pressão pode se obter o fósforo negro com uma

densidade de 2,7. Processos industriais de obtenção do fósforo:

Aquece-se fósforo branco em um vaso fechado até a temperatura de 240o C. O fósforo branco é

conservado nessa temperatura sob camada de água durante 10 dias. Deixa-se então esfriar a massa vermelha

obtida e em seguida essa é moída e submetida a uma ebulição em solução de soda que destroi o fósforo

branco não transformado em vermelho, convertendo em hipofosfito de sódio. Usos industriais do fósforo:

O fósforo branco é usado como veneno para ratos. O fósforo vermelho é usado na fabricação de

fósforos universais. (aqueles que acendem através de atrito sobre qualquer superfície, atualmente em desuso,

devido a falta de segurança). O fósforo tem mais utilidade na forma combinada como ácido fosfórico.


31

Estudo sobre o carbono: Estado natural:

O carbono é encontrado na natureza, nas formas livre e combinada. Livre é encontrado sob uma

forma amorfa e duas formas cristalinas: O diamante e o grafite. O diamante apresenta-se também com

pequenas variações em sua forma cristalina: a forma cristalizada, a qual se apresenta na estrutura octaédrica, a

forma bort e o carbonado, o qual contém carbono amorfo. Quando aquecido a 800o C o diamante arde em

oxigênio puro, formando gás carbônico. Na forma de diamante, o carbono é encontrado no Brasil, na África

do Sul, na Índia e na Austrália, sempre em presença de uma argila dura que devido a sua cor é chamada de

�terra azul�. Na forma de carbono amorfo, uma grande variedade de tipos é encontrada, dependendo da origem e da concentração de carbono existente. Entre os principais pode-se citar a hulha, e o carvão mineral

(vários tipos), que se originaram da decomposição de vegetais submersos em lodo ou águas profundas livres

de oxigênio, sofrendo ao longo do tempo um processo de putrefação ou fermentação carbônica. A forma cristalina grafite é uma variedade de carvão mineral que sofreu uma metamorfose pela alta pressão a que foi

submetido nas profundezas do solo recebendo a estrutura laminar característica da mesma. Propriedades físicas:

O diamante apresenta uma densidade de 3,5. É um mau condutor de eletricidade e tem um índice de

refração de 2,4. Os diamantes são incolores, claros como a água e apresentam um ligeiro matiz amarelado,

rosado ou verde. É a substância mais dura que se conhece. O bort e o carbonado são usados para perfurar cortar e polir rochas e outras pedras. Só são riscados pelo próprio diamante, mas são muito frágeis. Na forma

de grafite a qual as vezes recebe também o nome de plombagina é uma substância cristalina, brilhante,

branda, untuosa ao tato e boa condutora de eletricidade e de calor. O carbono amorfo pode se apresentar de várias formas a qual depende da origem do mesmo. Propriedades químicas:

O carbono tem a capacidade de reagir com ele próprio gerando enormes cadeias e uma

multiplicidade de substâncias químicas e por participar da química dos seres vivos tem uma importância

muito grande e por isso tem reservado para si um estudo separado dos demais elementos, é a química

orgânica ou também a química dos compostos de carbono.

Como carbono elementar a reação mais comum é a reação com o oxigênio gerando óxido. Na falta de

oxigênio forma-se o monóxido de carbono e quando a queima é feita com excesso, então forma-se o dióxido de carbono. 2C + O2 2CO C + O2 CO2

Incandescente reage com água, deslocando o hidrogênio e formando gás pobre

2C + 3H2O CO2 + CO + 3H2

Aquecido com carbonato de cálcio (calcário) produz carbeto de cálcio

3C + CaCO3 CaC2 + CO2 + CO essa reação se processa em duas fases. Primeiro, ocorre a decomposição do calcário CaCO3 CaO + CO2 depois, ocorre a reação de formação do carbeto

32

3C + CaO CaC2 + CO Com o H2, na presença de arco voltaico, produz metano C + 2H2 CH4

Processos de obtenção industrial e usos:

Muitos produtos a base de carbono são produzidos industrialmente a partir de carvão mineral, vegetal

ou animal. Entre os mais importantes estão: Grafite artificial. A grafite é usada na fabricação de eletrodos, na fabricação de tijolos refratários, na

construção de cadinhos, moldes e no fabrico de lápis, pois riscado pelo papel deixa este manchado de

negro, efeito este similar ao do chumbo e por isso em certa época acreditava-se que o grafite continha chumbo, daí chamar-se também de plomo-negro ou plomagina. A grafite é usada também

como lubrificante; Coque. Este produto é obtido pela destilação de carvão mineral (hulha). É usado como matéria prima

para produção de grafite. O coque aquecido a 3000o C na presença de silício como catalisador se

transforma em grafite; Carvão animal. O carvão animal é obtido pela carbonização de sangue ou ossos de animais, com o

objetivo de produzir carvão adsorvente, pois este é de todos o que mais poder de adsorsão possui,

descolorindo vinho e outras soluções coloridas naturalmente. Negro de fumo. O negro de fumo é obtido pela queima de materiais orgânicos ou mesmo produtos de

origem animal. Apresenta-se sempre na forma de pó finamente dividido e tem a função de servir de

pigmento preto em tintas (principalmente as tintas de impressão), resinas e graxas. Nas resinas

plásticas o negro de fumo exerce a função de filtro solar aumentando a estabilidade à luz solar destes

produtos além de lhes conferir a cor preta. Anotações de aula:

:

33

Estudo sobre os metais Estado natural:

Os metais são representados pelos elementos da parte esquerda da tabela periódica. Eles têm algumas propriedades em comum, entre as quais a condutividade elétrica e o brilho próprio, resultante da grande

mobilidade de seus elétrons livres da última camada eletrônica. Poucos metais são encontrados no estado nativo. Entre eles se encontram o ouro, a platina, o rênio e o ródio. Em pequenas quantidades se encontram também a prata, o cobre, o mercúrio e o bismuto. Nos meteoritos, se encontram também o ferro. Todos os

demais metais se encontram na natureza sob a forma combinada com o oxigênio, o enxofre, os halogêneos,

etc., formando óxidos, sulfetos, cloretos, carbonatos, fosfatos e outros menos importantes. Estes compostos

combinados recebem o nome de minério. Como exemplo tem-se: a blenda (ZnS), a magnetita (Fe3O4), a cuprita (Cu2O), a calcita (CaCO3) a anglesita (PbSO4), etc. A extração destes minérios é feita em duas fases.

A mineração e a metalurgia. A primeira consiste na extração e beneficiamento do mineral, onde se separa o

mesmo do restante que não tem valor (ganga). A segunda tem por fim extrair o metal do minério beneficiado.

Há três processos metalúrgicos: A redução, a eletrólise e a precipitação química. Propriedades físicas:

Sistema cristalino. Os metais são todos cristalizáveis e a maioria cristaliza no sistema cúbico. O

cálcio apresenta cristais hexagonais, o estanho apresenta cristais quadráticos e o bismuto apresenta

cristais rômbicos. Densidade. A densidade é uma importante propriedade física. Nos metais ocorre uma variação desde

0,59 g/ml para o metal mais leve (Lítio) até 22,4 g/ml para o mais denso (ósmio). Os valores de densidades dos metais podem ser obtidos diretamente da tabela periódica.

Solubilidade. Os metais somente são solúveis em ácidos minerais ou suas soluções, com exceções, caso dos metais nobres. O ouro se dissolve somente numa mistura concentrada de ácidos clorídrico e

nítrico que recebe o nome de água régia. Cor. Geralmente são brancos ou cinzentos. Os metais alcalinos e o chumbo são brancos quando

cortados, porém devido à rápida oxidação perdem seu brilho metálico ou se tornam cinzentos. O

ouro tem cor característica amarela, enquanto o cobre tem cor vermelha e o ósmio apresenta cor azul. Brilho. O brilho é uma propriedade particular dos metais. Porém, ao serem reduzidos a pó fino,

perdem completamente este brilho, com exceção de alguns poucos, como o ouro, o alumínio, o cobre

e o magnésio. Um metal é tanto mais brilhante quanto melhor condutor for, por esse detalhe se

admite que o brilho dos metais esteja ligado a mobilidade dos elétrons da última camada eletrônica. Fusão. O ponto de fusão varia muito e depende do metal em questão. Alguns têm ponto de fusão

bastante baixo enquanto outros têm ponto de fusão acima dos 2500o C.

Condutibilidade. Todos os metais são bons condutores de calor e de eletricidade. O metal de mais alta condutibilidade é a prata, seguida pelo cobre, ouro e alumínio, tungstênio, zinco, platina, ferro,

chumbo e mercúrio. Maleabilidade. Esta é uma propriedade que diz o quanto o metal é maleável, ou seja, quanto se pode

dobrar sem o mesmo quebrar. Quanto mais maleável for um metal, mais fino é a lâmina que se

consegue fazer com o mesmo. Entre os mais maleáveis encontram-se o ouro a prata, o alumínio e o

cobre. Ductilidade. Esta propriedade está relacionada à facilidade com que o metal é transformado em fio.

Quanto mais fino o fio que pode ser obtido, mais dúctil é o metal. Geralmente os metais maleáveis

são também dúcteis. Existem algumas exceções: O estanho e o chumbo, os quais são relativamente

maleáveis, porém pouco dúcteis. Tenacidade. A tenacidade está relacionada à capacidade de resistir a choques sem quebrar. Os metais

mais tenazes são o Ferro, o níquel e o cobalto. Os menos tenazes são o estanho e o chumbo. Dureza. Um dos métodos mais antigos para se determinar a dureza dos metais é a escala de Mohs,

constituída de 10 minerais, em ordem crescente de dureza, que são usados como referência, a saber:

34

1. Talco 2. Gipsita 3. Calcita 4. Fluorita 5. Apatita 6. Feldspato 7. Quartzo 8. Topázio 9. Coríndon 10. Diamante


Os metais têm caracter eletropositivo, isto é, tendem a se comportar como cátions. Podem substituir

o hidrogênio dos ácidos para formar sais. H2SO4 + 2Zn ZnSO4 + H2

Os mais eletropositivos são os metais alcalinos e alcalinos terrosos. Os metais alcalinos são solúveis em

água fria e formam bases fortes ao se dissolverem.

Ação do oxigênio:

A maioria dos metais reage com o oxigênio formando óxidos. Estes podem ser básicos, quando reagem com a água formando uma base. Podem ser indiferentes ou anfóteros, que se comportam às vezes como

óxidos ácidos e outras vezes, como óxidos básicos. Podem ser singulares ou peróxidos, quando reagem

com ácidos formando sal e água oxigenada. Podem por último, formarem óxidos salinos, resultantes da associação de dois ou mais óxidos do mesmo elemento.

Ação do ar seco:

O oxigênio do ar seco oxida os metais com exceção do ouro, a prata e a platina. A prata é oxidada pelo

ozônio formando Ag2O2. O sódio e o potássio se oxidam rapidamente, por esse motivo devem ser

conservados imersos em óleo mineral ou querosenes isentam de enxofre.

Ação do calor:

o chumbo oxida-se quando fundido, formando uma camada de óxido de chumbo. O mercúrio a 350o C se

cobre de películas rubras de óxido mercúrico. A fita de magnésio introduzida na chama, arde com brilho intenso produzindo magnésia (óxido de magnésio).

Ação do ar úmido:

O ar úmido oxida mais facilmente os metais que o ar seco. Além da ação do oxigênio temos a do vapor

de água e do gás carbônico. O ferro exposto ao ar úmido oxida-se aos poucos em ferrugem (hidróxido de

ferro). O cobre, graças a presença do gás carbônico no ar, reveste-se com uma camada superficial de carbonato básico de cobre, vulgarmente chamada verdete.

Ação da água:

a maioria dos metais decompõem a água. O metal apodera-se do oxigênio e põe o hidrogênio em

liberdade. Os metais alcalinos decompõem a água a frio. O Ferro, o níquel e o cobalto só decompõem a

água quando aquecidos ao rubro. O magnésio decompõe a água à quente. Os metais nobres não

decompõem a água em temperatura alguma.

Ação do hidrogênio:

Os metais alcalinos e alcalino-terrosos combinam-se com o hidrogênio formando hidretos.

Ação do cloro:

O cloro ataca todos os metais, sem exceção. Uns à temperatura ordinária e outro somente a quente. A

platina é atacada lentamente pelo cloro.

35

Ação do enxofre:

a temperatura ordinária o enxofre não ataca os metais. À temperatura mais elevada o enxofre se combina

com todos os metais com produção de calor e de luz.

Ação dos ácidos

Os metais mais nobres que o hidrogênio não reagem com os hidrácidos. Reagem porem com os oxiácidos

fortemente oxidantes como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico. A platina e o ouro não reagem nem com

ácidos nítrico ou sulfúrico. Reagem, porém, sob fortes condições obtidas com a mistura de ácido nítrico e

clorídrico em determinada proporção quando forma a água régia.

Série de atividade química:

Na tabela chamada série da atividade química, os metais estão colocados de tal forma que um metal

pode substituir nos sais qualquer metal que o seguem, e ser substituído por qualquer metal que o preceda. Na

tabela tem-se:

Cs � Li � Rb � K � Na � Sr � Ba � Ca � Mg � Al � Mn � Zn �Cr � Fe � Cd � Co � Ni � Sn � Pb � H � Bi � Cu � Hg � Ag � Pd � Pt � Au

Pela tabela verifica-se que alguns são mais nobres que o hidrogênio e outros menos nobres. Os

metais mais nobres são de menor reatividade química e os metais menos nobres apresentam maior reatividade

química. Assim, o zinco e metal menos nobre que o cobre e é capaz de substituí-lo nos seus sais, mas o contrário não acontece.


36

Ligas Metálicas

As ligas metálicas são aparentemente uma mistura de dois ou mais metais macroscopicamente

homogêneas. As ligas são fabricadas para substituírem metais cujas propriedades não servem para

determinada aplicação. Como exemplo, tem-se o ouro, que quando puro, é mole. Entretanto, misturado com

cobre, prata, e outros metais na razão de 3 partes de ouro para 1 parte do outro metal, forma uma liga mais

resistente. O antimônio, por ser quebradiço, é associado ao chumbo, etc. Uma análise mais sensível, mostra

que, na verdade, ocorre uma espécie de ligação química entre os metais da liga, uma vez que a liga

geralmente tem propriedades bem diferentes dos dois metais componentes quando sós. Esta ligação recebe o nome de ligação metálica. As ligas são geralmente analisadas com o auxílio de um exame microscópio feitas

sobre a superfície da liga. Este exame recebe o nome de metalografia. As ligas a olho nu parecem homogêneas, no entanto, ao microscópio pode-se verificar a existência de diversos tipos de cristais. Cada

cristal pode ser formado por um só elemento (quando é uma simples mistura) ou por mais de um (quando

ocorre a ligação metálica). No aço, encontram-se presentes quatro tipos de cristais. Só ferro (ferrita), só

carbono (grafita), carbono e ferro combinados (carboneto de ferro) e carbono e ferro misturados (austenita e martensita). O exame de metalografia consiste em: polir a superfície do metal ou da liga metálica; Tratar esta

superfície por um reagente químico adequado ( normalmente um ácido ou uma base); Examinar a superfície

ao microscópio, fotografando-a; Ampliar a microfotografia obtida. Podem-se usar outros exames para demonstrar a heterogeneidade das ligas, como por exemplo, o exame térmico, a dilatibilidade e o ponto de fusão. Outro exame muito comum é o exame da difração dos raios-X. Classificação das ligas:

Vários critérios podem ser usados para se classificar as ligas metálicas. Os mais empregados são: Pelo número de componentes na liga, tem-se:

Ligas binárias. Tem dois componentes (ex: aço, bronze, latão) Ligas ternárias. Tem três componentes (ex: tipos de imprensa, liga de Darcet) Ligas quaternárias. Tem quatro componentes (ex: liga de Wood)

Pela aplicação: Ligas para máquinas. São ligas resistentes. Ligas para a aviação. São ligas leves, tipo magnálio e duralumínio. Ligas para soldas. São ligas de baixo ponto de fusão, tipo a liga deWood (PF 70

o C) e Liga de Rose (PF 96o C). Ligas para jóias, moedas e talheres. São ligas de metais nobres.

As ligas são obtidas mediante a fusão de seus componentes e misturando-se os mesmos em seguida,

na proporção necessária e resfriando a mistura rapidamente. A rapidez do resfriamento é necessária para evitar que os metais se separem por suas densidades, ficando a liga com percentagens diferentes em alguns pontos. Quando isto acontece, este fato recebe o nome de liquação. Propriedades das ligas:

A finalidade da fabricação de ligas é melhorar as qualidades e propriedades dos metais. A

tenacidade, dureza e a elasticidade das ligas são superiores a dos seus metais componentes. Assim o ouro e a

prata que são moles, quando associados ao cobre adquirem maior dureza, sem perder a sua beleza e

inalterabilidade química. A fusibilidade, dilatabilidade, condutibilidade, maleabilidade, ductibilidade e densidade são inferiores a de seus metais componentes. Como exemplo, a liga de Darcet funde a 93

o C, enquanto o mais fusível de seus componentes, o estanho funde a 228

o C. A cor das ligas é intermediária entre

a cor de seus componentes, mas às vezes fica totalmente diferente. A liga de cobre e antimônio é púrpura. As

ligas de ferro e ouro são azuis e a liga de cobre e níquel é branca. Muitas ligas são bastante resistentes à

oxidação e à corrosão. É o caso do metal monel (Au 32%, Ni 68%) é a liga que mais resiste aos agentes

químicos e por isso é muito empregada nas indústrias de álcalis (fabricação de soda cáustica e cloro). O

alumínio é o metal mais usado para melhorar a resistência à corrosão dos ácidos.

37

Tipos de ligas metálicas mais comuns:

Latão Cu � Zn : Resistente e dúctil. É usada no fabrico de alfinetes, pregos, arames,

Parafusos, metais para banheiros, , fechaduras, etc. Bronze

Cu � Sn (80~90 � 20~10): Dura e tenaz. Usado na fabricação de sinos e canhões (antigamente).

Bronze de alumínio: Cu � Al (90 �10): Dura e Tenaz. Usado em casco de navios.

Metal monetário: Várias composições entre ouro, prata e cobre.

Prata Alemã Cu � Zn � Ni: Liga que imita a prata.

Ouro de Nuremberg Cu � Au � Al: Liga para objetos de adorno.

Metal Monel Cu � Ni: Liga resistente ao ataque químico.

Duralumínio Al � Cu � Mn � Mg: Liga leve para rodas e aviação.

Magnálio Al � Mg: Liga leve para aviação.

Alpax Al � Si: Liga leve para indústria automobilística e aviação.

Liga de Wood Bi � Pb � Sn � Cd: Liga para solda, PF 68o a 70o C.

Liga de Lipowitz Bi � Pb � Sn � Cd: Liga para solda, PF 96o C.

Liga de Darcet Bi � Pb � Sn: Liga para solda, PF 96o C.

Liga de estanho Sn � Pb: Liga para solda (solda comum, de estanho, usada em eletrônica).

Prata de joalheria Ag � Cu: Liga de prata.

Ouro 18 quilates Au � Ag � Cu: Liga de ouro.

Ouro branco Au � Ni: Ouro branco para jóias. Atualmente se usa o paládio no lugar do níquel.


38

Metais alcalinos

Estes metais são assim chamados porque ao reagir com água formam bases solúveis, que

antigamente recebiam o nome de álcalis. Os metais alcalinos constituem a primeira coluna da tabela

periódica. São todos moles, podendo ser cortados com faca. Possuem brilho quando recém cortados mas se

tornam logo foscos devido à rápida oxidação que sofrem quando em contato com o ar, por devem ser

guardados sempre em frascos contendo óleo mineral (vaselina ou querosene isentos de enxofre). As bases

assim formadas são fortes e reagem com ácidos fortes produzindo sais de reação perfeitamente neutros, sendo

todos solúveis em água. A principal valência destes metais é sempre 1. São altamente reativos, e porisso não

são encontrados no estado livre na natureza, mas seus compostos existem em abundância, quer em dissolução

na água do mar ou nas águas minerais, bem como também no estado sólido no solo. Entre os metais alcalinos

os que apresentam maior importância são o sódio e o potássio. SÓDIO Estado natural:

Não se encontra livre na natureza, mas seus sais são muito abundantes. O sódio foi isolado pela

primeira vez por Davy em 1807, decompondo a soda usando processo eletrolítico. Os principais compostos

naturais do sódio são: Cloreto de sódio, encontrado no mar quando recebe o nome de sal marinho e encontrado em depósitos no solo quando recebe então o nome de sal-gema; Fluoreto duplo de alumínio e

sódio. Minério conhecido pelo nome de criolita; Nitrato de sódio. Encontrado no deserto de Atacama no chile

e no Peru. Se originou pela oxidação do amoníaco existente nas fezes de pássaros e este se acumulou devido a

total ausência de água de chuvas; Sulfato duplo de cálcio e sódio. Minério conhecido pelo nome de glauberita

ou também como sal de Glauber; Tetraborato de sódio. Minério conhecido pelo nome de boracita; Silicato duplo de alumínio e sódio. Este minério recebe o nome de feldspato albito. O sódio também é encontrado nas

cinzas vegetais sob a forma de carbonato de sódio. ; Propriedades físicas:

O sódio é um metal mole, branco, possui brilho quando recentemente cortado, tornando-se opaco devido à oxidação em contato com o ar, sendo por esta razão, conservado em frascos fechados totalmente imersos em óleo mineral. Propriedades químicas:

Ação do ar:

Em contato com o ar seco o sódio oxida-se depois de certo tempo, mas em contato com ar úmido, a

superfície perde rapidamente seu brilho, cobrindo-se de uma fina camada de cristais esbranquiçados de

NaOH, que protege o metal contra qualquer alteração.

Ação do calor: Aquecido ao ar o sódio inflama-se numa temperatura elevada e arde com a chama amarela característica,

formando peróxido de sódio, Na2O2.

Ação da água: Colocado na água, o sódio reage prontamente com a mesma, a frio, formando hidróxido e liberando

hidrogênio. Por ser menos denso do que a água o sódio flutua sobre a mesma com movimentos circulares

devido a liberação do hidrogênio, o qual por ser inflamável, torna essa reação muito perigosa.

Ação dos não-metais: Com os não metais o sódio forma compostos binários (sais compostos por dois componentes. Um cátion

e um ânion).

39


Antigamente se obtinha o sódio por redução do carbonato de sódio pelo carvão no processo de Saint-Claire Deville, hoje obsoleto. Atualmente são empregados os processos de Castner, que consiste na eletrólise

ígnea de hidróxido de sódio, e o outro processo também muito usado consiste na eletrólise de cloreto de sódio

fundido, o qual funde a 800o C, porém quando usado em conjunto com carbonato de sódio, a mistura entra em

fusão a 600o C, o que torna o processo mais econômico.

Usos importantes:

Nos laboratórios tem emprego como redutor, principalmente em química orgânica. Na indústria, por

ser redutor pode ser empregado para se obter o alumínio ou do magnésio a partir de seus minérios. Tem utilização também na fabricação da oxilita, ou seja, na produção do peróxido de sódio, que constitui um dos

processos para a obtenção de ozônio e água oxigenada. Por ser mais abundante que o potássio e ter preços

menores o mesmo substitui o potássio em muitos de seus sais.

POTÁSSIO Estado natural:

Foi isolado por Davy ao mesmo tempo que o sódio, em 1807. Até o começo do século XIX a potassa

era considerada como substância simples. A mesma era obtida pela lavagem das cinzas vegetais com água,

operação esta que recebeu o nome de lixiviação. Em 1807, quando Davy a decompôs por eletrólise além de

descobrir um novo elemento provou ser a potassa uma base, o hidróxido de potássio. Devido a sua alta

reatividade química, o potássio, assim como o sódio, não é encontrado livre na natureza, mas existe

combinado numa relativa abundância. Os sais mais comuns que se encontram na natureza são: Nitrato de

potássio, encontrado em locais de baixa pluviosidade; Cloreto se potássio. Minério este que recebe o nome de silvina, sendo explorado hoje à exaustão para suprimento das indústrias de fertilizantes; Carnalita, minério

que quimicamente é o cloreto duplo de potássio e magnésio; Cainita, minério constituído por uma mistura de cloreto de potássio e sulfato de potássio; Alunita, que é quimicamente o sulfato duplo de alumínio e potássio,

ou seja, um alúmen, também conhecida como pedra de alúmen; Ortosa, que quimicamente é o silicato de

alumínio e potássio e por último ainda existe o carbonato de potássio, o qual constitui o principio ativo das lixivias de cinzas vegetais (potassa). Todos os minérios de potássio são hoje explorados a exaustão para suprir

o fornecimento de matéria-prima para a indústria de fertilizantes. Propriedades físicas:

Assim como o sódio, apresenta cor branca como a prata quando recentemente cortado, para se tornar

opaco devido a oxidação pelo ar. Deve ser conservado da mesma maneira que o sódio. É mole como a cera.

Tem uma densidade de 0,87, sendo menos denso do que a água. Funde a 62o C.


Tem praticamente as mesmas propriedades químicas que o sódio, sendo apenas mais reativo do que

este. Diferencia-se fisicamente do sódio pela cor da chama ao queimar. Enquanto o sódio emite uma luz

amarela forte bem característica, o potássio emite uma luz violácea quase incolor. Ao ser queimado ao ar

também origina peróxido. Ao reagir com água, o calor gerado é suficiente para inflamar o hidrogênio. Ao

reagir com cloro, este reage inflamando-se com a cor violeta característica. Processos de obtenção:

Os processos de obtenção são os mesmos do sódio, mudando-se apenas a matéria-prima. Ao invés de

usar um sal ou base de sódio, usam-se os de potássio, que irão resultar no potássio metálico.

40

Usos:

Tem seu emprego quase totalmente substituído pelo sódio, mais devido ao menor preço daquele,

exceto em aplicações muito específicas como construção de lâmpadas onde se necessita de espectro de

emissão diferente do amarelo de sódio ou do branco azulado do mercúrio.


41

Substâncias puras As substâncias são frações de matéria que podem ser separadas de uma mistura e quando puras, sempre

possuem propriedades físicas e químicas bem definidas e constantes e são representadas por uma fórmula

que mostra os elementos que compõe esta substância, não apenas qualitativamente como também

quantitativamente. Ao se pesar uma quantidade em gramas, numericamente igual à massa atômica, designa-se esta fração de substância como sendo 1 mol. Quando tomamos a massa em quilogramas, tem-se então 1

quilomol (kmol). Mol é então uma quantidade específica de matéria e depende unicamente da substância em

questão. Depende da formula da substância. A fórmula de uma substância é formada pelos elementos que

constituem a substância e estes encontram-se ligados entre si através de forças elétricas que podem ser de três

tipos, a saber: Ligação iônica, ligação covalente e ligação covalente coordenada (dativa). As substâncias

podem ser simples ou compostas. Quando simples, são formadas por um único elemento químico. Quando compostas, entram em suas composições, dois ou mais elementos químicos, normalmente um metal e outro,

não metal, quando então geralmente forma-se uma substância com caráter iônico. Nas substâncias que contém

ligações iônicas, a fórmula é nitidamente separada em duas partes, uma positiva, denominada cátion e outra negativa, que recebe a denominação ânion, sendo o cátion sempre representado mais à esquerda enquanto o

ânion sempre vai à direita. Exemplo: Na | Cl, H2 | SO4, Na | OH Fe | PO4 K | F Observar que cada letra maiúscula na fórmula representa um elemento químico, enquanto que as letras

minúsculas são usadas para diferenciar quando dois ou mais elementos químicos tem no símbolo a primeira

letra igual (exemplo: F e Fe. O símbolo F pertence ao flúor. Para diferenciar o flúor do ferro, neste último, se

adotou o símbolo Fe). Os cátions são sempre um metal com as únicas exceções: o grupo amônio (NH4

+) formado por nitrogênio

combinado com hidrogênio que apresenta nitidamente características de cátion monovalente, isto é, apresenta

somente um elo de ligação positivo, e o hidrônio (H3O+) também monovalente. Cada elo de ligação

corresponde à formação de uma ligação iônica.

Relação dos principais cátions:

São cátions monovalentes:

H3O+ hidrônio

NH4+ amônio

H+ hidrogênio Li+ lítio

Na+ sódio

K+ potássio

Rb+ rubídio

Cs+ césio

Ag+ prata

Cu+ cuproso

Hg2++ mercuroso

Au+ auroso

São cátions divalentes. Também as vezes chamados de bivalentes. Tem dois elos de ligação. Be++ berílio

Mg++ magnésio

Ca++ cálcio

Sr++ estrôncio

Ba++ bário

Ra++ rádio

Zn++ zinco Cd++ cádmio

42

Cu++ cuproso

Hg++ mercúrico Cr++ cromoso

Fe++ ferroso Co++ cobaltoso

Ni++ niqueloso

Sn++ estanoso

Pb++ plumboso Mn++ manganoso

Pt++ platinoso

Ti++ titanoso

São cátions trivalentes: Al+++ alumínio

Bi+++ bismuto Au+++ áurico

Cr+++ crômico

Fe+++ férrico

Co+++ cobáltico

Ni+++ niquélico

Mn+++ manganês III

As+++ arsenioso

Sb+++ antimonioso

São cátions tetravalentes: (contém 4 elos de ligação) Sn++++ estânico

Pb++++ plúmbico Mn++++ mangânico

Pt++++ platínico

Ti++++ titânico

São cátions pentavalentes: As+++++ arsênico

Sb+++++ antimônico

Relação dos principais ânions:

São ânions monovalentes:

F- fluoreto

Cl- cloreto

ClO- hipoclorito

ClO2- clorito

ClO3- clorato

ClO4- perclorato

Br- brometo

BrO- hipobromito

BrO2- bromito

BrO3- bromato

BrO4- perbromato

I- iodeto

IO- hipoiodito

IO2- iodito

IO3- iodato

IO4- periodato

N- nitreto

NO2- nitrito

43

NO3- nitrato

NH2- amideto

PO3- metafosfato

CN- cianeto

NC- isocianeto

OCN- cianato

NCO- isocianato

ONC- fulminato

SCN- tiocianato

CHO2- formiato

C2H3O2- acetato

CrO2- cromito

MnO4- permanganato

FeO2- ferrito

AuCl4- cloroaurato

H- hidreto OH- hidróxido BO2

- metaborato BF4

- fluorborato AlO2

- aluminato AsO2

- arsenito SbO2

- metantimonito BiO3

- bismutato

São ânions divalentes: O-- óxido

O2-- peróxido

O4-- superóxido

S-- sulfeto

SO3-- sulfito

SO4-- sulfato

S2O3-- tiossulfato

S2O4-- hipossulfito

S2O5-- pirossulfito

S2O6-- hipossulfato

S2O7-- pirossulfato

S2O8-- peroxodissulfato

S4O6-- tetrationato

SnO6-- politionato (n = 2, 3, 4, 5 e 6)

N2O2-- hiponitrito

C2-- carbeto

CO3-- carbonato

C2O4-- oxalato

CrO4-- cromato

Cr2O7-- dicromato

MoO4-- molibdato

WO-- tungstato

MnO3-- manganito

MnO4-- manganato

FeO4-- ferrato

ZnO2-- zincato

PtCl6-- hexacloroplatinato

B4O7-- tetraborato

SiO3-- metassilicato

SiF6-- fluorssilicato

SnO2-- estanito

44

SnO3-- estanato PbO2

-- plumbito PbO3

-- plumbato Se-- seleneto SeO3

-- selenito SeO4

-- selenato Te-- telureto TeO3

-- telurito TeO4-- telurato

São ânions trivalentes: N3

--- nitreto P3

--- fosfeto PO4

--- fosfato [Fe(CN)6]

--- ferricianeto BO3

--- borato AsO3

--- arsenito AsO4

--- arsenato SbO3

--- antimonito SbO4

--- antimonato São ânions tetravalentes: P2O4

---- hipofosfato P2O7

---- pirofosfato C---- carbeto [Fe(CN)6]

---- ferrocianeto SiO4

---- silicato As2O7

---- piroarsenato Sb2O7

---- piroantimonato Funções químicas inorgânicas:

Ácidos Hidróxidos Sais Óxidos Hidretos Carbetos

Cada substância química deveria ter um único nome, mas normalmente nem sempre isto ocorre.

Oficialmente houve uma normalização de nomenclatura para todas as substâncias, baseada na tabela cátions e ânions, nem sempre respeitada, devido à consagração do nome antigo pelo uso cotidiano. Como exemplo,

pode-se citar o caso do cloreto de hidrogênio (HCl) usualmente conhecido como gás clorídrico quando

gasoso, e como ácido clorídrico quando dissolvido em água. A classificação procurou agrupar as substâncias

de acordo com algumas propriedades genéricas formando classes funcionais. As classes mais comuns na química inorgânica são: os ácidos, as bases, os sais, os óxidos, os hidretos, nitretos e carbetos e outras menos importantes.

Ácidos:

Devido à consagração pelo uso, todas as substâncias que contém hidrogênio como cátion recebem o

nome de ácido seguido do nome do ânion modificado segundo a regra: A terminação eto é modificada para ídrico A terminação ito é modificada para oso

45

A terminação ato é modificada para ico Às vezes é necessário apor algumas letras complementares intermediárias para auxiliar a fonia.

Exemplos: fosfito fosf +or+oso

Fosfato fosf+or+ico Sulfeto sulf+ídrico

Os ácidos não possuem ligações iônicas, mas covalentes, porém ao se dissolverem em água, ocorre

uma reação com a água gerando íons hidrônio, reação essa que recebe o nome de ionização. A ionização irá

caracterizar a força de um ácido. Será tanto mais forte aquele ácido que mais intensidade apresenta essa

reação e mais fraco aquele que menos reage, isto é, aquele que produz poucos íons hidrônio. Por esse motivo,

pode-se neles aplicar o mesmo tratamento que é dado às demais substâncias, para efeito de nomenclatura,

dividindo a molécula em duas partes, uma positiva, formada pelos átomos de hidrogênio (cátion) e outra

negativa formada pelo ânion característico do ácido.

Principais ácidos de uso generalizado na indústria e laboratórios:

Ácido iodídrico (HI): Gás incolor e de cheiro penetrante. Dos ácidos halogenídricos é o mais forte. É

usado como redutor (substância capaz de doar elétrons em uma reação química); Ácido bromídrico (HBr): Gás incolor, não combustível, muito tóxico. É usado em sínteses orgânicas

como catalisador. É produto intermediário na obtenção de barbitúricos e de hormônios sintéticos; Ácido clorídrico (HCl): Gás incolor ou levemente amarelado. É um ácido forte muito importante. No

meio industrial é também conhecido como ácido muriático. Tem usos no processamento de alimentos, na limpeza, na decapagem de metais, na redução do ouro, e muitos outros usos diversos;

Ácido fluorídrico (HF): É um ácido fraco devido à alta eletronegatividade do flúor. Tem a propriedade de

atacar a sílica. Por isto é usado para gravação em vidro e limpeza de pedras decorativas; Ácido cianídrico (HCN): Também conhecido como ácido prússico. É um líquido branco e transparente

com odor de amêndoas amargas. É extremamente venenoso. No ar, na concentração de 0,3 mg por litro

de ar, é imediatamente fatal. É usado na fabricação de plásticos, acrilonitrila, acrilatos, cianetos,

fumegantes para orquídeas e poda de plantas. Já foi usado em câmaras de gás para condenados à morte; Ácido sulfídrico (H2S): Gás incolor de odor semelhante aos de ovos podres. Tem sabor adocicado,

fortemente tóxico e inflamável. É usado como redutor, na purificação dos ácidos sulfúrico e clorídrico e

na preparação de sulfetos insolúveis. Ácido sulfuroso (H2SO3): É um ácido fraco e muito instável. É usado como branqueador de tecidos e

papel e também encontra emprego, na forma de sal de sódio, como conservante de alimentos. Ácido sulfúrico (H2SO4): É um líquido incolor, oleoso, denso, muito corrosivo e fortemente oxidante e

higroscópico. O contato com a pele provoca a destruição dos tecidos. A inalação dos vapores pode

provocar perda de consciência e sérios prejuízos para os pulmões. Sua dissolução em água é fortemente

exotérmica e é usado na fabricação de fertilizantes, tintas, explosivos, acumuladores, no refino de

petróleo e como decapante de metais, além de uma série de outras aplicações industriais menos

importantes; Ácido nítrico (HNO3): É um líquido transparente, incolor, sufocante, fumegante, fortemente oxidante e

corrosivo. É usado na indústria no fabrico de nitratos para a agricultura e produção de explosivos, usado

também na indústria de corantes e outras sínteses químicas; Ácido fosfórico (H3PO4): Na forma pura, é um sólido incolor e cristalino. Em solução aquosa a 85%

forma um líquido oleoso. É um ácido fraco usado na preparação de fertilizantes e na acidulação de

bebidas carbonatadas e como decapante de metais, principalmente do ferro, por formar uma capa protetora de fosfato férrico, que age contra a posterior oxidação. Este último processo recebe o nome de

fosfatização; Ácido perclórico (HClO4): É um líquido incolor, higroscópico e instável. em concentrações maiores que

70%. Aquecido a 70o C, explode. É um dos ácidos mais fortes que se conhece. É usado como catalisador

no fabrico de explosivos, por esse motivo o seu uso é controlado pelo exército.

46

Hidróxidos (bases):

Todas as substâncias que contém o ânion hidroxila (OH-) que as vezes também é chamado de

oxidrila, recebem o nome de hidróxido de, seguido pelo nome do cátion ligado. Exemplo: Al(OH)3 hidróxido de alumínio NH4OH hidróxido de amônio. Conhecido também como amoníaco. NaOH hidróxido de sódio. Conhecido também como soda cáustica. KOH hidróxido de potássio. Conhecido também como potassa cáustica. Principais hidróxidos de uso generalizado na indústria e laboratórios:

Hidróxido de sódio (NaOH): É um sólido branco, cristalino, muito higroscópico, pois absorve água e gás

carbônico se ficar exposto ao ar. Irritante e corrosivo. Também é conhecida como soda cáustica. Tem

largo emprego industrial, na fabricação de sabões, na dissolução da ligninha durante o processo de

fabricação de papel, no refino de petróleo, no refino de óleo vegetais, e uma série de outras aplicações

menos importantes; Hidróxido de amônio (NH4OH): É um gás incolor com odor forte e penetrante. Conhecido também como

amoníaco. É usado dissolvido em água na indústria têxtil, na fabricação de borracha, na fabricação de

fertilizantes, na revelação de filmes fotográficos, fabricação de explosivos, detergentes, e muitas outras aplicações;

Hidróxido de cálcio (Ca(OH2): é sólido branco, opaco, pouco solúvel em água, mas é uma base forte e de

baixo custo comercial. É conhecida no comércio como cal hidratada. É muito usada no preparo de

argamassas para a construção civil, na purificação do açúcar, e no preparo de produtos desinfetantes à

base de cloro (cal clorada e hipoclorito de cálcio); Hidróxido de potássio (KOH): É um sólido branco, muito parecido com a soda cáustica. É toxica para o

ser humano e fortemente cáustica. É usada no fabrico de sabões líquidos, no alvejamento de tecidos e

papel e muitos outros usos menos importantes; Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): tem o mesmo aspecto que o hidróxido de cálcio. É branco, opaco,

pouco solúvel em água. Em medicina, é usado como laxante intestinal e antiácido (leite de magnésia); Hidróxido de alumínio (Al(OH)3): É uma base fraca, gelatinosa. É obtida e usada durante o processo de

tratamento de água pela reação de sulfato de alumínio com a alcalinidade natural da água, a qual força a precipitação da matéria orgânica presente na mesma. Também é utilizado como laxante intestinal e

antiácido estomacal; Hidróxido de cromo (Cr(OH)3): É uma base fraca e insolúvel em água. É usada como pigmento verde em

tintas; Sais:

São compostos onde pelo menos um cátion é diferente do H

+ e um dos ânions é diferente do OH. Os

sais são sempre os produtos de uma reação química entre um ácido e uma base. Os sais podem apresentar

caráter variando desde o ácido até o básico, dependendo da neutralização parcial ou total do mesmo. Assim, numa primeira classificação pode-se citar: Sais neutros: Produto originado pela reação de um ácido forte com uma base forte. A força ácida e básica

se neutraliza entre si. Exemplo: NaCl cloreto de sódio

Sais ácidos: Produto originado pela reação de um ácido forte com uma base fraca. Predomina a força

ácida, resultando num sal predominantemente ácido. Exemplo: NH4HSO4 bissulfato de amônio

Sal básico: Produto originado pela reação de um ácido fraco com uma base forte. Predomina a força da

base, resultando num sal tipicamente alcalino. Exemplo: Na2CO3 carbonato de sódio (Soda ou barrilha)

47

Sais duplos: quando possuem dois cátions ou dois ânions, excluídos naturalmente o H e o ânion OH. Exemplo: KNaSO4 sulfato de sódio e potássio (sal duplo quanto ao cátion) CaClBr cloreto brometo de cálcio (sal duplo quanto ao ânion)

Sais hidratados: muitos sais têm a tendência de prenderem moléculas de água em sua estrutura cristalina.

As moléculas de água, por fazerem parte da estrutura se encontram sempre numa proporção bem definida

em relação a molécula do sal. A essa proporção dá-se o nome de grau de hidratação. Exemplo: Na2CO3.10H2O barrilha hidratada Na2CO3.1H2O barrilha hidratada Na2CO3 barrilha anidra Observar que pode ser apenas uma das configurações acima, nenhuma outra é possível alem da forma

anidra.

Alúmen: é o nome particular dado aos sulfatos duplos que possuem um cátion monovalente e um cátion

trivalente, cristalizados sempre com 24 moléculas de água. Os alumens mais conhecidos são o alúmen de

alumínio e potássio e o de cromo e potássio. Quando o alumínio é um dos cátions dispensa a citação do

mesmo no nome, resultando apenas alúmen de potássio.

O critério mais importante para classificar um sal, é quanto a sua solubilidade em água. A

solubilidade de uma substância depende da temperatura e da pressão. Para efeito de classificação se adota as

condições normais de pressão e temperatura. Esta propriedade é utilizada na química qualitativa na

identificação de cátions e ânions. Dentro deste critério, tem-se: Nitratos e nitritos: Todos solúveis, sem exceções;

Acetatos: Todos solúveis, exceto o acetato de prata e mercuroso;

Cloretos, fluoretos, brometos e iodetos: Todos solúveis, exceto os de prata, cuproso, mercuroso e

plumboso;

Sulfatos: Todos solúveis, exceto pelos de cálcio, estrôncio, bário, rádio e plumboso;

Sulfetos: Todos insolúveis, exceto pelos sulfetos alcalinos e alcalino-terrosos e os de amônio;

Carbonatos: Todos insolúveis, exceto os carbonatos alcalinos e os de amônio;

Fosfatos: Todos insolúveis, exceto pelos fosfatos alcalinos e os de amônio;

Todos os demais sais: Todos insolúveis, exceto os alcalinos e os de amônio;

Observação importante: o termo insolúvel significa na verdade que o sal é praticamente insolúvel. Lembrar

que alguma pequena fração do sal sempre se dissolve. Principais sais de uso generalizado na indústria e laboratórios:

Cloreto de sódio (NaCl): É o principal constituinte do sal de cozinha. É um produto cristalino, branco.

Tem usos na indústria da alimentação como desidratante e conservante e como matéria prima básica para

o fabrico de soda cáustica, cloro, ácido clorídrico e produtos correlatos. Nitrato de sódio (NaNO3): Também conhecido como salitre do chile. Foi inicialmente usado para a

fabricação de pólvora negra. Atualmente é usado como conservante de carnes, usado na fabricação de

vidro, fertilizantes e outras aplicações diversas. Carbonato de sódio (Na2CO3): Também conhecido como barrilha ou também como soda. É um pó

branco, alcalino, não combustível. É usado na fabricação de vidros, detergentes, sabões, papel e celulose,

usada como alcalinizante no tratamento de águas, como desengraxante e limpeza geral de ambientes

gordurosos como frigoríficos e indústria de óleos vegetais. Bicarbonato de sódio (NaHCO3): Sal levemente ácido, solúvel em água. É o princípio ativo nos sais

efervecentes usados para combater a acidez estomacal. É usado como fermento químico de pães e bolos e

também é usado em extintores de incêndio a base de pó (bicarbonato de sódio misturado com cimento

para aumentar a fluidez do mesmo). Sulfito de sódio (Na2SO3): Sólido branco de odor forte e sufocante. É usado na conservação de alimentos

e como agente branqueador de alimentos, papel, tecidos de lã e seda.

48

Tiossulfato de sódio (Na2S2O3): sólido levemente amarelado. Seu principal uso é na indústria fotográfica

como agente de dissolução de prata não oxidada e portanto fazendo parte das soluções fixadoras

fotográficas. Tem uso na química analítica como reagente nos processos analíticos por iodometria. Cianeto de sódio (NaCN): sólido cristalino, branco, altamente tóxico, reage com ácidos liberando ácido

cianídrico. É usado nos processos de extração e purificação de ouro e prata e nos processos

eletroquímicos de douração de metais. Usado também como intermediário na fabricação do nylon. Todos

os processos que utilizam este sal devem ser fortemente alcalinos para evitar o desprendimento de HCN. Tetraborato de sodio (Na2B4O7.10H2O): Também conhecido como bórax. É usado como fundente em

soldas, como conservante para detergentes e xampus, como matéria prima na fabricação de vidros

especiais (vidros pirex) e artefatos à prova de fogo. Em medicina tem emprego no preparo de colírios

(água boricada). Misturado com cebola é eficiente para matar baratas. Hipoclorito de sódio (NaClO): É instável em condições ambientes, mas pode ser estabilizado com soda

cáustica. Possui sabor adocicado e cheiro característico de água sanitária. É um oxidante forte e bastante

irritante. É usado no branqueamento de tecidos e papel. Tem usos também como desinfetante bacteriano

em águas potáveis, principalmente para piscinas. Só tem ação efetiva como bactericida quando atuar

dentro de um pH entre 6,8 e 7,8. Clorito de sódio (NaClO2): Apresenta-se em cristais brancos, levemente higroscópicos, inflamáveis com

moderado risco de incêndio ou explosão. É usado como agente oxidante, no tratamento de águas potáveis

para a retirada de odores e gostos estranhos, no branqueamento de produtos têxteis, na produção de polpa

de celulose (papel), no refino de óleos vegetais, em vernizes, lacas e ceras. Carbonato de potássio (K2CO3): Apresenta-se como cristais brancos, incombustível, tóxico e irritante

energético dos tecidos. É usado na fabricação de vidros especiais, (vidros a base de potássio ao invés de

sódio) na fabricação de sabões moles, na fabricação de tintas para impressão, na lavagem de lã e outras

aplicações menores. Permanganato de potássio (KMnO4): Apresenta-se na forma de cristais de cor púrpura escuro, sabor

doce e adstringente, inodoro. Tem usos na indústria como oxidante nas reações de branqueamento, como

desinfetante e desodorizante. Em medicina, é usado na descontaminação radioativa da pele. Clorato de potássio (KClO3): Apresenta-se na forma de cristais incolores, transparentes, inflamáveis e

forma misturas explosivas com açúcar, enxofre ou outros materiais inflamáveis. É usado como agente

oxidante, principalmente em fósforos, explosivos, e artefatos de pirotecnia. Tem usos também como

alvejante e desinfetante. Bromato de potássio (KBrO3): Apresenta-se como cristais brancos, solúveis em água. Pode provocar

incêndio quando em contato com materiais inflamáveis. É usado como agente oxidante, como agente de

maturação em farinhas para aumentar o rendimento da massa no fabrico de pães. Provoca apenas

aumento volumétrico, pois não pode alterar a massa (peso) dos pães, deixando-os mais crescidos. Nitrato de potássio (KNO3). Também conhecido como salitre do Chile. Tem praticamente as mesmas

utilizações do nitrato de sódio, mas com a restrição de que é tóxico para os seres animais. Dicromato de potássio (K2Cr2O7): Apresenta-se em cristais de um alaranjado vivo muito bonito,

transparentes e brilhantes, muito solúveis em água. Pode provocar incêndio em contato com materiais

orgânicos ou inflamáveis. É usado como agente oxidante, no fabrico de artefatos explosivos, de

pirotecnia, fósforos e tem usos também como pigmento em tintas e vernizes. Tem usos também no

preparo de soluções para curtimento de couro ao cromo, no tratamento de madeiras e outros usos menores.

Perclorato de amônio (NH4ClO4): Apresenta-se em cristais brancos muito sensíveis ao choque, ao calor e

agentes redutores com alto risco de explosão. É usado em explosivos, em pirotecnia e em propelentes

(pólvora isenta de resíduos, combustível sólido para foguetes). Nitrato de amônio (NH4NO3): Apresenta-se em cristais incolores de baixa toxidez. Pode explodir se

submetido a altas temperaturas. É estabilizado pelo fosfato de amônio. É usado na fabricação de pólvora

isenta de resíduos e propelentes sólidos para foguetes. Tem usos também combinado com uréia como

agente de aglomeração de umidade para provocar chuva artificial. Nitrato de prata (AgNO3): Apresenta-se como cristais rômbicos, incolores e transparentes, sensíveis à

luz e à matéria orgânica, tornando-os cinza-escuros. Tem sabor amargo. É usado em fotografia, na

fabricação da madrepérola, tintas, espelhos e em eletrodeposição de prata em metais. Também é usado

em solução para tingir cabelos de preto.

49

Brometo de prata (AgBr): É obtido na forma de uma precipitado gelatinoso pela reação de nitrato de

prata com brometo de sódio. É usado para fabricação de emulsões fotossensíveis usadas em fotografias. Fluoreto de magnésio (MgF2): Apresenta-se em cristais brancos, tóxico e irritante, apresenta também

fluorescência quando exposto à luz elétrica. Usado na fabricação de cerâmica, vidros, prismas de

polarização e lentes. Carbonato de magnésio (MgCO3): apresenta-se na forma de pó branco. É usado como carga mineral

(incorpante) em papeis (papeis couché) em materiais plásticos, na fabricação de pastas dentifrícia e como

pigmento em tintas e resinas. Cloreto de Magnésio (MgCl2). Apresenta-se como cristais brancos ou incolores. É usado na obtenção de

magnésio metálico por eletrólise. É usado também como desinfetante, no tratamento de madeiras à prova

de incêndio, em cerâmica e na fabricação do cimento branco, no preparo de salmouras para refrigeração e

outros usos diversos. Sulfato de magnésio (MgSO4): Apresenta a forma de cristais incolores. É conhecido também como sal

amargo. Tem sabor amargo e é usado na fabricação de sabões e detergentes, na fabricação de tintas e tem

uso também como purgativo. Sulfato de cálcio (CaSO4): É encontrado na natureza como minério, recebendo os nomes de anidrita e

gipsita. É conhecido também pelo nome de gesso. É usado na fabricação de moldes, giz escolar,

porcelana e também como aditivo em cimentos. Carbonato de cálcio (CaCO3): Encontra-se na natureza sob diversas formas: aragonita, calcáreo, greda,

giz, mármore, calcita. Tem uso industrial muito amplo na fabricação de vidro, na siderurgia do ferro, na

fabricação de cimento argamassas e cal, adubos, e como incorpante mineral em papéis, resinas, pastas

dentifrícias e tintas. Cloreto de cal (CaCl(ClO): É um sólido branco, irritante e muito higroscópico (fica molhado em contato

com ar úmido) É obtido pela reação de cal com cloro gasoso. É usado basicamente como desinfetante

para águas potáveis. Pode ser usado também com alvejante de tecidos. Também é conhecido como cal clorada.

Fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2): É um sólido cristalino, usado como matéria-prima para o preparo de fertilizantes (superfosfatos e fostato de amônio). Compõe 60 % em peso dos ossos humanos.

Fluoreto de cálcio (CaF2): É encontrado na natureza recebendo o nome de fluorita, e apresenta-se como um cristal de brilho vítreo, de cores muito variadas. Um único cristal pode apresentar varias faixas de

cores diferentes. É usado como fundente, na obtenção do ácido fluorídrico e na esmaltação de utensílios de cozinha.

Sulfeto ácido de cálcio (Ca(HS)2): Sal ácido obtido pela hidrólise do sulfeto de cálcio. É usado na

depilação de couros em curtumes. Dihidrogenosulfito de cálcio (Ca(HSO3)2: É obtido pela reação entre o hidróxido de cálcio e anidrido

sulfuroso em excesso. É usado na indústria de papel para dissolver a lignina da madeira, liberando as

fibras de celulose. Sulfato de estrôncio (SrSO4): É encontrado na natureza como mineral chamado celestita. É combustível e

apresenta risco de incêndio. Tem usos em pirotecnia, na fabricação de vidros coloridos e na fabricação de

papel. Carbonato de estrôncio (SrCO3): Apresenta-se como sólido branco em pó muito fino, considerado

impalpável. Tem usos como catalisador, como fósforo em tubos de televisão a cores, e em pirotecnia. Nitrato de estrôncio (SrNO3): Apresenta-se em cristais brancos, fortemente oxidante e sensível ao choque

e ao aquecimento. É usado em pirotecnia, em sinalizadores, em fósforos, e em tubos de televisão. Cromato de bário (BaCrO4): É um sólido cristalino, amarelo, denso, combustível, altamente tóxico por

ingestão. É usado em fósforos de segurança, como pigmento em tintas, em pirotecnia e tem uso também

como �primer� em pinturas em metal. Sulfeto de zinco (ZnS): Encontrado na natureza sob a forma de blenda ou esfarelita. Apresenta brilho

resinoso. Tem coloração entre o amarelo e castanho. Forma, juntamente com as impurezas, uma

substância fosforescente que é usada em tintas especiais para placas de sinalização. Sulfeto de cádmio (CdS): Apresenta-se como sólido vermelho ou amarelo, altamente tóxico, É usado

como pigmento vermelho em tintas, plásticos e cerâmicas. Também é usado em pirotecnia. Carbonato dibásico de cobre II (Cu2(OH)2CO3): É um sal básico de cor verde que se decompõe aos 200

o C. tóxico, é usado como pigmento, inseticida, adstringente em pomadas e como antídoto para

50

envenenamentos por fósforo. É também um ótimo fungicida e em pequenas quantidades é usado como

conservante em alimentos (fungicida). Serve também para colorir de preto o latão. Sulfato de cobre (CuSO4): Apresenta-se em cristais brancos quando anidro. Se hidratados ficam azuis

bem característicos. Tóxico. É usado na impressão de tecidos, na fabricação de fungicidas (calda

bordaleza e outros) e tratamento de fibras. Tem usos também em eletrodeposição de cobre em metais. Cloreto áurico (AuCl3): Sólido cristalino de cor entre o amarelo e dourado. É usado diluído em óleos

para dourações em porcelanas. Em solução aquosa é usado em douração de metais. Cloreto de alumínio (Al2Cl6): Sólido branco ou levemente amarelado que sublima a 178o C. É usado

como catalisador em muitas sínteses orgânicas. Cloreto de titânio (TiCl4): É um líquido incolor, fumegante, tóxico por inalação. É usado para escrever

no céu. Em ar úmido provoca cortinas de fumaça pela liberação de óxido de titânio de coloração branca. Cloreto mercúrio (HgCl2): apresenta-se como sólido cristalino e inodoro. É altamente tóxico, inclusive

por absorção pela pele. É um veneno cumulativo. É usado na fabricação de desinfetantes, fungicidas, inseticidas, todos de uso proibido atualmente. É usado também como preservativo em madeiras

(madeirit), em baterias do tipo alcalinas e em fotografia e litografia. Fulminato de mercúrio (Hg(OCN)2): Pó cristalino cinza ou levemente rosa, que explode prontamente

quando seco, por percussão ou aquecimento. É altamente tóxico. É usado na fabricação de espoletas e

detonadores para explosivos militares, industriais e de esportes. Cloreto de estanho (SnCl4): líquido tóxico e corrosivo e muito irritante. É usado em coberturas

eletroluminiscentes e eletrocondutivas, na fabricação de têxteis, na estabilização de perfumes, na

fabricação da fucsina e lacas coloridas. Óxidos:

Óxidos são as substâncias onde o ânion é sempre o oxigênio. O mesmo acontece com os peróxidos.

São conhecidos óxidos de quase todos os elementos, Até o gás nobre xenônio sob condições especiais é capaz

de formar óxidos. O flúor embora reaja com o oxigênio, não forma óxido, porque o flúor é mais

eletronegativo que o oxigênio e neste caso o oxigênio irá se comportar com cátion. (OF2 e O2F2). Os óxidos

dos elementos não metálicos têm sempre um caráter covalente e este reagirão com água formando ácidos.

Alguns destes não reagem com água, sendo então considerados óxidos neutros. Os elementos metálicos terão

um caráter iônico e sempre reagirão com água para formar hidróxido, cujo nome já diz, trata-se de um óxido

hidratado. Alguns metais, que possuem uma eletronegatividade média terão um caráter intermediário, Estes

terão um comportamento de ácido quando em contato com uma base forte e de base quando em contato com um ácido forte. São os óxidos designados anfóteros. Principais óxidos usados na indústria e laboratórios:

Monóxido de carbono (CO): É um óxido neutro. Incolor, inodoro, insípido, combustível e altamente

tóxico. Forma-se quando se faz a combustão incompleta de materiais orgânicos. Combina-se facilmente com a hemoglobina com uma facilidade 200 vezes maior que o oxigênio e de forma irreversível.

Absorvido em dose elevada pode ser fatal. Gás carbônico (CO2): Gás incolor, mais denso que o ar, pouco solúvel em água, formado na combustão

completa dos materiais orgânicos. A grande quantidade lançada diariamente na atmosfera afeta a

irradiação de calor para fora da terra produzindo o denominado efeito estufa, responsável pela elevação

da temperatura média normal da terra. É usado na preparação de gelo-seco, em extintores de incêndio, na

preparação de bebidas carbonatadas, na obtenção de carbonatos e bicarbonatos (barrilha leve), no refino

do açúcar e outros usos diversos. Dióxido de enxofre (SO2): Gás incolor, de odor irritante e sufocante, bastante tóxico. É liberado no ar

pela queima de combustíveis de baixa qualidade (combustíveis oriundos de petróleo e carvão sempre

contêm resíduos de enxofre que se transformam em dióxido de enxofre quando queimados). Tem usos

industriais na produção de ácido sulfúrico, na preparação da polpa de papel, no refinamento de minérios

e metais, é agente preservante e branqueador em alimentos. Também é usado com gás refrigerante. Trióxido de enxofre (SO3): É um líquido incolor, que ao ser resfriado produz cristais que reagem com

água formando ácido sulfúrico. É obtido pela oxidação do dióxido de enxofre e possui larga aplicação

industrial.

51

Monóxido de nitrogênio (NO): Gás incolor formado na atmosfera pela oxidação incompleta do nitrogênio

do ar nas combustões em alta temperatura, como nos fornos industriais e nos motores e turbinas de

aviões. Dióxido de nitrogênio (NO2): Tem um ponto de ebulição de 22

o C, podendo se apresentar com líquido ou

vapor. Na forma líquida se apresenta como um dímero (N2O4) de cor amarelada e muito volátil. Na forma

gasosa tem cor castanha de odor muito irritante e tóxico. Sua inalação em grande quantidade é fatal. É

formado na atmosfera pela oxidação do nitrogênio do ar da mesma forma que o NO, produzindo os

mesmos efeitos prejudiciais. É usado industrialmente na produção de ácido nítrico, como agente de

nitração na fabricação de explosivos e como inibidor de polimerização para acrilatos. Monóxido de dinitrogênio (N2O): Gás incolor, solúvel em água. Ao ser inalado em pequena quantidade

produz uma espécie de euforia. Por esse motivo recebeu o nome de gás hilariante. Óxido plumboso (PbO): Se apresenta na forma sólida, obtido pela oxidação parcial ou incompleta do

chumbo. Óxido plúmbico (PbO2): Se apresenta na forma de cristais de cor castanha muito insolúveis em água.

Tóxico como todo sal de chumbo. Pode causar incêndio quando em contato com materiais orgânicos. É

usado como agente de oxidação em eletrodos, em tecidos, em fósforos de segurança, em explosivos e

reagentes analíticos. Também tem usos na fabricação de placas para baterias de automóveis. Tetróxido de trichumbo (Pb3O4): É um óxido duplo, formado pela mistura ou associação dos dois óxidos

de chumbo anteriores. Apresenta-se como um pó vermelho, insolúvel em água e em ácidos. É usado na

indústria de vidro e na esmaltação de objetos de cerâmica. Forma uma suspensão oleosa denominada

zarcão, que é usado como pigmento anticorrosivo na pintura de peças de aço, antes da pintura definitiva. Tetróxido de triferro (Fe3O4): É um óxido duplo formado pela associação de FeO e Fe2O3, conhecido

pelo nome de magnetita. È um sólido preto com brilho metálico e fortemente magnético, comportando-se como imã natural.

Óxido antimonoso ácido (Sb2O3): apresenta-se como um sólido incombustível e tem usos no fabrico de

pigmentos à prova de fogo. Anidrido crômico ácido (CrO3): sólido altamente tóxico e corrosivo à pele. Agente fortemente oxidante.

Pode entrar em combustão em contato com materiais orgânicos. É usado na cromação, na produção de

tintas, como pigmento e na indústria têxtil como mordente. Óxido de titânio (TiO2): Sólido de brancura incomparável. É o pigmento branco mais utilizado

atualmente em tintas, plásticos, e cremes protetores. Óxido de alumínio (Al2O3): Sólido cristalino ocorre na natureza sob a forma de rubi, safira e esmeralda,

entre outras. A coloração é variável devido às impurezas. Como pedra preciosa, o óxido de alumínio é

usado em joalheria e relojoaria. Como alumina, que se apresenta em cristais brancos muito duros, se utiliza na indústria como tijolos refratários, como isolante térmico, catalisador em reações químicas e

também em abrasivos (lixas e esmerilhos). Óxido de silício (SiO2): Ocorre livre na natureza na forma de quartzo e areia. Algumas variedades são

coloridas como a onix, a ametista e a opala. É usada na indústria de produtos opticos, na fabricação de

lentes, vidros e cerâmicas. Também é usado como abrasivo suave. Hidretos:

Hidretos são produtos obtidos pela reação de metais com o hidrogênio, onde este último é o elemento

mais eletronegativo. Os hidretos mais comuns são os hidretos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Também são conhecidos os hidretos de arsênio (arsina) o hidreto de antimônio (estibina) e o hidreto de

fósforo (fosfina) todos fortemente tóxicos usados em fumigações. O hidreto de silício (SiH4) queima espontaneamente quando entra em contato com o ar.

Carbetos:

Carbetos são produtos formados pela reação entre um metal e o carbono, onde este último é o

elemento mais eletronegativo. Os carbetos mais importantes são o carbeto de alumínio, o carbeto de cálcio, o

carbeto de cobre e o carbeto de silício. Carbeto de alumínio (Al4C3): Se apresenta em cristais amarelos. Reage com água liberando gás metano.

Pode causar incêndio. É usado como agente de secagem.

52

Carbeto de cálcio (CaC2): Se apresenta como sólido castanho escuro e que se decompõe quando em

contato com água liberando gás acetileno. Tem uso industrial nos reatores de acetileno para uso em soldas. Tem usos também na obtenção de produtos químicos derivados do gás acetileno. (ácido acético

industrial e outros) Carbeto de cobre (Cu2C2): Apresenta-se como um pó vermelho e amorfo. É tido como um sal derivado

do acetileno. Pode explodir se sofrer choques ou se for aquecido. Por isso é suado como detonador em

explosivos. Carbeto de silício ((SiC)n): É obtido pela reação entre coque e areia em alto forno. Sua estrutura é

idêntica à do diamante e possui uma dureza muito próxima do mesmo. Tem uso industrial como seu substituto em lixas, esmerilhos e instrumentos de cortes onde se requer elevada dureza.

53

Soluções Solução é sempre uma mistura de dois componentes onde um é o agente solvente e o outro é o dissolvido, que

recebe o nome de soluto. O solvente é a substância capaz de dissolver o soluto e quando forma uma mistura

homogênea, diz-se que houve a formação de uma solução. As soluções são importantes no trabalho de

laboratório, pois ficam disponíveis para serem usadas a qualquer instante. Para uso em trabalhos analíticos as

soluções devem ter suas concentrações sempre bem determinadas e para isto foram definidas algumas formas

de expressar o conteúdo do soluto num solvente. As formas mais comuns de apresentação são: Teor de soluto em porcentagem sobre o peso da solução. Esta forma relaciona a massa do soluto que está

contida em uma solução em termos de percentagem, ou seja, a quantidade de soluto que existe em cada

100g ou 100 Kg de solução; Teor de soluto em percentagem volume sobre volume. Quando a concentração é expressa em

percentagem esta é sempre massa sobre massa, exceto quando é explicito o termo volume sobre volume.

Esta forma de expressar concentração é usada normalmente quando o soluto que está dissolvido no

solvente líquido também é um liquido, tal como nas soluções de álcool-água. A percentagem

volume/volume relaciona o volume de soluto que existe dissolvido em 100g ou 100kg de determinada solução;

Fração molar. Se dois componentes estão misturados entre si, esta mistura pode ser expressa em termos

de fração molar, que expressa a quantidade de moles de uma substância que está misturada com

determinada quantidade molar da outra substância. Esta forma de expressar concentração também pode

ser expressa em percentagem, ou seja, em x% molar de A em B. Isto significa dizer que existem x moles misturados a cada 100 moles de mistura. Esta forma de expressar misturas não fica restrita a duas

substâncias, mas pode representar qualquer mistura com n componentes. Assim, a soma de todas as porcentagens totaliza exatamente 100, e a cada substância componente da mistura participa com uma

fração que pode variar entre 0 e 100%. Quantidade de soluto por volume de solução. Esta forma de representar concentração é muito usada em

laboratórios, mas é de difícil uso na indústria. Empregam-se diversas unidades para a massa e para o volume, dependendo do uso e da situação. Normalmente se expressa a massa em gramas e o volume em

litros. O uso generalizado desta forma em laboratórios se deve à facilidade que existe em medir

pequenos volumes com precisão; Quantidade de moles de soluto por volume de solução. Consiste numa variação da forma anterior, onde

ao invés de mencionar a quantidade de soluto em massa, se expressa a mesma em termos de moles, simplificando o trabalho em reações pois uma vez conhecida a equação química de uma reação, os

volumes que deverão ser tomados para reação, serão sempre múltiplos inteiros dos coeficientes

estequiométricos. A unidade mais usada é mol/l. Na indústria, onde se trabalha com quantidades maiores, pode-se usar o Kmol/l ou Kmol/m3. O símbolo que representa a unidade mol/l é sempre um M;

Quantidade de equivalentes-grama por volume de solução. Também é uma variante da forma quantidade

de soluto por volume de solução, mas nesta forma de expressar as concentrações entram também os

coeficientes estequiométricos, para tornar sempre equivalente os volumes que reagem entre si. Assim, sempre duas soluções normais reagirão entre si misturando-se volumes iguais, porque neles existirão a

quantidade de moles dos reagentes em quantidades equivalentes aos seus números de oxidação ou

redução. A unidade de medida destas soluções será sempre expressa em equiv-grama/litro ou qualquer múltiplo ou submúltiplo desta. O símbolo que representa esta unidade é sempre um N.

A quantidade de equivalente que existirá num determinado volume de solução será obtido

multiplicando-se este volume com a normalidade da mesma, ou seja:

Quantidade de equivalentes-grama de soluto = Vsolução . Nsolução

54

Reações entre soluções normais: Sempre que se processar reações entre soluções normais, devido ao

conceito de equivalentes, pode-se dizer que soluções de concentrações iguais reagirão entre com

volumes iguais. Quando as soluções tiverem concentrações diferentes os volumes que reagirão entre si

serão inversamente proporcionais a concentração. Em termos matemáticos isto significa dizer que:

VreagA . NreagA = VreagB . NreagB

Cálculo do valor de um equivalente-grama: Para calcular o equivalente-grama de uma substância deve-se dividir a massa molecular desta substância pelo total de cargas elétricas o ânion ou do cátion sempre

tomado em valor absoluto. Para uma substância oxidante ou redutora este valor deverá ser sempre a

variação do número de oxidação, relativo à reação onde esta substância participa.

Quantidade de equivalentes-gramas: Ao se pesar uma quantidade qualquer de uma substância qualquer,

é fácil perceber que se dividirmos esta massa pelo valor de um equivalente, este cálculo fornecerá a

quantidade de equivalentes da substância existentes naquela quantidade de matéria, ou seja: Quantidade de equivalente-gramas = massa de substância/ valor equiv-grama da substância

Quando a reação de uma substância é medida em termos de massa e titulada com uma solução, pode-se então usar a relação obtida pela combinação das duas relações apresentadas acima em negrito:

quant de equiv-grama de soluto = Vsolução . Nsolução = massa subst/ valor equiv-grama da subst.

Observações: O termo equivalente-grama só é aplicável às substâncias iônicas. Para as substâncias

covalentes a melhor maneira de expressar soluções, ou a mais comum, é em termos de mol/litro.

Densidade de uma solução:

A densidade é sempre a relação que existe entre a massa de um objeto e o volume que o mesmo apresenta. As soluções também apresentarão densidade, mas variável, em função da concentração. Como

uma solução é sempre uma mistura de duas substâncias e estas podem ter densidades bem distintas entre si,

quanto mais se agrega uma substância noutra, mais a densidade tende para o valor da densidade deste último.

Assim, a densidade é uma boa maneira para se estimar rapidamente a concentração aproximada de uma

determinada solução. Devido às facilidades em ler-se densidades, esta é muito usada na indústria como um

primeiro indicativo da concentração de uma determinada solução. O peso específico de um material ou uma

substância é a massa que o mesmo apresenta por unidade de volume. A massa específica de um material é

sempre expressa em g/ml ou kg/l ou ton/m3. Quando este peso é relacionado com a densidade da água a 4o C,

então este valor recebe o nome de densidade relativa, e é sempre um valor adimensional. Nas soluções a

densidade varia com a concentração e com a temperatura. As relações entre essas três propriedades têm sido

determinadas para uma grande parte das soluções mais comuns. (pesquisar o manual do engenheiro

químico). Para cada tipo de solução existe uma escala de densidades consagradas pelo uso, tais como: graus

Baumé, graus Brix, graus GL. A tendência é usar a escala natural de gramas/l, porém ainda hoje são muito

usados graus Baumé para soluções alcalinas, graus Brix para soluções de açúcar e graus GL para bebidas

alcoólicas, porque nenhum cálculo é necessário, sendo a concentração lida diretamente da escala. Assim, a título de exemplo, um grau Brix significa 1% de açúcar na solução, 20 brix, significa 20% de açúcar na

solução. Na indústria química é muito comum o uso de densímetros Bé (Baumé) e a conversão dos mesmos

para densidade 15/15 é a seguinte: Para líquidos mais leves que a água:

130140

g

Bé

Para líquidos mais pesados que a água:

gBé

145145

55

Transformações entre as diversas maneiras de expressar a concentração: Em todas as formas de expressar a concentração de uma solução acham-se relacionadas quantidades de substâncias, assim é sempre possível transformar uma forma noutra através de cálculos simples. Exemplos:

Uma solução aquosa contém 40 % de carbonato de sódio em peso. Expresse esta concentração em termos de mol por cento (%mol). O mol por cento é a forma usual de falar quando a concentração é expressa em fração

molar. O que diz o enunciado acima é que a solução de carbonato tem uma concentração de 40g de carbonato

em 100 gramas de mistura, 40 são de carbonato e 60 são de solvente que pode ser qualquer substância. No

caso a substância solvente é a água. Então temos que um mol de carbonato de sódio tem 106 g e um mol de

água tem 18 g. 40 gramas de carbonato representa 0,377 de Na2CO3 e 40 gramas de água representa 3,33 moles de água. Totalizando as quantidades molares temos 0,377 + 3,33 = 3,71. Tem-se então em 3,71 moles

de mistura (solução) 0,377 moles de Na2CO3. Esta quantidade representa 10,16% em mols de soluto. Uma solução de ácido clorídrico tem uma concentração de 37% em massa e apresenta uma densidade de 1,19

g/ml. Calcular a quantidade de HCl que existe em 1 litro desta solução. Expressar a quantidade de HCl em g/l.

Aproveitar o mesmo enunciado e calcular a quantidade de mols de HCl existente nesta solução. Fazer o

mesmo com a quantidade de equivalentes-gramas. Uma vez que a densidade da solução é de 1,19 g/ml, isto significa dizer que 1 litro desta solução tem 1190 g.

Destes 1190 g, 37% são de HCl e o restante é o solvente (água). Assim, se cada 100 g de solução tem 37 g de

HCl, então 1190 terão, 37*1190/100=440,3g. ou melhor dizendo 440,3 g/l. Se um mol de HCl tem 36,5 g

então 440,3 tem 12.06 vezes esta quantidade. Tem então 12.06 moles de HCl, ou melhor dizendo, uma

concentração 12,06 M. Para o caso do equivalente grama, deve-se olhar o número de oxidação do cátion ou

do ânion da substância. Vemos que para o ácido clorídrico este valor é 1. Vem então que o valor do

equivalente-grama coincide com o valor do mol, correspondendo também a uma concentração 1 N. Uma solução de ácido sulfúrico é 3 N. Expressar esta concentração em termos de % em massa. Se a concentração está expressa em N. isto significa dizer que a mesma apresenta uma concentração de 3

equivalentes-gramas por litro de solução. Torna-se necessário saber quanto vale o equivalente-grama do ácido

sulfúrico, e para isto devemos saber quanto vale o mol e verificarmos o número de oxidação do ânion ou do

cátion. Pela tabela de ânions vemos que o sulfato é divalente, isto é, tem dois elos de ligação, e portanto o

número de oxidação do ânion sulfato é 2, sendo portanto o equivalente-grama do ácido sulfúrico o valor do

mol do ácido sulfúrico dividido por dois. Vale, portanto, 98/2 = 49 g. Voltemos agora ao inicio do problema.

Se a solução tem 3 equivalentes-gramas por litro, tem então 3 x 49 g num litro. Tem, portanto, 147 g /l. Para

determinar a concentração em termos de percentagem, necessitamos ainda conhecer a densidade da solução

na concentração de 3 N ou de 147 g/l. Pesquisando em tabelas de ácido sulfúrico obtêm-se o dados necessário, ou então deve-se determinar a mesma com o auxílio de um densímetro ou de uma balança. Anotações de aula:

56

Parte II

Aulas de Laboratório

57

Segurança no laboratório

Os laboratórios de química não precisam ser lugares perigosos de trabalho, apesar dos muitos riscos

em potencial que neles existem, desde que tomadas as precauções corretas e que cada operador se conduza

com bom senso e atenção. O cuidado e a adoção das medidas de segurança é da responsabilidade de cada pessoa do laboratório.

Medidas de segurança:

Devem-se evitar atitudes inseguras, impensadas, de ignorância ou pressa. Os acidentes de laboratório

acontecem muito freqüentemente em virtude da pressa excessiva na obtenção dos resultados. O químico

de laboratório deve, portanto, adotar sempre uma atitude atenciosa, cuidadosa e metódica, em tudo que faz;

Com exceção para o caso de uma emergência, é proibido correr ou qualquer outra atividade de agitação

dentro do laboratório. Da mesma forma, é inadmissível brincadeiras e comportamento irresponsável;

A limpeza e arrumação são fatores mais importantes para a segurança do laboratório. Qualquer coisa

derramada no chão ou bancada deve ser limpa imediatamente;

Cada operador deve usar avental ou guarda-pó comprido e de cor branca, pois respingos e manchas são

detectados mais facilmente;

Tomar muito cuidado ao manipular com ácidos sulfúrico e clorídrico concentrados. Ao misturá-los com água fazê-los sempre de modo a adicionar vagarosamente o ácido na água. O procedimento contrário

pode resultar numa ebulição rápida com muitos respingos e conseqüências danosas. Ao verter ácidos,

cuidar que o rótulo fique sempre pelo lado de cima, para evitar que qualquer porção de ácido que escorra

pelo lado de fora da garrafa, danifique o rótulo e dizeres importantes;

Observar sempre o rótulo das substâncias manipuladas, se as mesmas não são tóxicas ou requerem

cuidados especiais de manipulação. A intoxicação pode ocorrer por uma das seguintes formas: inalação, ingestão ou absorção direta através da pele.

Não se deve pipetar diretamente com a boca produtos voláteis, como ácido clorídrico ou amoníaco

concentrados. Ácidos fixos como ácidos nítrico, fosfórico e sulfúrico e também soluções diluídas de

ácidos clorídrico e amoníaco podem eventualmente serem pipetados diretamente, tomando-se o cuidado que o nível de líquido não atinja a boca. No caso se pipetar tais substâncias diretamente cuidar que a

pipeta fique posicionada bem ao fundo do frasco de maneira a não deixar entrar bolhas de ar durante a operação.

Tomar muito cuidado com os seguintes produtos:

Sólidos altamente tóxicos: estes sólidos, mesmo em pequenas quantidades, podem causar doenças sérias

ou até mesmo a morte em pouco tempo. Tomar cuidado para não inalar poeira ou absorver pela pele, assim como, a ingestão direta dos mesmos. São: Compostos arsênicos (arsenito de sódio, arsenito de cobre)

Cianetos inorgânicos (cianeto de sódio ou de potássio)

Compostos de mercúrio (cloreto de mercúrio, mercúrio metálico, etc.)

Selênio e seus compostos

Ácido oxálico e seus sais

58

Gases perigosamente tóxicos: todas as operações que envolvam o uso ou a liberação destas substâncias

devem ser realizadas em capelas com exaustão eficientes. Na maioria dos casos deve-se evitar o contato com a pele. São: Cloro

Cianogênio (gás cianídrico)

Sulfeto de hidrogênio (ácido sulfídrico)

Dióxido de nitrogênio (fumaças nitrosas)

Ozônio

Fosgênio (gás mostarda)

Líquidos perigosamente tóxicos e fortemente irritantes: Estas substâncias têm vapores altamente tóxicos e são também nocivos quando absorvidos pela pele. Exposição prolongada a pequenas

quantidades tendem a causar efeitos crônicos. São: Benzeno

Bromo

Outras substâncias:

éter etílico. Também conhecido como éter sulfúrico. Possui propriedades sedativas e anestésicas e

portanto, deve-se evitar inalar os seus vapores. Forma, em presença de ar, peróxidos altamente

explosivos. Sempre que possível realizar o teste qualitativo de qualidade no éter. Ácido sulfúrico. Este ácido quando concentrado é extremamente corrosivo e em caso de respingos sobre

a pele, deve-se evitar de lavar com água. Deve-se primeiro absorver ou limpar com papel absorvente a maior parte do ácido e em seguida com ajuda de uma algodão embebido em solução de bicarbonato de sódio, neutralizar o resíduo. Na falta da solução de bicarbonato, lava-se com água corrente e sabão.

Agindo desta maneira evita-se a queimadura violenta causada quando se dilue o ácido sulfúrico com

água. Clorofórmio. O clorofórmio possui propriedades fisiológicas anestésicas e narcotizante. Quando velho ou

muito exposto à luz, sofre oxidação liberando fosgênio, que o torna potencialmente perigoso. O

clorofórmio comercial normalmente é vendido contendo uma pequena quantidade de álcool etílico que converte o fosgênio formado em uma substância inofensiva, o carbonato de dietila. Hidróxidos de sódio, potássio, soda cáustica, hidróxido de amônio ( amoníaco). Não são tóxicos, mas

altamente corrosivos e irritantes da pele. Reagem violentamente com ácidos. Quando dissolvidos com

água liberam grandes quantidades de calor.

Manual de primeiros socorros para laboratórios e acidentes com produtos químicos Princípios fundamentais de primeiros socorros: Chamar um médico; Cessar a hemorragia, se houver; Restaurar a respiração. Se necessário aplicar respiração artificial; Nunca administrar líquidos a pessoa inconsciente;

59

Queimaduras:

Se a queimadura for causada por objetos quentes, e a roupa aderir a superfície queimada, não

procure removê-la, mas corte cuidadosamente a roupa em volta da área queimada. Uma queimadura leve pode

ser tratada com gaze esterilizada e coberta com picrato de butesin, ungüento bórico ou vaselina esterilizada.

Atar firmemente sem apertar. Não usar ungüento sobre queimadura mais séria. Ela pode ser tratada com gaze esterilizada, molhada

com solução aquosa a 5% de bicarbonato de sódio. O médico pode então tornar a tratar a queimadura

determinando depois o grau e a extensão. O uso de solução de ácido tânico sobre qualquer queimadura deve ser deixado a cargo do médico. Também não se deve perfurar as bolhas, sem instruções do médico.

Se a queimadura for causada por ácido clorídrico nítrico ou iodídrico ou também por bromo ou por cloro, lavar imediatamente com grande quantidade de água e depois com uma solução a 5% de

bicarbonato de sódio. Tratar com picrato de butesin, ungüento bórico ou vaselina esterilizada como

descrito acima.

Se a queimadura for causada por ácido sulfurico concentrado, limpe o ácido com papel absorvente e

em seguida adotar o processo descrito no parágrafo anterior.

Se a queimadura for causada por ácido fluorídrico, lavar as partes atingidas com grande quantidade de água fria, seguida de uma solução a 5% de bicarbonato de sódio. Polvilhar levemente ácido bórico

esterilizado e atar compressas de solução saturada de ácido bórico.

Se a queimadura for provocada por fósforo, esta deve ser coberta com uma solução a 1% de sulfato

de cobre. Se houver alguma possibilidade de permanecerem partículas de fósforo nas queimaduras, o paciente deve ser levado ao hospital para ulterior tratamento. Neste caso, a queimadura deve ser coberta com algodão ou gaze esterilizada, os quais deverão estar saturados de solução aquosa a 1%

em sulfato de cobre. Se não restar fósforo nas queimaduras, elas podem ser tratadas de maneira idêntica à descrita acima para objetos quentes.

Se a queimadura for causada por álcalis fortes. Ou também por peróxido de sódio, sódio ou potássio

metálicos, lavar as partes atingidas com grande quantidade de água e em seguida com solução de

ácido acético a 5 %. Tratar em seguida com picrato de butesin, ungüento bórico ou vaselina

esterilizada como descrito acima.

Se a queimadura dor causada por fenol, (ácido carbólico ou seus derivados), lavar imediatamente com quantidades abundantes de sabão e água. Usar álcool etílico ou glicerina para remover o fenol

do contato com a pele. Não aplicar adesivo ou ungüento, pois estes podem auxiliar a absorção pela

pele.

Se a queimadura for causada por fenilhidrazina, lavar imediatamente as partes atingidas com solução de ácido acético a 5% ou então tratar como indicado no item anterior

Se as queimaduras atingirem os olhos, devem ser lavadas com grande quantidade de água. Se for

devida á ácido ou aldeído fórmico, lavar com uma solução de bicarbonato de sódio a 5%. Se for devida a material alcalino, lavar com solução saturada de ácido bórico. Em ambos os casos

encaminhar a pessoa acidentada ao médico. Dor de cabeça provocada por tóxico:

Dor de cabeça provocada por inalação de vapores pode ser combatida removendo-se a pessoa para local arejado e administrando-se um ou dois comprimidos de aspirina. Deixar o paciente em repouso por algum tempo.

60

Choque elétrico:

Em caso de choque elétrico, desligar a corrente ou cuidadosamente remover o paciente do contato usando um isolador, por exemplo, um pedaço de madeira bem seca ou sacolas plásticas de polietileno como

luvas. Em seguida proceder imediatamente a respiração artificial. Não se deixar influenciar pela

inflexibilidade ou rigidez prematura como sinal para cessação da respiração artificial. A ressuscitação deve

ser continuada pelo menos por quatro horas, mesmo que não haja sinal de revivação, procurando manter o

corpo do paciente sempre aquecido, usando cobertores, garrafas de água quente ou outro recurso semelhante. Tratamento de emergência para envenenamento:

Em casos de envenenamento por substâncias corrosivas, o tratamento pode ser através de líquidos

emolientes para aliviar os tecidos feridos. Um emoliente conveniente é feito dissolvendo uma colher das de chá de albumina de ovo seca em um copo de água fria. Aclara de um ovo ou um copo de leite ou ambos,

também são bons emolientes. Na falta disso, uma colher das de mesa cheia de óleo mineral pode ser

administrada. Quando não houver indicação do antídoto específico ou quando a natureza do veneno não é

conhecida, administrar o antídoto universal, o qual é obtido misturando-se duas partes de carvão vegetal, uma parte de óxido de magnésio e uma parte de ácido tânico. Manter este antídoto seco e pronto para uso de emergência. A dos e a ser administrada é de uma colher das de chá, bem cheia, dissolvida em um copo de

água morna. Recomendar uma alimentação leve durante alguns dias seguintes ao envenenamento. Cortes:

Se a hemorragia é intensa, primeiramente ela deve ser estancada. Se for no braço, perna, mão ou pé e

o sangue for escarlate e flui intermitentemente, aplicar um torniquete cerca de 10 cm abaixo da axila ou da prega da virilha. Se o sangue é escuro e purpúreo aplicar o torniquete abaixo da ferida (para a extremidade distal). Um pedaço de tubo de borracha de 1 ½ cm de diâmetro ou uma gravata comum poderá servir para o torniquete. Entretanto, deve-se observar que sob nenhuma condição este torniquete deva ser mantido apertado

por mais de quinze minutos de cada vez. Desatar e deixar o sangue correr por alguns segundos e então voltar a

apertar. Nunca apertar mais do que o necessário para estancar o sangue. Afrouxar, mas não retirar o torniquete

imediatamente após a coagulação do sangue. Se a hemorragia estiver localizada num local que não é

extremidade e que possa ser aplicado um torniquete, deve-se tomar um pedaço de gaze esterilizada ou outro

pano limpo e aplicá-lo firmemente sobre a ferida, mantendo-a no lugar até haver a coagulação do sangue. Se a hemorragia é leve e não muito intensa, remova todo o material estranho que aparece no

ferimento limpando-o com álcool etílico ou água oxigenada. Na falta de um dos dois pode-se usar água de

torneira adicionada de água sanitária na proporção de uma colher das de chá de água sanitária para 200 ml de

água potável e em seguida proteger o ferimento com gaze esterilizada de tamanho apropriado e atar

firmemente sem apertar. Em caso de ferida perfurante muito profunda provocada normalmente na quebra de vidraria,

encaminhar o paciente a um hospital. Também no caso de haver perigo da permanência de material estranho

no ferimento bem como a incapacidade de ser alcançado o fundo com anti-séptico, recomenda-se essa providência. Colapso:

O colapso ocorre em maior ou menor extensão com todos os danos. Varia com o indivíduo e pode ser

bastante sério, podendo em caso extremo causar a morte. Alguns dos sintomas mais facilmente reconhecíveis

são a palidez, o suor e tremor simultâneos. Neste caso, colocar o paciente em posição reclinada com a cabeça

mais baixa que o corpo, exceto nos casos de hemorragia séria na cabeça, na fratura de crânio, insolação ou

apoplexia, quando a cabeça deve permanecer elevada, e envolver em cobertores e aplicar objetos quentes

(max. 50o C) ao corpo, debaixo dos cobertores. Uma vez controlada a hemorragia, friccionar as extremidades vigorosamente em direção ao coração para restaurar a circulação e dar ao paciente, estimulantes via oral ou por inalação, se consciente, ou somente por inalação, se inconsciente. Não dar estimulantes enquanto a

hemorragia não for controlada e nunca dar estimulantes nos casos de fratura n cabeça, insolação ou

apoplexia. Líquido estimulante pode ser uma colher das de chá, cheia de espíritos aromáticos de amônio em

61

meio copo de água, café quente ou chá quente, ou mesmo água quente. Para a inalação, usar sais de amônio

embebido em gaze ou outro tecido. Inalação de vapores de álcool, ácido acético ou amoníaco diluído, sais

aromáticos ou nitrito de amila agem melhor como estimulante. Aguardente ou outro líquido alcóolico devem

ser usados somente em emergência quando outros líquidos estimulantes não estão a mão, devido à depressão

que os mesmos causam posteriormente. Nunca administrar líquidos estimulantes enquanto o paciente estiver

inconsciente. Anotações de aula:

62

Aula prática 001

Cristalização / filtração

Objetivo: Introduzir o aluno a um dos mais comuns processos de separação e purificação dos compostos

químicos de uma mistura. Introdução teórica: entende-se por cristalização, no sentido mais amplo, a passagem de uma substância de um

estado qualquer para o estado cristalino (sólido) e, no sentido mais restrito, a passagem de uma substância do

estado dissolvido ao estado cristalino (sólido). A cristalização é um processo utilíssimo de purificação e

identificação de substâncias, e também pode ser usada como um processo de separação dos componentes de

uma mistura. No caso de uma purificação, às vezes é necessário cristalizar várias vezes a substância em

questão para se conseguir a pureza desejada. De um modo geral, a cristalização consiste em dissolver à quente, a substância a ser cristalizada em um

dissolvente adequado e depois deixar a solução esfriar em recipiente chamados cristalizadores, até que os

cristais se formem. A adição do dissolvente deve ser lenta e sob agitação, para acelerar a dissolução. Para uma dada substância, deve-se usar um dissolvente no qual a solubilidade e as condições de cristalização

da mesma já tenham sido estudadas experimentalmente. Na escolha do dissolvente deve-se levar em conta sua indiferença química em relação à substância que se deseja purificar. Os solventes mais comuns usados em

cristalização são: água, ácido clorídrico, ácido acético, hidrocarbonetos líquidos, álcoois, acetona, éter

etílico e clorofórmio.

Deve-se sempre tentar a cristalização em solventes puros e somente se não se obtiver bons resultados, recorre-se à mistura deles. Velocidade de cristalização, espaço e repouso são fatores que influem na cristalização e devem ser levados em conta caso se deseje obter cristais que sejam os mais perfeitos possíveis. Os cristais obtidos são separados das

águas-mãe por filtração normal ou à vácuo conforme a situação e depois devem ser secados. Os cristais que

encerram água de cristalização não podem ser aquecidos a mais de 40oC; os eflorescentes devem ser secos entre folhas de papel de filtro porque não podem ser aquecidos em atmosfera seca; os deliqüescentes, ao

contrário, devem ser secos em atmosfera anidra. Existem vários métodos de cristalização. Todos eles se baseiam na saturação do soluto na solução, forçando a

cristalização como forma de manter o equilíbrio. Esta saturação é normalmente obtida pela evaporação do

solvente ou também pela diminuição da temperatura, a qual, normalmente diminui a solubilidade do soluto. Nos casos de cristalização por diminuição da temperatura, a velocidade de cristalização é proporcional à

velocidade do resfriamento, favorecendo a formação de cristais menores. Quando o resfriamento é lento, a

velocidade de cristalização é menor, favorecendo a formação de cristais maiores. Em geral, deve-se procurar obter cristais de tamanho médio, pois os pequenos, devido a sua grande superfície, encerram águas-mães por

adsorsão e os grandes ao se formarem, sempre encerram impurezas e/ou dissolvente. Se a cristalização demora em se processar, pode-se ativá-la de diversas maneiras: Adicionando à solução pequenos cristais do produto puro, os quais têm a função de ser gérmen de

cristalização; Raspando a parede interna do cristalizador com um bastão de vidro; Resfriando a solução exteriormente com gelo, água gelada ou simplesmente colocando o cristalizador na

geladeira; Exemplos industriais de refino através da cristalização/filtração: Extração do açúcar da cana Refino do sal de cozinha Concentração de sucos vegetais

63

Prática: Refino de barrilha (Na2CO3) impura. Diluir uma quantidade de barrilha impura com peso bem determinado, em torno de 10 g, em um béquer, com

uma quantidade de água suficiente (algo em torno de 100 ml ou menos). Agitar com um bastão de vidro para

dissolver a barrilha e filtrar usando um conjunto de filtração composto por um funil de vidro + papel filtro

qualitativo montado sobre um anel de sustentação. Após a filtração, coloca-se o filtrado em uma cápsula de

porcelana e sobre a chama de um bico de bunsen concentrar o mesmo até redução de 2/3 do volume. Em

seguida, deixar em repouso para que a barrilha saturada inicie o processo de cristalização. Se a mesma não

acontecer, (verificado na aula seguinte) concentrar um pouco mais e repetir o processo. Se a cristalização

acontecer, filtra-se a mesma retendo os cristais em papel de filtro qualitativo e em seguida, este é colocado em

estufa regulada a 100o C para secar os cristais. Para a operação de filtração dos cristais usar papel de filtro

qualitativo devidamente seco em estufa e pesado, para após a filtração e secagem dos cristais, através de outra

operação de pesagem se determinar o rendimento da operação. Sobre o filtrado, fazemos um teste qualitativo para verificar a existência de mais barrilha que não foi cristalizada, através de uma reação química com

cloreto de bário em solução. Uma reação positiva é obtida quando ocorre a formação de precipitado branco. Exemplo de laudo conclusivo:

Data: Nome dos participantes da equipe Título do experimento

Objetivo da prática: (descrever sucintamente o que se pretende. No caso, verificar o rendimento no refino de

barrilha por cristalização) Dados importantes: Quantidade de barrilha tomada para o teste, (peso 0): Solvente e quantidade usado na dissolução da barrilha: Peso do papel-filtro antes da filtração dos cristais, (peso 1): Peso do papel-filtro depois da filtração dos cristais, ou seja, papel + peso dos cristais, (peso 2): Rendimento da operação: 100 x (peso 2 � peso 1)/peso 0 Resultado do teste qualitativo no filtrado final: Aparência dos cristais obtidos pelo refino: Assinatura do relator. Embora o trabalho seja feito em equipe, apenas um dos participantes irá redigir o

trabalho e este deverá apor sua assinatura e se identificar como relator do trabalho. A cada trabalho

realizado um dos participantes da equipe atuará como relator. Pesquisar em literatura: Solubilidade da barrilha em água. Ponto de saturação. Simulação: Quanto se deve esperar de cristalização teórica ao se concentrar uma solução de barrilha contendo

10 g em 100 ml de água quando reduzidos a 2/3 do volume? (fornecer resultados aproximados) Anotações de aula:

64

Aula prática 002

Reações de deslocamento As reações de deslocamento são aquelas em que um elemento desloca outro, devido a sua maior afinidade com o ânion com o qual o elemento deslocado encontrava-se ligado. Sempre que um metal for colocado em contato com uma substância salina ocorrerá o deslocamento do elemento que está na forma salina para a forma metálica se o elemento deslocante for mais eletropositivo que o metal combinado. Neste caso o metal

que estava combinado passa para a forma metálica (sofre redução) e o metal passa para a forma salina (sofre

oxidação) Exemplo: Ao colocar um pedaço de cobre em contato com nitrato de prata, o cobre por ser mais eletropositivo

que a prata tende a passar para a forma salina enquanto a prata retorna ao estado metálico. Equação química: AgNO3 + Cuo -> CuNO3 + Ago Experimento 1 � (procedimento): Preparar 100 ml de solução de nitrato de prata a 1%, pesando 1 g de AgNO3 e diluindo este em 100 ml de água destilada. Em seguida pesar um pequeno pedaço de cobre limpo e seco, anotando o peso com precisão

de 4 casas decimais. Deixar este pedaço de cobre mergulhado na solução de nitrato de prata durante um tempo longo o suficiente para se conseguir uma quantidade de prata metálica razoável para se processar a filtração e

pesagem. Após, lavar bem o pedaço de cobre cuidando que toda prata a ele aderida fique no béquer da

solução e que o mesmo seja devidamente secado em estufa por pelo menos meia hora, para então se proceder

a pesagem e por diferença de peso estabelecer a perda de cobre que ocorreu devido ao processo de corrosão

provocado pelo deslocamento da prata. Quanto à solução, recolher o precipitado de prata em um filtro devidamente seco e pesado, para depois se proceder a secagem em estufa para secar a 100~110o C por pelo menos 4 horas. Pesar em seguida, estabelecendo por diferença a quantidade de prata obtida no processo de deslocamento provocado pelo cobre. Conclusões do experimento 1:

Estabelecer a concordância das quantidades obtidas de cobre e prata com as massas atômicas dos

respectivos elementos.

Justificar o balanceamento da equação em função dos dados obtidos nas respectivas pesagens de cobre e

de prata. Concluir a verdadeira fórmula molecular para o nitrato de cobre

Experimento 2 � (procedimento): Mergulhar um prego em uma solução de sulfato de cobre a 5%. Deixar em repouso durante um dia, avaliando o resultado após transcorrido este tempo. Conclusão do experimento 2:

Explicar o fenômeno, em termos de como o mesmo aconteceu em termos literais comentando todos os

detalhes e mostrando a transformação também em termos de equação química.


65

Aula prática 003

Reações químicas: A equação química exprime, em símbolos, o que acontece numa reação química. No lado esquerdo, dispõem-se as substâncias que devem ser colocadas juntas para que a reação ocorra, os reagentes. No lado direito, colocam-se as substâncias que se formaram na reação, os produtos. A equação deve ser equilibrada, isto é,

deve haver o mesmo número de átomos de cada espécie, em cada lado da equação. Nas reações químicas, os

átomos são conservados. A massa ou o peso também é conservado. O peso total de todos os produtos resultantes da reação é igual ao peso total de todos os reagentes.

Equações químicas: Para formar uma equação química, escreve-se a formula correta para cada um dos reagentes à esquerda e, para cada um dos produtos, à direita, como por exemplo, a reação abaixo: Al + Fe

2O

3 -> Fe + Al

2O

3 Ajustando-se os coeficientes... 2Al + Fe

2O

3 -> 2Fe + Al

2O

3 Equações iônicas: Considere como exemplo a equação química abaixo: NaCl + AgNO

3 -> NaNO

3 + AgCl

Os produtos dessa reação são cloreto de prata, que é insolúvel em água e, desta forma, precipita, e nitrato de sódio, que permanece em solução inteiramente dissociado em seus íons. Os produtos devem ser escritos assim: Cloreto de prata: AgCl

Nitrato de sódio: Na+ + NO

3

A equação correta para essa reação é: Ag+ + NO

3

+ Na+ + Cl -> AgCl + Na+ + NO3

Entretanto, não está numa forma inteiramente apropriada, porque não há razão de se incluir fórmulas de

substâncias que não se alteram. Desde que estas fórmulas aparecem nos dois lados da equação, incluí-las não

é somente um dispêndio de esforço e espaço, mas faz com que a equação pareça mais complicada do que é na

realidade, o que dificulta a percepção do essencial. Para chegar melhor à equação para uma reação iônica,

retiramos os íons que aparecem nos dois lados da equação, na sua forma inicial. No caso, os íons Na+ e NO3

seriam apagados da equação, resultando na equação abaixo, mais objetiva: Ag+ + Cl -> AgCl Anotações de aula:

66

Estequiometria: Muitos aspectos da química são quantitativos, isto é, as quantidades e o tamanho das coisas podem ser

relacionados por meio de números exatos. A estequiometria é a relação entre todos os pesos de todos os

reagentes e produtos de uma reação química. Muitos dos conhecimentos fundamentais da química se devem a

cuidadosas análises quantitativas das substâncias, e tais análises só foram possíveis por causa das relações

estequiométricas exatas nas reações. A estequiometria é muito importante, do ponto de vista comercial e

industrial, porque torna os químicos capazes de calcular as quantidades reais dos reagentes necessários

para produzir a quantidade desejada de um produto. Como exemplo, na equação abaixo: 2Al(s) + Fe

2O

3(s) -> 2Fe + Al

2O

3

A equação mostra-nos que 2 moles de alumínio reagem com 1 mol de óxido férrico para formar 2 moles de

ferro metálico e um mol de óxido de alumínio. O método dos moles é o mais conveniente para os cálculos

estequiométricos. Basicamente consiste em se transformar todos os valores de massa dados em moles. isto se

faz utilizando-se a relação: Número de mols = peso real em gramas / peso molecular da substância em gramas (obs: pode-se também se usar as massas em quilogramas).

Quando se tratar de substância gasosa, onde medir o volume é mais fácil, devemos converter este para as

condições normais de temperatura e pressão (CNTP). Um mol de qualquer gás a 0 graus centígrados (273 K)

e à pressão atmosférica ocupa um volume de 22,4 litros. O volume do gás varia em proporção direta com a

variação da temperatura absoluta. P'V' = PV

Prática: Nesta experiência, preparar-se-ão soluções de nitrato de chumbo e iodeto de potássio, de concentrações

conhecidas (0,5 molar). Observe o que acontece quando vários volumes dessas soluções são misturados. A partir dos volumes das respectivas soluções usadas e de sua molaridade, e do peso de precipitados

formados, é possível determinar o número de moles das substâncias que participaram das reações.

1a. parte - preparo das soluções:

- Inicialmente, cada membro da equipe deverá calcular o peso de sal que irá usar de Pb(NO3)2 e KI, respectivamente, para preparar 50 ml de sua solução 0,50 M. - Em seguida, pesar a quantidade calculada de cada um dos sais, em bequer limpo e seco. - Diluir esses sais com 20 ml de água e transferir para um balão volumétrico de 50 ml e completar o volume

até a marca de calibração. (fazer a água passar pelo bequer em pequenas cotas para transferir todo sal de forma quantitativa). - Identificar os balões para evitar confusão ou troca.

2ª parte - Estudo quantitativo das quantidades de precipitados formados, quando diferentes volumes de cada

solução são misturados:

- Tomar para a prática 5 tubos de ensaio. Em cada um deles transferir com o auxílio de uma pipeta, volume

de 4 ml da solução de iodeto de potássio e em seguida adicionar pela ordem, a solução de nitrato de

chumbo, nos seguintes volumes: 0,5 ml ao tubo de ensaio 1 1,0 ml ao tubo de ensaio 2 2,0 ml ao tubo de ensaio 3 3,0 ml ao tubo de ensaio 4 4,0 ml ao tubo de ensaio 5

Agite levemente cada um dos tubos e deixe-os descansar durante 15 minutos para decantar o precipitado formado. Meça as diferentes alturas de sólido amarelo de iodeto de chumbo obtida em cada tubo.

67

Cálculos: 1 - Calcule o peso de iodeto de chumbo em cada tubo de ensaio, filtrando cada tubo utilizando papel de filtro previamente pesado, diminuindo o peso do papel filtro do peso do filtro com o precipitado após a secagem; 2 - Faça um gráfico de altura de iodeto de chumbo (ordenada) contra número de mililitros de nitrato de

chumbo 0,5 M usado (abscissa); (usar papel milimetrado formato A4).

Explicar a forma da curva média obtida juntando os pontos do gráfico acima. 3 - Calcular o número de moles de nitrato de chumbo e iodeto de potássio usados em cada um dos tubos de

ensaio. Faça uma tabela com os resultados; 4 - Consultando o gráfico, escolha os valores do ponto em que o nitrato de chumbo era exatamente suficiente para reagir com todo o iodeto de potássio; 5 - Consultando a questão 4, determine a reação de moles de nitrato de chumbo para moles de iodeto de

potássio correspondente ao ponto estequiométrico encontrado na questão 5. Use esta razão para determinar a

fórmula do iodeto de chumbo. (escolha uma dentre as possibilidades: PbI, PbI2, PbI3, Pb2I, Pb2I2, Pb2I3, Pb3I, Pb3I2 e Pb3I3 . A escolha deve ser feita em função dos dados obtidos no laboratório, conferindo as quantidades

de reagentes que reagiram entre si e o produto obtido, justificando o motivo da escolha) Anotações de aula:

68

Aula prática 004

Propriedades físicas e pureza das substâncias

Introdução teórica:

O ponto de fusão de um sólido cristalino é a temperatura na qual o sólido começa a se tornar líquido sob a

pressão de 1 atm. Para substâncias puras, a mudança do estado sólido para líquido é bem definida, variando

dentro de um intervalo de mais ou menos 0,5o C, sendo a temperatura muito valiosa para fins de identificação.

Além disso, o ponto de fusão é consideravelmente influenciado pela presença de outras substâncias e

constitui, logo, um critério importante de impureza. Se o líquido for resfriado, ocorrerá solidificação à

mesma temperatura* e, para uma substância pura, o ponto de fusão e o ponto de congelação são idênticos. O ponto de congelação é geralmente definido como a temperatura na qual tanto o líquido quanto o sólido

podem existir em contato um com o outro sob a pressão total de 1 atm. (* Um líquido pode, às vezes, ser super-resfriado, isto é, a temperatura pode ser reduzida abaixo do ponto de

congelação sem a separação de sólido, porém, assim que o sólido aparece, a temperatura imediatamente se

eleva ao ponto de congelação verdadeiro.)

Os processos de mudança, do estado sólido para o estado líquido e do estado líquido para o estado gasoso

estão associadas a alterações nas ligações intermoleculares. Durante o aquecimento de uma substância sólida,

a energia absorvida aumenta as vibrações entre as partículas e ao se atingir a temperatura de fusão ocorre uma

maior mobilidade das mesmas. Continuando o aquecimento dessa fase líquida, as vibrações e a mobilidade

tornam-se mais acentuadas e na temperatura de ebulição a substância passa ao estado gasoso. Geralmente a temperatura de fusão está relacionada com a pureza da substância sólida. Uma variação de 0,5o C da temperatura de fusão com relação ao valor apresentado na literatura indica que a substância é pura.

Entretanto, é importante salientar que somente a temperatura de fusão não é um dado suficiente para

caracterizar uma substância e outras análises devem ser realizadas. Por exemplo, o composto p-terc-butilfenol (C10H14O) e o fenantreno (C14H10) possuem temperatura de fusão igual a 101

o C, que impossibilita a identificação da substância apenas pelo valor da temperatura de fusão. Por outro lado, caso existam dois ou

mais compostos com a mesma composição (isômeros), normalmente as temperaturas de fusão de cada

isômero são diferentes, podendo-se através da temperatura de fusão identificar o composto. Por exemplo:

fenantreno e antraceno, ambos tem a mesma fórmula molecular, mas apresentam temperatura de fusão,

respectivamente, de 101o e 216o C. Para os líquidos, a temperatura de ebulição, também é um critério para a

avaliação da pureza. Entretanto, deve-se salientar que algumas misturas de líquidos podem apresentar

temperaturas de ebulição idênticas à temperatura de ebulição de um dos líquidos puros. Por exemplo, etanol a

95% em volume e etanol a 100% (álcool puro) apresentam a mesma temperatura de ebulição, igual a 78o C.

Outras propriedades físicas usadas na identificação de substâncias:

Densidade Índice de refração Solubilidade


69

Parte prática:

Montagem do equipamento: A ser apresentada pelo professor

2. Determinação do ponto de ebulição da amostra I

Coloque um pouco da amostra I no tubo de ensaio até aproximadamente a altura de 1 cm e posicione

o termômetro com o capilar invertido no líquido. Adicione água ao tubo Thiele e proceda a

montagem do equipamento seguindo as instruções do professor; Após montada a estação, inicie o aquecimento, utilizando a chama azul do bico de bunsen e, quando

iniciar a formação de uma seqüência de bolhas a partir do tubo capilar, interrompa o aquecimento. Continue observando a liberação de bolhas. Esta temperatura corresponde à temperatura de ebulição

da substância amostra. Ative o fogo novamente e continue observando a temperatura durante mais

uns 5 minutos, anotando a temperatura de ebulição a cada minuto. 3. Determinação do ponto de ebulição da amostra II

Para iniciar a determinação da amostra II, deve-se primeiro desligar o fogo e em seguida retirar o tubo de ensaio contendo a amostra I e inserir no tubo Thiele, o tubo de ensaio contendo a amostra II. Uma vez bem posicionado este, pode-se ligar novamente a chama e proceder da mesma forma como foi feito na primeira determinação, observando então a temperatura do ponto de ebulição. Como

antes, continuar o aquecimento depois por mais 5 min, anotando a temperatura a cada minuto. Relatório de atividade durante a prática: Anotar a temperatura de ebulição em cada amostra;

Anotar as temperaturas subsequentes feitas a cada minuto;

Não se esquecer de desenhar ou esquematizar a montagem da estação, a qual poderá ser feita no verso da

folha da prática.

Laudo conclusivo:

Data:

Título da prática (destacar, mesmo quando for manuscrito. Pode se escrever no centro da linha ou mesmo

tudo em letras maiúsculas)

Equipe de técnicos responsáveis pela determinação Objetivos da prática: �fazer uma descrição objetiva� Amostra I Descrever o aspecto físico e outras propriedades da amostra I; Apresentar a temperatura de ebulição obtida no laboratório; Apresentar a temperatura de ebulição buscada em literatura, citando a fonte de busca. Amostra II Descrever o aspecto físico e outras propriedades da amostra II; Apresentar a temperatura de ebulição obtida no laboratório; Comentários: (Tecer comentários sobre detalhes observados. Tentar justificar os fatos com base na teoria apresentada acima) Conclusões:

Concluir os resultados observados pela prática. (dizer se a amostra I é pura ou não. Fazer o mesmo com a

amostra dois. Procurar identificar uma ou mais substâncias prováveis que pode ser, através de consulta na

literatura especializada ).

Não se esquecer de colocar a assinatura.

70

Aula prática 005 Calibração de vidraria

Toda vidraria que é usada em laboratório para medir volume e que tem por objetivo a determinação

quantitativa em qualquer processo analítico químico deve ser calibrada ou ter o seu volume conferido se o

mesmo está de acordo com a especificação do fabricante. Desta maneira, as pipetas volumétricas, as buretas e

os balões volumétricos devem passar por esta conferência, onde são determinados dois parâmetros de

calibração, a saber: o primeiro para verificar se o volume expresso no vidro é realmente o volume real, e o

outro para verificar se o recipiente não tem o seu volume modificado pela variação de temperatura, para se

saber até que temperatura o mesmo pode ser usado sem haver erro no volume ou até mesmo, se houver

variação, se poder corrigir o volume através de uma relação linear simples. Os dois parâmetros obtidos, na

verdade, consiste dos dois coeficientes de uma reta (a reta de calibração), onde o primeiro termo citado acima

corresponde ao termo independente e o outro corresponde ao termo dependente da temperatura. Obtendo-se esses dois coeficientes para cada vidraria, pode-se a qualquer temperatura corrigir-se o volume tomado, realizando um pequeno cálculo corretivo. Assim, seja f1 e f2 os coeficientes obtidos, onde f1 é o volume real encontrado a 20

o C e f2 o coeficiente angular dependente da temperatura, o verdadeiro volume de uma vidraria é obtido pelo cálculo aplicando-se a equação: Vr = f2 . T + f1 Onde:

Vr = volume real a uma dada temperatura, em ml T = temperatura usada, em graus centígrados Parte prática:

Aquecer num bequer um pouco de água até aproximadamente 70o C. Medir com um termômetro a

temperatura e simultaneamente medir um volume com uma pipeta objeto da calibração, despejando seu

conteúdo em um outro béquer colocado sobre uma balança de precisão e devidamente zerada, com o objetivo

de medir a massa de água dispensada pela pipeta. Anotar essa massa com toda a precisão que a balança

permitir. Esperar a temperatura descer uns 10o C e repetir o processo. Se possível deixar a temperatura descer

até menos de 20o C. Montar uma tabela relacionando a temperatura com a massa da pipeta. Em seguida, após

pesquisar em literatura a densidade da água nas várias temperaturas, converter essas massas em volume,

mostrando as densidades e os volumes na mesma tabela em questão, e plotar esses pontos num papel

milimetrado, no formato A4, montando um gráfico com os pontos da tabela, relacionando nas ordenadas o volume e na abcissa, as temperaturas. Usar o método dos mínimos quadrados para traçar uma reta média entre

os pontos e traçar a reta obtida e estender essa reta até o ponto zero, correspondente à temperatura de 20o C.

Os coeficientes a e b da reta obtida correspondem aos fatores de correção f1 e f2 citados acima. Construir uma tabela de dados, com os seguintes parâmetros: Temperatura lida � massa de água obtida � densidade da água (pesquisada) � volume da pipeta

Essa tabela deve ser colocada de preferência na própria folha de papel milimetrada, num dos cantos. Pode

ser no canto inferior, à direita.

Na linha mais superior do papel colocar o título: Calibração de pipeta volumétrica e em seguida citar a marca e o volume nominal da mesma e a temperatura de trabalho usada pelo fabricante para a calibração.

Conclusões: Citar se a referida pipeta está devidamente calibrada pelo fabricante, ou caso contrário

apresentar os fatores para sua calibração.


71

Aula prática 006 Preparo de solução ácida

Para usar uma substância em laboratório é comum deixá-la na forma de uma solução aquosa. Os motivos para

se usar os reagentes na forma de solução são: As reações em meio líquido são sempre de média velocidade, ideais para as reações de análise que se

processam em laboratórios. Assim, todas as reações irão sempre ocorrer em meio líquido, o qual

normalmente é água destilada. Facilita o fracionamento, o qual é obtido volumetricamente usando-se pipetas ou buretas, diminuindo

com isso a necessidade de balança de precisão; Se a concentração da solução é expressa em mol/l, então os volumes de reagentes a serem misturados

numa determinada reação será proporcional a equação química da mesma. Preparo de solução de ácido clorídrico 1 N. Uma solução 1 N de ácido clorídrico é aquela que tem 1 mol de

HCl por litro de solução. O ácido clorídrico concentrado disponível para se obter esta solução apresenta uma

concentração máxima de 37% em peso, apresentando uma densidade de 1,19 Kg/l (1,19g/ml). Para se obter a quantidade necessária, deve-se proceder a um cálculo do volume de ácido clorídrico concentrado que ao

sofrer uma diluição a 1 litro apresentará a concentração desejada. Uma vez determinado este volume, com o

auxilio de uma proveta mede-se este volume e transfere-se o mesmo para um balão volumétrico de 1 litro. A

solução assim obtida terá uma concentração aproximada, uma vez que o volume calculado foi tomado de

forma aproximada. Para Determinar-se a normalidade correta, é comum comparar-se a solução assim obtida

com outra de concentração bem determinada. Este processo de comparação chama-se de fatoração. Para se

obter uma solução padrão de concentração bem determinada deve-se usar uma substância que tenha

comprovadamente uma pureza elevadíssima, algo bem próximo de 99,99%; deve ter também uma fórmula

química conhecida; não ser volátil nem higroscópico; e deve reagir quimicamente com a substância da

solução em preparo através de uma reação química conhecida. Estas substâncias que possuem estas características são conhecidas como padrões primários. O padrão primário para o ácido clorídrico deve ser

uma substância que tenha um caráter alcalino. O padrão mais conhecido para fatoração do ácido clorídrico é o

carbonato de sódio anidro purificado especialmente para esse fim, quando então leva o selo de PP (padrão

primário). Quando não se dispõe deste padrão primário, pode-se submeter um pouco de carbonato de sódio

anidro, padrão analítico, a uma secagem em estufa durante umas 4 horas, e, após o resfriamento em dessecador o mesmo pode ser usado. A reação do carbonato e do ácido clorídrico ocorre segundo a equação química: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2

Prática experimental:

Preparar 100 ml de solução 0,25N de ácido clorídrico e fatorar o mesmo contra carbonato de sódio anidro

para se obter o fator de correção da normalidade real de tal forma que NR = NN . f Onde: NR = normalidade real, em mol/l NR = normalidade nominal, em mol/l f = fator de correção, adimensional O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, os cálculos pertinentes ao experimento, a

quantidade de solução produzida, os dados relevantes da fatoração e o fator de calibração obtido. Na

fatoração, realizar várias titulações e obter o fator de correção e também o desvio padrão das várias

titulações, que por si só constituirão a margem de erro do processo de fatoração adotado.


72

Aula prática 007 Alcalinidade em cimentos

Determinar a alcalinidade em cimentos é um dos parâmetros de qualidade do mesmo. O cimento é constituído

basicamente por óxidos de silício, alumínio, ferro e cálcio. O óxido de silício é nitidamente ácido, enquanto

que os de ferro e alumínio são anfóteros, ou seja, na presença de uma base forte, se comportam como ácidos,

restando portanto o óxido de cálcio como determinante da alcalinidade no cimento. Como o cálcio é alcalino

este pode ser determinado por titulação usando como reagente uma solução ácida (ácido nítrico 0,25 N) e o

teor de cálcio, o qual está presente no cimento na forma de óxido de cálcio, será então proporcional ao

consumo desta solução, a qual ocorre segundo a equação química: CaO + H2O Ca(OH)2 Ca(OH)2 + HNO3 Ca(NO3)2 + H2O

A alcalinidade representa não só o teor de cálcio, mas o total de todos os elementos alcalinos e alcalino-

terrosos presentes na amostra, os quais são tidos para efeito de resultados como sendo apenas um deles,

sendo o escolhido no caso do cimento, o cálcio, por estar presente sempre em maior proporção.

Procedimento experimental:

Pesar uma pequena quantidade de cimento num pedaço de papel alumínio ( algo próximo de 1 g) e com o

auxílio de um pisseti, transferir todo esse cimento para um erlenmeyer, adicionando uma quantidade de água

próxima de 100 ml. Agitar vigorosamente e em seguida deixar repousar por uns 15 minutos. Adicionar algumas gotas de alaranjado de metila e titular com uma solução ácida calibrada. Determinar o teor de CaO

pelo consumo medido da solução ácida resultante da titulação acima, expressando o resultado em % de CaO presente na amostra. O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, descrição sucinta da amostra (cimento), a

quantidade de amostra tomada para análise, consumo de reagente, sua concentração e fator de correção, os

cálculos pertinentes ao experimento, e o resultado obtido, o qual deverá ser expresso em %CaO. 2

a. parte:

Comentar a validade do método fazendo titulações comparativas usando óxido de alumínio e óxido de ferro,

separadamente, em cada titulação. Comparar a titulação da amostra acima usando como indicador o

alaranjado de metila, com a titulação de uma outra alíquota da mesma amostra usando fenolftaleína.

Comentar os resultados obtidos.


73

Aula prática 008

Preparo de solução básica

Utilidade: Para usar em análises de acidez em vários produtos ácidos, tais como vinagres, vinhos, óleos

vegetais, frutas, etc. Em alguns alimentos a acidez é natural, mas em outros pode ser um indício de

deterioração. O principal reagente titulante para este tipo de análise é o hidróxido de sódio, o qual pode ser

empregado a diversas concentrações. Preparo de solução de hidróxido de sódio 0,1 N. Calcular a quantidade necessária para preparar 250 ml. (Uma

solução 0,1 N de hidróxido de sódio é aquela que tem 0,1 mol de NaOH por litro de solução). Para

Determinar-se a normalidade correta, é comum determinar sua verdadeira concentração através de uma

titulação de calibração, contra um reagente tipo padrão primário. Um reagente com essas características é o

ácido oxálico anidro e seco. Este processo de comparação chama-se de fatoração. Para se obter uma solução

padrão de concentração bem determinada deve-se usar uma substância que tenha comprovadamente uma

pureza elevadíssima, algo bem próximo de 99,99%. Deve ter também uma fórmula química conhecida; não

ser volátil nem higroscópico; e deve reagir quimicamente com a substância da solução em preparo através

de uma reação química conhecida. As substâncias que possuem estas características são conhecidas como

padrões primários. O padrão primário para o hidróxido de sódio deve ser uma substância que tenha um

caráter ácido. Um padrão muito empregado para este fim é o ácido oxálico purificado (padrão primário).

Quando não se dispõe deste padrão primário, pode-se submeter um pouco de ácido oxálico, padrão analítico, a

uma secagem em estufa durante umas 4 horas, e resfriado em dessecador. A reação do ácido oxálico e do hidróxido de sódio ocorre segundo a equação química: (COOH)2 + 2NaOH (COONa)2 + H2O


Preparar 250 ml de solução 0,1N de hidróxido de sódio e fatorar o mesmo contra ácido oxálico anidro para se

obter o fator de correção da normalidade real de tal forma que NR = NN .f Onde: NR = normalidade real, em mol/l NR = normalidade nominal, em mol/l f = fator de correção, adimensional O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, os cálculos pertinentes ao experimento, a


fatoração, realizar pelo menos três titulações, que resultará em três fatores de correção. Com eles, processar o

fator médio e o desvio padrão, que por si só constituirão a margem de erro do processo de fatoração adotado. OBS: Após concluir o processo de calibração, guardar o restante do reagente em frasco de 250 ml devidamente rotulado e identificado, contendo o nome dos integrantes da equipe e a data, para uso futuro em outras aplicações práticas. Parâmetros que devem ser conhecidos para a prática: Equivalente-grama do ácido oxálico:_______g; Quant. de NaOH que deve ser pesada:______g; Quant.

aproximada de ácido oxálico que deve ser pesada para consumir uma quantidade máxima de solução de

hidróxido de sódio 0,1N em torno de 15 a 20 ml. Anotações de aula:

74

Aula prática 009 Titulometria por neutralização Titulometria é uma técnica de determinação química, feita através da dosagem de um reagente na forma de

uma solução com concentração conhecida sobre uma amostra qualquer, onde se espera, aconteça uma reação

química, e, pelo consumo desta solução, pode-se então determinar a quantidade do outro reagente, presente na

amostra. Na aula anterior se fez uso da titulometria com o uso de uma solução ácida. Pode-se também usar

quando necessário, uma solução básica. Quando usamos como reagente, uma solução ácida, o processo recebe

o nome genérico de alcalimetria, ou seja, se determina numa amostra qualquer, o teor de substâncias

alcalinas, e quando usamos uma solução básica, tem-se a acidimetria, ou seja, a determinação das substâncias ácidas presentes na amostra. Aplicação prática: Determinação da acidez em leites.

O leite é um produto que contém açúcar (lactose) que por ação de bactérias fermentativas, a convertem em

ácido láctico provocando um aumento progressivo da sua acidez. Esta acidez ao atingir um determinado ponto rompe o equilíbrio físico-químico da emulsão entre a gordura do leite e as proteínas presentes no mesmo,

forçando uma precipitação das proteínas na forma de grumos, fenômeno este chamado de coagulação. Para determinar-se a qualidade do leite é necessário conhecer a acidez (concentração do ácido láctico no leite) e para isto se faz uso de uma reação de neutralização ácido-base, onde o consumo do reagente básico é

proporcional à quantidade de ácido láctico presente na amostra, de acordo com a reação. NaOH + HO-C2H4-COOH HO-C2H4-COONa + H2O Na prática do dia-a-dia das indústrias do leite, se convencionou expressar a acidez do leite em graus Dornic o qual corresponde a uma concentração de 100 mg de ácido láctico por litro de leite. (Cada 100 mg de ácido

láctico existente num litro de leite corresponde a 1 grau Dornic (1ºD)). Assim, num leite fresco, sabe-se que o mesmo deve apresentar uma acidez, considerada normal, entre 16oD a 20oD. Sabe-se também que um leite

que apresenta uma acidez acima de 23oD não pode ser pasteurizado, pois o mesmo irá "talhar" durante o

processo provocando o entupimento do pasteurizador, provocando a paralização das atividades da indústria e

consequentemente a perda de todo um dia de produção e possibilidade de haver a perda de todo o estoque de

leite daquele dia. Leites com acidez entre 23oD e 33oD podem ser aproveitados na fabricação de queijo

mussarela ou doce de leite. Para o uso de um leite com acidez entre 23ºD e 33oD para fabricação de queijo mussarela, este deve ser convenientemente diluído com água para rebaixar a acidez do valor obtido para um

valor inferior a 23oD e em seguida ser pasteurizado, e então, ser encaminhado ao processo de fabricação. Procedimento:

Com uma pipeta volumétrica, medir uma alíquota de leite (amostra) e transferir um erlenmeyer, adicionando

uma quantidade de água entre 70 a 100 ml. Agitar e em seguida colocar algumas gotas de indicador

(fenolftaleína). Titular com uma solução básica calibrada. Determinar o teor de ácido láctico pelo consumo

medido da solução básica resultante da titulação acima, expressando o resultado em mg de ácido láctico por

litro de leite, presente na amostra. O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, descrição sucinta da amostra (leite), a


cálculos pertinentes ao experimento, e o resultado obtido, o qual deverá ser expresso em mg de ácido láctico

por litro de leite. Expressar também a acidez da amostra em graus Dornic. Tecer comentários sobre o estado

do leite.


75

Aula prática 010 Cinética de uma reação química:

Até que ponto as mudanças na concentração dos reagentes afetam a velocidade de uma reação química? As mudanças de temperatura afetam a velocidade de uma reação? Nesta experiência se fará a investigação da influência destes fatores. Para determinar a influência de cada um

dos fatores (concentração e temperatura) deve-se manter um constante e variar o outro e na experiência

seguinte fazer o contrário. A reação escolhida para esta investigação será: NaIO3 + 3NaHSO3 NaI + 3NaHSO4

Segundo a equação acima se faz reagir uma solução de iodato de potássio com outra de sulfito de sódio, resultando como produtos finais, uma mistura de iodeto de potássio e sulfato de sódio. Esta é uma típica

reação de óxido-redução, onde o sulfito de sódio por ser redutor, é oxidado pelo iodato e este,

consequentemente, é reduzido pelo sulfito. Do jeito como foi colocada acima fica impossível para saber

quando a reação termina e quanto tempo demora em acontecer. No entanto, sabe-se que se for colocado iodato de potássio em excesso, além da relação estequiométrica, assim que o sulfito todo reagir, o iodeto formado irá

reagir com aquele iodato que sobrar, resultando como produto final da reação, iodo, conforme a equação

abaixo:

5NaI + NaIO3 + 6NaHSO4 6Na2SO4 + 3H2O + 3I2

que por si só tem coloração amarela pálida quando presente em baixas concentrações. Sabe-se também que o

iodo apresenta um complexo fortemente colorido de azul escuro quando em contato com uma solução de

amido. Assim, se misturarmos um pouco de amido à solução de sulfito de sódio, quando o sulfito todo reagir,

formar-se-á um complexo de coloração azul, nos indicando o término da reação. Medindo-se o tempo contando-se o tempo desde o instante que se fez a mistura até obter-se o colorido, pode-se estimar a velocidade desta reação. Fazendo a mesma experiência com concentrações variáveis de um dos reagentes

pode-se então, cientificamente, avaliar a variação de tempo em função da concentração. Procedimento experimental:

Preparo das soluções: Solução A: Solução 0.02M de iodato de sódio ou de potássio. Como a reação ocorre entre os ânions presentes,

o cátion não irá influenciar a reação; Solução B: Solução 0,02 M de sulfito de sódio ou sulfito de potássio; Solução C: Solução de amido solúvel, previamente hidrolisado. (0,5 g diluída em 50 ml de água destilada).

Esta solução serve como indicadora para o iodo. a) Efeito da mudança da concentração:

Para determinar o efeito no tempo da reação, quando um dos reagentes é alterado. Deve-se preparar amostras diluídas da solução B para variar a concentração do íon HSO

-3 (íon bissulfito).

Em cada caso será mantida constante a concentração do íon IO3 (íon iodato), e todas as soluções deverão

estar à temperatura ambiente. Preparar 5 tubos de ensaio contendo as seguintes proporções: 1.o tubo 10 ml de sol. B + 0 ml água 2.o tubo 8 ml de sol. B + 2 ml água 3.o tubo 6 ml de sol. B + 4 ml água 4.o tubo 4 ml de sol. B + 6 ml água 5.o tubo 2 ml de sol. B + 8 ml água Em cada um destes tubos adicionar 2 gotas da solução C (indicadora)

76

Usando um erlenmeyer pequeno, seqüencialmente colocar no mesmo 10 ml de solução A e despejar o

conteúdo do 1.o tubo de ensaio. Disparar o cronômetro no ato da mistura. Agitar vigorosamente a mistura e prestar atenção ao aparecimento da coloração azul, quando então, o cronometro deve ser �cravado� para

leitura do tempo. Uma vez lido o tempo, passar um pouco de água destilada no erlenmeyer, deixar o mesmo

escorrer e repetir o processo com o tubo n.o 2, e fazer assim com todos os tubos, obtendo-se desta maneira 5 leituras de tempo, as quais deverão ser plotadas em gráfico em função da concentração do íon iodato. Traçar a

curva da velocidade neste gráfico e designar esta curva como curva da velocidade de reação para a

temperatura ambiente. b) O efeito da temperatura:

Em seguida, repetir o preparo de mais uma bateria de tubos de ensaio. Desta vez, incluir mais 5 tubos onde em cada um deles se colocará 10 ml de solução A. Deixar os 10 tubos em banho-maria por uns 10 min com água a uns 20 graus acima da temperatura ambiente. Não esquecer de anotar a temperatura do

banho antes de iniciar o processo de mistura e leitura dos tempos. No mesmo erlenmeyer de antes, proceder a mistura de um tubo da solução A e um tubo da solução B, de forma seqüencial, da mesma

maneira como foi descrita anteriormente. Os tempos obtidos agora deverão ser plotados no mesmo gráfico, gerando uma nova curva que receberá o nome de curva da velocidade da reação à temperatura

x. (x deverá ser a temperatura lida). Laudo conclusivo do experimento:

O laudo conclusivo consistirá de:

Apresentação das tabelas de concentração do íon bissulfito e tempos. A concentração do íon bissulfito

deverá ser calculada em função da concentração inicial da solução e da diluição que foi feita para a

experimentação; Gráfico das curvas, elaborado em papel milimetrado, formato A-4, procurando ocupar toda a folha. Não

esquecer de citar as unidades usadas em ambas escalas; Determinar graficamente a ordem da reação. (NaIO3 + 3NaHSO3 NaI + 3NaHSO4) Questionário contendo respostas às seguintes questões teóricas:

- Quantidade de moles de bissulfito de sódio para cada mililitro da solução. Obter o valor da

concentração por leitura direta no rótulo do frasco se a solução encontrar-se já pronta. - Quantidade de moles de bissulfito de sódio em cada um dos tubos de ensaio. - Relatar o que a equipe concluiu com a análise das curvas obtidas.


77

Aula prática 011 Prática sobre equilíbrio químico

Alguns princípios permitem ao químico fazer predições qualitativas sobre o estado de equilíbrio. Mas como a

maioria deles se baseia em observações macroscópicas das reações, elas deixam muito a desejar sobre o real

entendimento a predizer e o controle das reações. Estes princípios fornecem muito menos informações de que

um químico necessita. Enquanto é útil saber, por exemplo, que o aumento de pressão favorece a produção do

amoníaco no seu preparo industrial, o químico quer saber precisamente qual deveria ser a pressão para que,

com todos os demais fatores levados em consideração, possa obter o maior rendimento possível de

amoníaco. Em outras palavras, o químico quer saber precisamente como controlar a reação. Para fazer isto,

ele precisa ter informações quantitativas sobre as condições e os fatores de equilíbrio. Nesta experiência são apresentados alguns aspectos quantitativos das condições de equilíbrio. Para efeito de

experimentação será usada a reação abaixo: 2

)()(3

)( aqaqaq FeSCNSCNFe

Devido ao fato desta reação resultar num produto colorido, a determinação das concentrações será feita de

forma colorimétrica. Para entender melhor esta técnica, basta comparar um copo cheio de um liquido colorido, (chá, por exemplo) e verificar que a intensidade da cor vista através dos lados do copo é diferente da

intensidade da cor vista por cima. Isto porque a intensidade da cor depende basicamente de dois fatores, a saber: a concentração da substância colorida e da profundidade ou espessura da solução. Assim, 1 cm de

profundidade de uma solução 1M colorida parecerá ter cor idêntica à de uma solução 0,5M de 2 cm de

profundidade. A concentração destas duas soluções pode ser comparada, alterando-se a profundidade relativas, até que as intensidades de cor se pareçam. A razão das concentrações é o inverso da razão das

profundidades. Note que este procedimento dá somente valores relativos para concentrações. Para se conseguir os valores absolutos deve-se usar a comparação com uma solução padrão, cuja concentração seja

conhecida. Procedimento: Preparo das soluções:

Preparar as soluções pertinentes à reação descrita acima. Como fonte de Fe+3, pode-se usar sulfato férrico.

Preparar uma solução 0,2 M, ou usar uma solução pronta, se a mesma já existir. Preparar também a solução de

tiocianato de potássio como fonte de íons SCN-, na concentração 0,002M. Observar que pela reação acima,

um mol de íons Fe+3, reage quimicamente como um mol de íons SCN

- (tiocianato). Observar também que isto

exigiria volumes iguais das soluções com concentrações iguais, ou seja, cada 1 ml de solução de íons Fe+3, 0,2

M exige 1ml de solução 0,2 M de íons SCN-. Se qualquer um deles tiver o produto concentração-volume

menor, este reagente será o reagente limitante da reação. Alinhe 5 tubos de ensaios limpos, todos de mesmo diâmetro, e marque-os com números 1, 2 ,3, 4 e 5.

Adicione a cada um deles 5 ml da solução de tiocianato 0,002 M. No primeiro tubo, adicione mais 5 ml de solução de íons férrico. Este primeiro tubo será o padrão de cor. Como o reagente limitante é o tiocianato,

pode-se admitir em primeira mão que todo tiocianato tenha reagido, gerando uma quantidade equivalente de

íons ferritiocianeto, ou seja, admitir que a concentração de íons ferritiocianeto produzidos pela reação seja

igual à concentração de tiocianato inicial, o qual restará ao final somente traços sem reagir. Em seguida, numa proveta de 25 ou 50 ml, colocar 10 ml da solução original de sulfato férrico 0,2 M e diluir

a mesma até 20 ml, com água destilada. Transferir este volume para um bequer pequeno e seco para agitar um

pouco e homogeneizar a solução. Desta, pipetar 5 ml e colocar no tubo 2, pipetar mais 10 ml e retornar para a proveta, descartando o restante. Aos 10 ml da proveta, diluir completando o volume até 20 ml com água

destilada e passar novamente para o bequer (lavado e secado rapidamente) para homogeneizar. Desta, transferir 5 ml para o tubo 3. Repetir este procedimento até chegar no tubo 5. Enquanto um participante da

equipe faz este trabalho, outro deve se encarregar de calcular as concentrações iniciais dos dois reagentes,

lembrando que a concentração inicial de cada um deles sofre diluição sobre o volume do outro ao serem misturados.

78

Leitura dos resultados:

O problema é comparar as soluções em cada um dos tubos de ensaio com o padrão (tubo n. 1) e determinar a

concentração do íon ferritiocianeto. Para isto enrole uma tira de papel alumínio em cada um dos tubos de ensaio para eliminar a luz lateral. Olhe verticalmente para baixo através das soluções. Se as intensidades de

cor parecerem as mesmas, meça a profundidade e cada solução, ao milímetro mais próximo, e anote-as. Se não parecerem iguais, tire alguma quantidade do tubo padrão até que a intensidade de cor seja a mesma.

Ponha a porção retirada num bequer limpo e seco, pois se pode precisar da mesma na outra medida. Uma forma melhor de fazer esta leitura é retirar mais do que se precisa e aos poucos ir adicionando a solução

padrão até se igualar as intensidades de cor, quando então se faz a medida das alturas. Repetir este

procedimento com todos os quatro tubos. Cálculos:

Suponha que a solução de sulfato férrico e o tiocianato de potássio estejam totalmente dissolvidos em íons em

solução e que, no tubo de ensaio padrão (tubo n. 1) todos os íons tiocianato reagiram para formar íons

complexos de ferritiocianeto. Lembre-se também de que as duas soluções se diluem na mistura. O símbolo [ ]

será usado para denotar a concentração de equilíbrio, em moles/litro. Então a notação [Fe+3] representa a

concentração de íons férrico no equilíbrio. Para fazer os cálculos, monte a seguinte tabela: Concentração inicial de Fe

+3; Concentração inicial de SCN

-; Alturas dos tubos; Razão h/h0, sendo h0 a altura da solução no tubo n. 1 Usando as alturas e as concentrações iniciais, calcule os dados necessários abaixo: Concentração dos íons ferritiocianeto no equilíbrio [FeSCN

+2]. Lembrar que a razão das alturas é

inversamente proporcional à razão das concentrações; Concentração dos íons férrico no equilíbrio [Fe

+3]. Calcule a concentração dos íons férrico no equilíbrio,

subtraindo a concentração de equilíbrio dos íons FeSCN+2 da concentração inicial do íons férrico;

Concentração dos íons tiocianato no equilíbrio [SCN-]. Calcule a concentração dos íons tiocianato no

equilíbrio, subtraindo a concentração de equilíbrio dos íons FeSCN+2 da concentração inicial do íons

tiocianato; . Com os dados disponíveis, proceder os cálculos usando as seguintes expressões. (Desprezar os cálculos

pertinentes ao tubo n. 1):

][][

][

][

][][

][][][

13

2

1

23

123

SCNFe

FeSCNc

SCN

FeSCNFeb

SCNFeSCNFea

Completar a tabela acima colocando-se mais três colunas, uma para cada expressão, colocando em cada

coluna os resultados encontrados. Conclusões do experimento:

Com base nos resultados obtidos, indicar qual das combinações (a, b ou c) fornece resultados mais constantes, ou seja, aquele que tem o menor coeficiente de variação. Esta combinação é chamada expressão da constante

de equilíbrio. Dê uma explicação possível sobre o porquê dessa relação numérica ser constante.

79

Aula prática 012

Relação cor-concentração de uma solução

Objetivos:

Comprovar através da prática a linearidade da intensidade de cor de uma solução com a concentração do

reagente, quando este estiver dentro da faixa de pequenas concentrações e mesmo estabelecer a faixa de

linearidade entre a relação concentração de reagente / cor obtida para uso em análises químicas por

colorimetria. Reagentes:

Solução teste de fosfato de sódio

Solução de molibdato de amônio a 1%

Solução de ácido ascórbico a 1%

Procedimento:

Preparar uma solução de fosfato de sódio contendo 1g Na2HPO4.xH2O + 1 ml de ácido sulfúrico concentrado

em 250 ml solução. A seguir, preparar 250 ml de solução de molibdato de amônio a 1% e 100 ml de solução

de ácido ascórbico a 1%. Na solução de molibdato de amônio, adicionar 10 ml de ácido sulfúrico concentrado antes de fechar o volume. Com as três soluções preparadas e devidamente identificadas, preparar uma bateria de 6 tubos de ensaio. No

primeiro deles, colocar 5 ml da solução de Na2HPO4 preparada no inicio. No segundo, 4 ml. No terceiro, 3 ml e assim sucessivamente reduzindo sempre 1 ml em cada um deles. Completar o volume nos tubos 2 a 5, para 5 ml complementando o volume com água destilada. A seguir, adicionar a cada um deles 3 ml de solução de

molibdato de amônio e a seguir 1 ml de solução de ácido ascórbico. Aguardar um tempo de 15 minutos e

depois relacionar a cor medindo-se as alturas relativas da cor do tubo mais concentrado com os demais através da retirada de líquido e comparando a intensidade de cor. Plotar os resultados em papel milimetrado e

observar a curva obtida, relacionando concentração molar do fosfato dibásico de sódio x altura relativa* Em paralelo, diluir a solução de fósforo preparada acima a 1: 25 e repetir o procedimento com mais 6 tubos,

procedendo as leituras de cor da mesma maneira;

Relatório conclusivo:

Plotar as duas curvas em papel milimetrado (usar o EXCEL); Comparar as duas curvas e dizer qual das duas é mais linear; Determinar a faixa de concentrações de fósforo que fornece uma leitura linear; * O processo de leitura de intensidade de cor é feito com base na semelhança de cor retirando-se parte do

líquido do tubo padrão (aquele que estiver mais concentrado). Assim, uma vez tendo os dois tubos

apresentando a mesma cor, a concentração do primeiro tubo multiplicado pela sua altura de líquido é igual a

concentração do segundo multiplicado também pela sua altura de liquido. ( h1xc1 = h2xc2 ).


1

QUÍMICA GERAL E

INORGÂNICA (TEORIA E PRÁTICA)

Elaborado por:

Clovis Bombardelli [email protected]

Versão original: Novembro / 2002

1ª edição: Dezembro / 2009

id9086984 pdfMachine by Broadgun Software - a great PDF writer! - a great PDF creator! - http://www.pdfmachine.com http://www.broadgun.com

mailto:[email protected]

2

LEMBRETES

Que o desafio das tarefas difíceis seja motivo de orgulho ao realizá-las ao

invés de ser uma parede a lhe barrar

Se a tarefa a ser realizada lhe parecer difícil, é bem provável que você não

esteja usando o método correto

A qualidade de seus trabalhos será tanto maior quanto mais adequada for a sua ferramenta de trabalho

3

Estudo sobre o hidrogênio:

Histórico:

No século XVI, Paracelso observou que introduzindo um metal em ácido diluído se desprendia um

gás inflamável. Cavendish, em 1766, provou que o gás era diferente dos outros gases combustíveis. Em 1781,

demonstrou que a combinação deste gás com o oxigênio produzia água, daí derivou o seu nome: hidrogênio,

ou seja, gerador de água. Estado natural:

O hidrogênio existe livre na natureza somente em pequenas quantidades. Os gases que se desprendem dos vulcões e outros gases naturais o contém em pequena quantidade. Também se sabe que existem traços de hidrogênio nas camadas superiores da atmosfera, pelo estudo das auroras boreais. Por outro

lado, em forma combinada, o hidrogênio é bastante comum. Na água encontra-se combinado com o oxigênio,

representando 11,2 % do seu peso e faz parte também dos ácidos, das bases e dos compostos orgânicos. A

análise espectral revelou sua presença no sol e nas estrelas. Propriedades físicas:

O hidrogênio é um gás incolor, inodoro e insípido. É o mais leve de todos os gases. O peso de um

litro de gás hidrogênio nas condições normais é de 0,0899 g. É pouco solúvel. 1 litro de água, na temperatura

de 25o C, dissolve apenas 19 cm3 de gás. Por outro lado, ele é muito difusível, isto é, atravessa facilmente

membranas porosas como papel, inclusive metálicas. É dificilmente liquidificável. Em 1898, Dewar

conseguiu este feito, empregando uma pressão de 180 atm e uma temperatura de �205o C. O hidrogênio

líquido é incolor e transparente e ferve a �252o C. Solidifica-se a �259o C. Se inflama com facilidade e arde com chama azulada, porém, não mantém a combustão. PF: 14,1 K PE: 20,4 K D: 0,0899 g/l (CNTP) Energia de ligação H-H: 103 kcal/mol Densidade relativa ao ar: 0,06954


Como substância, ela apresenta a fórmula molecular composta por 2 átomos de H ligados HH (H2). À temperatura ordinária o H2 é relativamente inerte. Isto porque as reações químicas se produzem entre

átomos para o qual se necessita uma força (energia) para facilitar as uniões moleculares e como o H2 já é

molecular a dificuldade aumenta. As reações mais comuns são: H2 se combina com F2 mesmo a frio e no escuro, e a reação é explosiva

H2 + F2 -> 2HF + 130 kcal

Com o Cl2 exige a presença de luz

H2 + Cl2 -> 2HCl

Com o Br2 exige alta temperatura, 400o C

H2 + Br2 -> 2HBr

4

Com o I2 exige também alta temperatura, 200o C H2 + I2 -> 2HI

Com o enxofre, reage a quente

H2 + S -> H2S

Com o C, na presença de arco voltaico 2H2 + C -> CH4

Com o O2

2H2 + O2 -> 2H2O + 116 Kcal Na reação com o oxigênio, a mistura é explosiva quando estiverem misturados em proporção

estequiométrica (2:1). Mas, se conduzidos os dois gases separadamente e só se juntarem no momento de

reagir, como no maçarico oxídrico, se obtém a chama oxídrica muito pálida, mas de grande poder

calorífico a qual atinge a temperatura de 2950o C. Com ela se pode fundir e soldar a platina, cujo ponto de fusão é de 1774

o C. Com os metais alcalinos e a alta temperatura, em torno de 360o C, formam-se os hidretos, os quais

reagem com a água, formando hidróxidos. H2 + 2Na -> 2NaH 2NaH + 2H2O -> 2NaOH + 2H2

O hidrogênio ainda reage como redutor de ácidos e de compostos orgânicos. Isótopos do hidrogênio:

O hidrog6enio natural é formado por três isótopos: o Prótio, o deutério e o trítio. O núcleo do prótio

consiste em um único próton. O núcleo do deutério tem um próton e um neutron e o trítio tem um próton e

dois neutrons. Ao se eletrolisar grandes quantidades de água comum (2400 litros), se pode obter 93 ml de

D2O, com pureza em 99%. Esta água também conhecida como água pesada, ferve a uma temperatura mais alta que a água comum e tem uma densidade de 1,079 g/ml. Tem efeitos fisiológicos diferentes da água

comum e não tem nenhuma utilidade para a vida animal ou vegetal. É empregada como indicador químico e

biológico. Substituindo-se o hidrogênio por deutério em certos compostos orgânicos alimentícios e medicinais

é possível acompanhar as transformações de certos corpos nos processos de digestão e assimilação dentro do

organismo. A água pesada também é usada como agente refletor de neutrons, em artefatos nucleares. Processos de obtenção:

Mediante o deslocamento do hidrogênio da água, líquida ou no estado de vapor. Várias são as

possibilidades, sendo as mais importantes: Reagindo um metal com a água

Certos metais como sódio, potássio e cálcio são tão reativos que deslocam o hidrogênio da água à

temperatura ambiente. Por deslocamento se entende uma reação em que um elemento ocupa o lugar de

outro em um composto. O sódio e o potássio, por serem menos densos que a água, flutuam na superfície

da mesma enquanto reagem, produzindo gás hidrogênio, enquanto o metal se transforma em hidróxido.

Durante a reação cada átomo de sódio ou potássio liberta 1 elétron e se transforma em íon. O íon H+ se

apodera do elétron e se forma uma molécula de hidrogênio. Representando essas reações através de

equações tem-se:

5

Na água sempre existe algumas moléculas de água ionizadas, sendo assim representadas 2H2O -> 2H3O

+ + 2OH

2Na 2e -> 2Na+ 2H3O

+ + 2e -> 2H2O + H2 (gás hidrogênio) 2Na+ + 2OH- -> 2NaOH

somando tudo fica:

2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2 O cálcio é menos violento e mais denso que a água, facilitando a operação de captura do H2 formado.

Outros metais como o magnésio, o zinco e o ferro não reagem facilmente com a água em condições

ordinárias, mas a decompõem em forma de vapores à temperatura de ebulição. Mg + H2O -> MgO + H2 3Fe + 4H2O -> Fe3O4 + 4H2 Reagindo um metalóide ou não-metal com água:

O fósforo reage com água, em presença de um catalisador e à temperatura de 400 a 600o C, segundo a

reação 2P + 8H2O -> 2H2PO4 + 5H2

Com o carbono, ocorre a reação, a qual também necessita de condições enérgicas 2C + 3H2O CO2 + CO + 3H2

Reagindo substâncias compostas

A decomposição de substâncias compostas pela água é denominada �hidrólise�, como nas reações

abaixo, onde ocorre a quebra da molécula pela ação da água BaS + 4H2O -> BaSO4 + 4H2 BiCl3 + H2O -> 2HCl + (BiO)Cl

Mediante o deslocamento do hidrogênio de ácidos:

Os ácidos mais freqüentemente usados são o ácido sulfúrico e o ácido clorídrico e o metal empregado é o

zinco ou o ferro. Todos os ácidos contêm hidrogênio, que é o íon hidrônio potencial e que pode ser

deslocado por certos metais. Para esta transformação é necessário que o ácido seja dissolvido em água

porque o ácido concentrado reage mais lentamente, devido à viscosidade do líquido, o qual dificulta a

difusão dos íons e o metal adicionado se reveste de uma capa de óxido que os imuniza da continuidade do ataque. (a explicação deste fato é obtida no estudo da eletroquímica). Os metais muito puros também

retardam a reação. O uso simultâneo de dois metais acelera a reação, principalmente se um deles for

muito menos eletropositivo que outro. (novamente a explicação deste fato é explicada pelo estudo da

eletroquímica). Zn + 2H3O + SO4

-- -> Zn++ + 2H2O + SO4 --

Zn + 2H3O + 2Cl- -> Zn++ + 2H2O + Cl - Mediante o deslocamento do hidrogênio de uma base solúvel

Certos metais também reagem com álcalis fortes, produzindo hidrogênio. São aqueles que tem o caráter anfótero, como é o zinco, o manganês e o cromo. Zn + 2NaOH -> Na2ZnO2 + H2

6

Observações importantes:

O zinco puro atua sobre o ácido sulfúrico diluído muito lentamente, porém sua ação é acelerada se o

zinco se põe em contato com um metal menos ativo, como o cobre. Estes dois metais em contato recebem o

nome de par metálico e têm muita aplicação na indústria. O funcionamento dos pares metálicos pode ser

compreendido quando se coloca o zinco no ácido. O zinco se dissolve por perder dois elétrons por átomo,

convertendo-se em íon positivo

Zn 2e -> Zn � Os íons H3O

+ provenientes do ácido se apoderam destes elétrons para formar o hidrogênio 2H3O

+ + 2e -> 2H2O + H2

O hidrogênio se adere ao metal como uma película a qual separa o zinco da dissolução e impede o

processo de continuar. Este impedimento recebe o nome de polarização. Podemos então dizer que o zinco é

um mau catalisador da reação, assim como o cobre e a platina são melhores catalisadores. Quando um pedaço

de cobre ou platina entra em contato com o zinco, formando um par metálico, os elétrons formados passam

para esse último, melhorando então o contato do ácido com o zinco. O mesmo fenômeno se observa nas

pilhas elétricas, onde se observa que as mesmas têm suas reações químicas retardadas enquanto não se retiram

os elétrons de seus pólos, ou seja, enquanto não se usa a eletricidade a pilha não se consome. Certos metais reagem com a água em condições ordinárias enquanto outros o fazem somente a

quente e essa diferença se observa também na reação dos ácidos com os metais. Assim, o sódio reage violentamente com o ácido clorídrico, o zinco e o ferro menos rapidamente, enquanto o cobre e a platina não

apresentam nenhuma tendência para essa reação. Usando este fato, procurou-se ordenar os elementos por ordem de sua atividade química. Essa ordenação recebeu o nome de série eletromotriz dos metais. Sendo ela parcialmente apresentada abaixo:

Li�Rb�K�Na�Ba�Ca�Mg�Al�Mn�Zn�Fe�Ni�Co�Sn�Pb� H �Cu�Ag�Hg�Pt�Au�Bi

Os metais da direita do H não deslocam o H dos ácidos. Os que se encontram a direita do Fe não

deslocam o H da água nem em temperatura elevada. O Fe, por exemplo, colocado em dissolução de CuSO4, desloca o cobre, tornando-o metálico, enquanto o ferro passa para a forma de íon (combinado na forma de

sulfato ferroso). Isto é observado pela cor da solução que passa de azul para incolor. CuSO4 + Fe -> FeSO4 + Cu

Na reação acima o Fe cede elétrons ao íon Cu++, mas o contrário não acontece. Por esta razão os óxidos

variam muito quanto a sua inalterabilidade ao aquecimento. O óxido de Platina se decompõe facilmente pelo

calor, enquanto que os óxidos de magnésio ou de cálcio não se decompõem nem em temperaturas elevadas. É

por esta razão também que somente os metais que seguem o hidrogênio são encontrados livres na natureza. Processos industriais de obtenção do hidrogênio:

Por eletrólise de água alcalinizada ou acidulada. Para se proceder a eletrólise deve-se usar eletrodos inertes às bases e ácidos usados na alcalinização ou acidulação da água. O uso de base ou ácido é

necessário para tornar a água condutiva, e enquanto a mesma conduz a corrente elétrica, esta é usada para

reduzir o hidrogênio da água ao estado elementar num dos eletrodos, o cátodo (lugar para onde se dirige

o cátion, sendo este sempre o polo negativo) e o oxigênio ou outro elemento negativo no outro eletrodo, o ânodo (lugar para onde se dirigem os ânions, sendo este sempre o polo positivo), segundo as equações

químicas abaixo:

com solução ácida de HCl H2O + HCl -> H3O

+ + Cl

7

Reação no cátodo 2H3O

+ + 2e -> 2H2O + H2 Reação no ânodo 2Cl 2e -> Cl2 (se o eletrodo for inerte) Se o eletrodo não for inerte, o cloro se combina com o mesmo, corroendo-o, isto é, transformando o

metal do eletrodo em sal. Com solução básica de NaOH

4NaOH -> 4Na+ + 4OH Reação no cátodo 4Na+ + 4e -> 4Na 4Na + 4H2O -> 4NaOH + 2H2 Reação no ânodo 4OH 4e -> 2H2O + O2

Nesta reação o hidróxido de sódio não se consome à medida que a eletrólise se sucede, pois o sódio

reduzido no cátodo reage com a água se convertendo novamente no hidróxido, resultando no final a

liberação de hidrogênio no cátodo e oxigênio no ânodo, numa proporção volumétrica de 2 volumes

de hidrogênio para um volume de oxigênio. Redução do vapor de água por ferro incandescente. Ocorre segundo a equação

3Fe + 4H2O <-> Fe3O4 + 4H2 + 38,4 Kcal Quando a superfície do ferro presente estiver completamente convertida em óxido, se regenera o

ferro fazendo passar uma mistura de gás de água (H2 e CO) sobre o óxido, a qual ocorre segundo a

equação química Fe3O4 + 2H2 + 2CO -> 3Fe + 2H2O + 2CO2

Redução do vapor de água por Carbono ao rubro. Ao passar vapor de água em carbono à temperatura de

1000o C, se produz gás de água, a qual ocorre conforme a reação

C + H2O -> CO + H2 + 31,7 Kcal

Pelo carbeto de cálcio aquecido a 200o C. A reação do carbeto com água a frio gera um gás que recebe o

nome de acetileno, porém este quando aquecido a 200o C decompõe-se em carbono e hidrogênio,

segundo a equação

CaC2 + H2O -> CaO + 2C + H2

Pela hidrólise da hidrolita. A hidrolita é quimicamente o hidreto de hidrogênio, a qual ao reagir com

água reage liberando-o numa reação muito exotérmica e o hidrogênio se libera a mais de 100o C, segundo

a equação abaixo CaH2 + H2O -> Ca(OH)2 + 2H2

8

Purificação do hidrogênio:

O hidrogênio obtido industrialmente é sempre impuro proveniente do processo de obtenção,

geralmente provenientes do ferro ou zinco empregados. O zinco principalmente pode conter traços de

enxofre, arsênio, antimônio, carbono, silício e fósforo, os quais são atacados pelo ácido empregado formando gases como H2S, H3As, H3Sb, etc. Assim, o mesmo deve sempre sofrer um processo de purificação que

normalmente consiste numa lavagem do mesmo fazendo-o borbulhar em uma solução com propriedades

oxidantes, tal como AgNO3 ou Pb(NO3)2. As reações são:

H3As + AgNO3 -> Ag3As + 3HNO3 H2S + Pb(NO3)2 -> PbS + 2HNO3

Usos industriais do hidrogênio:

O hidrogênio foi usado no passado, como gás de sustentação em dirigíveis, caindo em desuso após o

acidente com o dirigível Hindemburg, ocorrido em Nova Jersey. Atualmente, é usado liquefeito, em foguetes aeroespaciais, como combustível. Em usos industriais, devido às dificuldades de liquefação e também do

transporte, o hidrogênio deve ser produzido no ato do uso. Dois grandes processos industriais usam o

hidrogênio como matéria-prima e o consomem em grande escala, a saber:

Produção de amônia. A amônia é matéria-prima para fertilizantes, explosivos e produtos tenso-ativos catiônicos (quaternários de amônio), além de servir ainda como gás de refrigeração nas grandes instalações frigoríficas. A amônia é obtida pela reação química entre o nitrogênio, obtido da destilação de

ar liquefeito e do hidrogênio obtido por uma das vias descritas anteriormente, conforme a equação

3H2 + N2 <-> 2NH3

Hidrogenação de óleos vegetais insaturados. A maioria da produção de óleos vegetais líquidos é

convertida em gordura mais ou menos sólida ou cremosa pela saturação parcial de suas duplas e triplas

ligações entre os átomos de carbono (insaturações). Uma gordura vegetal hidrogenada tende a se assemelhar a manteiga quando devidamente aromatizada e colorida.


9

Estudo do Oxigênio Histórico:

Os chineses, 700 antes de Cristo, já sabiam que o ar continha uma substância ativa e outra inativa. A

substância ativa é o oxigênio. Joseph Priestley em 1744 obteve este gás aquecendo óxido de mercúrio II. Foi liquefeito em 1877 por Cailletet, submetendo-o a temperatura de �118,8o C e a pressão de 49,7 atm. Estado Natural:

O oxigênio é sem dúvida o elemento mais abundante da crosta terrestre. Na atmosfera ele existe na forma livre na razão de 21% em volume (23% em massa). Na água, existe dissolvido, na razão aproximada de

36 cm3/l, variando com a temperatura. Muito reativo, o oxigênio existe na forma combinada compondo a maioria dos minérios, óxidos, óxi-ácidos, bases, sais, compostos orgânicos e outros. Na forma livre, o

oxigênio só existe devido a ação da fotossíntese produzida pelos vegetais quando expostos à luz solar. Propriedades físicas:

O oxigênio é um gás incolor, inodoro, insípido e mais denso que o ar, sendo pouco solúvel, é

absorvido pelos metais e é dificilmente liquidificável. É o agente necessário da respiração. O oxigênio líquido

é transparente. É pouco solúvel em água, no entanto este pouco é suficiente para manter a respiração da vida

aquática.

PF: PE: D: 1,43 g/l (CNTP) Densidade relativa ao ar: 1,105


Combina-se quimicamente com quase todos os elementos químicos, sendo as únicas exceções, o

flúor e os gases nobres. Algumas dessas combinações se realizam com produção de luz e de calor, quando a

reação recebe o nome de combustão. Por esse motivo também é tido como comburente. Característica essa

que faz as reações com substâncias combustíveis ardam no oxigênio com mais brilho do que quando a mesma ocorre no ar. Como substância apresenta duas configurações básicas. A forma molecular bi-atômica, formada

pela ligação entre dois átomos de oxigênio (O-O) que é a forma mais comum, e a forma tri-atômica, formada

pela ligação entre três átomos de oxigênio, a qual recebe o nome de ozônio, o qual é produzido pela ação da

radiação UV originado nas descargas elétricas dos relâmpagos ou também pela radiação UV vinda do sol

sobre o O2. Com a fórmula bi-atômica, a substância recebe o nome de gás oxigênio e esta tem as seguintes

propriedades químicas: Reage com os não metais, exceto com o F2 (gás flúor), formando óxidos ácidos, que antigamente

recebiam a denominação de anidridos O2 + S -> SO2 O2 + P -> P2O5 O2 + C -> CO2

Com o hidrogênio, reage formando água

O2 + 2H2 -> 2H2O

10

Com os metais forma óxidos, exceto com o ouro e a platina, os quais não se combinam diretamente com

o oxigênio. A reação do Mg e do Fe são brilhantes. A prata e a platina fundidas absorvem quantidades consideráveis de O2 e ao esfriar expelem a maior parte. Com os metais alcalinos, em combustão normal

com o oxigênio forma peróxidos, exceto o lítio, mesmo assim, forma óxido misturado com peróxido. O2 + 2Na -> Na2O2 + 160 Kcal O2 + 2Mg -> 2MgO

Isótopos do oxigênio:

O oxigênio apresenta três isótopos, a saber, de massa 16, 17 e 18.


Pela decomposição do KClO3 pelo calor em presença de MnO2, a 360o C 2KClO3 -> KClO4 + KCl + O2 em temperaturas mais altas (400o C) o perclorato também se decompõe KClO4 -> KCl + O2

Pela decomposição do dicromato de potássio pelo H2SO4

O dicromato de potássio apresenta-se em cristais laranja. Quando aquecidos docemente na presença de

ácido sulfúrico desprende-se uma parte do oxigênio e o resíduo recebe então o nome especial de alúmen,

nome este dado a sais contendo dois cátions. O produto da reação é o alúmen de cromo. K2Cr2O7 + 4H2SO4 -> K2Cr2(SO4)4 + H2O + 3O (devido às fortes condições oxidantes, o oxigênio liberado se apresentará na forma atômica, que é

altamente reativo) Pela decomposição do MnO2 (pirolusita) pelo calor

3MnO2 -> Mn3O4 + 2O

Pela decomposição de óxidos de metais nobres

2HgO ->2Hg + O2

Tratando a oxilite (Na2O2) a frio com água usando sal de cobalto como catalizador

2Na2O2 + 2H2O -> 4NaOH + O2

Em presença de certas substâncias catalizadoras ou em certos meios, o oxigênio manifesta uma atividade

diferente do oxigênio molecular. É o que sucede com o oxigênio nas reações da decomposição do

dicromato e da pirolusita. Também acontece quando o oxigênio é absorvido pela platina e pelo paládio.

Em esponja de platina, a 500o C o oxigênio se transforma em atômico, fortemente oxidante, com

capacidade para oxidar SO2 a SO3. Processos industriais de obtenção do oxigênio:

Por destilação de ar liquefeito. Resfria-se o ar até �140o C, que sob pressão ele então se liquefaz, resultando num líquido incolor que ferve a �195o C. Ao evaporar, o ar líquido desprende primeiro o

nitrogênio, por este ser mais volátil, restando no final oxigênio quase puro.

11

Por processo eletrolítico. Empregando-se eletrólise da água alcalinizada, obtém-se o oxigênio no ânodo. Pela decomposição do peróxido de bário, (processo de Brin). O óxido de bário quando aquecido à

temperatura de 400o C em presença de ar seco, transforma-se em peróxido de bário, o qual é instável,

decompondo-se produzindo o oxigênio, segundo as equações abaixo. BaO + O2 -> BaO2 BaO2 -> BaO + O2

Usos Industriais e comerciais do oxigênio:

O oxigênio é essencial na respiração e nos processos de combustão. Nos laboratórios serve para

análise orgânica. Na indústria, tem emprego nos processos de solda. Na medicina, é usado em inalações para

acelerar os processos de oxidação do sangue em casos de pneumonia, tuberculose, ou envenenamento por

gases ou vapores ácidos de gás sulfídrico. Observações importantes:

Combustões vivas e combustões lentas. A combustão é sempre a reação de um corpo qualquer com o

oxigênio do ar. Quando essa combinação é acompanhada de luz, diz-se que a combustão é viva. Certos corpos quando expostos ao ar, oxidam-se lentamente sem que haja produção de luz nem desprendimento

aparente de calor. Estas reações são combustões lentas ou oxidações. Nos processos de combustão, o

corpo que reage com o oxigênio recebe genericamente o nome de combustível, enquanto que o oxigênio

é o agente comburente. Oxidação e combustão. A combustão é um processo de oxidação. Considerando a estrutura eletrônica dos

elementos, oxidação é sinônimo de perder elétrons. Quando o elemento recebe elétrons é o oxigênio, a

reação pode receber o nome de oxigenação ou oxidação. Quando a oxidação é rápida, com

desprendimento de luz e calor, então a reação recebe o nome de combustão. A combustão pode ser

expontânea, sempre que algumas condições são satisfeitas, a saber: quando a substância se oxida facilmente e/ou quando são más condutoras de calor. As substâncias combustíveis que não conduzem

bem o calor ardem mais facilmente que aquelas que conduzem. O calor aplicado às primeiras se acumula

fazendo a substância atingir a temperatura de queima. Assim, um monte úmido de feno tende a oxidar-se e com freqüência se inflama devido ao acumulo de calor que a fermentação produz e à má

condutibilidade do feno. O mesmo acontece com cereais armazenados. Pressão de uma mistura gasosa. Lei de Dalton para as pressões parciais. Quando se misturam dois ou

mais gases que não reagem quimicamente entre si, eles exercem pressões independentes como se os

demais não existissem. Assim, em um recipiente fechado de 200 ml contendo 100 ml de O2 e 100 ml de N2, com uma pressão de 1 atm, cada gás exercerá a pressão parcial de 0,5 atm. O comportamento dos

gases se generaliza mediante a Lei das pressões parciais de Dalton: Cada componente da mistura gasosa

exerce uma pressão parcial, a mesma que exerceria se estivesse só, e a pressão total é a soma das

pressões parciais de todos os seus componentes. OZÔNIO. Propriedades físicas:

É uma forma alotrópica do O2, de grandeza molecular O3. Isto é, sua molécula é tri-atômica. É um

gás levemente azulado, de odor característico e muito mais solúvel em água que o O2. O O3 também é

magnético como é o O2. Propriedades químicas:

Decompõe-se facilmente devido a sua instabilidade

12

2O3 -> 3O2 + 64,8 Kcal É um oxidante mais enérgico que o O2. Oxida iodetos com liberação de iodo e oxigênio.

2NaI + O3 + H2O -> I2 + O2 + 2NaOH

Oxida a prata, formando peróxido

2Ag + O3 -> Ag2O2 + 2O2

Oxida sulfetos a sulfatos

ZnS + 2O3 -> ZnSO4 + O2

O ozônio se decompõe quando em presença de certos óxidos como o PbO2, em reação catalítica Obtenção:

É produzido pela ação de faíscas elétricas ricas em radiação UV, como nos relâmpagos e no ozonador

Siemens. A formação do ozônio é uma reação endotérmica 3O2 -> 2O3 + 64,8 Kcal

Também pode ser obtido mediante reação química 3BaO2 + 3H2SO4 -> O3 + 3H2O + 3BaSO4


O ozônio tem utilidade como descorante de certas substâncias orgânicas. Também é usado como

agente bactericida na esterilização de água. Atua como filtro solar, protegendo o planeta contra as radiações

UV solares. Anotações de aula:

13

ÁGUA Estado natural:

A água é encontrada na natureza nos 3 estados: sólida, na forma de gelo e neve; líquida nos rios

lagos e oceanos e vapor no ar. Constitui 65 % da massa do corpo humano. Todos os alimentos a contém,

variando de 2% a 94,7%. Nas substâncias químicas ela aparece sob três formas distintas: Água de cristalização. Como água de

cristalização, a mesma faz parte da molécula, mas não é essencial, sendo facilmente eliminada pelo calor. Quando isso acontece se diz que a substância ficou anidra, isto é, sem água. Alguns sais perdem

espontaneamente a água de cristalização, sobretudo quando o ar está seco, reduzindo-se a pó. Estes sais são

classificados como eflorescentes (porque a pressão parcial do vapor d�água no ar seco é menor que a pressão

de vapor no sal). Como exemplo desta classe tem-se o carbonato de sódio. Na2CO3.10H2O, o qual em ambiente seco perde 9 moléculas de H2O e fica Na2CO3.H2O. Outros têm comportamento contrário, e

absorvem rapidamente o vapor d�água existente no ar e seus cristais se tornam deliqüescentes, ou seja, hidratados. Como exemplo, tem-se o CaCl2.6H2O; Água de constituição. Esta faz parte integrante da molécula

e não pode ser eliminada facilmente com o calor. Quando isto acontece, de verdade, acontece uma reação

química de decomposição. Como exemplo, tem-se o H2SO4, que na verdade consiste da combinação química

de SO3 com uma molécula de água. Outro exemplo é Ca(OH)2. Água de interposição. É a água que fica presa

entre os cristais dos sais anidros. O calor a volatiza e os cristais se rompem em pequenos pedaços. Este

fenômeno recebe o nome de crepitação. Propriedades físicas:

A água pura é um líquido incolor e transparente. Em grande escala apresenta um matiz azulado ou esverdeado, conforme a quantidade de matéria orgânica e algas e outros corpos. Tem sua densidade máxima a

4o C, quando por convenção tem a massa de 1 g/cm3 ( a água foi adotada como padrão para a adoção de uma unidade física para a massa. Assim, por convenção, adotou-se que 1 dm3 de água pura a 4

o C tem a massa de 1 kg). Da mesma forma serve como padrão para a unidade primitiva de calor, a caloria, sendo seu calor específico igual a 1 cal/g.

o C, quando a água está a 15o C. Para fundir uma grama de água no estado sólido na

pressão de 1 atm, são necessárias 80 cal enquanto que para evaporar, a água a 1 atm, necessita de 537 cal. A

água é um grande dissolvente de sólidos, líquidos e gases. Tem um grande poder ionizante e possui uma elevada constante dielétrica e por isto é um ótimo isolante elétrico, porém, somente quando absolutamente

pura, pois devido ao seu poder ionizante, passa a ser condutiva quando contém íons presentes. PF: 0o C PE: 100o C pH 7 (neutro) Propriedades químicas:

Possui caráter anfótero e sofre autoionização dando quantidades iguais de íons H3O+ e OH

2H2O -> H3O

+ + OH Com as substâncias dissolvidas forma hidratos

CuSO4 + 5H2O -> CuSO4.5H2O (no exemplo acima, o sulfato de cobre anidro é incolor, enquanto que a forma hidratada é azul)

O calor de formação da água é grande (69,4 kcal/mol). As substâncias que apresentam elevado calor de

formação requerem grande quantidade de calor para se decomporem, como é o caso da água. 2H2 + O2 -> H2O + 58,3 Kcal (água no estado vapor)

14

2H2 + O2 -> H2O + 69,4 Kcal (água no estado líquido) 2H2 + O2 -> H2O + 70,4 Kcal (água no estado sólido)

Reação com metais: Os metais decompõem a água. Uns a frio como é o caso dos metais alcalinos e outros a quente como é o

caso dos alcalino-terrosos, do ferro e do zinco. Para saber qual dos metais decompõe ou não, deve-se consultar a tabela da série de atividade química dos metais. Os metais que precedem o ferro na série

decompõem a água enquanto que os demais não decompõem a água nem a quente. 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

Reação com não-metais:

Em condições especiais os não metais reagem com a água 3S + 2H2O -> 2H2S + SO2 2Cl2 + 2H2O -> 4HCl + O2 2C + 3H2O -> CO2 + CO + 3H2

Da mesma maneira, em condições especiais, reagem com uma infinidade de compostos orgânicos e

inorgânicos provocando hidrólise BiCl3 + H2O -> 2HCl + BiClO MgCl2 + H2O -> 2HCl + MgO NaH + H2O -> NaOH + H2 Mg3N2 + 6H2O -> 3Mg(OH)2 + 2NH3

Reação com óxidos básicos, formando bases (hidróxidos)

CaO + H2O -> Ca(OH)2

Reação com óxidos ácidos, formando ácidos

SO3 + H2O -> H2SO4

Como agente acelerador de reação (catalisador) 2KI + Pb(NO3)2 -> PbI2 + 2KNO3

Na reação acima, os dois reagentes são sólidos e praticamente não reagem enquanto sólidos, porém ao

serem dissolvidos em água, devido ao aumento da mobilidade dos íons, a reação é fortemente acelerada, ficando praticamente instantânea.


A água natural não é pura. Sempre contém sais de natureza diversa dissolvidas nela, algumas com

mais outras com menos dependendo da origem. Contém também muitos gases dissolvidos, sendo o mais comum o oxigênio, a qual deverá ter em média um teor em torno de 13 mg/l, quantidade essa suficiente para

permitir a vida aquática. Outros gases dissolvidos são NH3 e CO2. A água quimicamente pura é obtida em

laboratório, por destilação ou também por deionização, (ambos são processos físicos de obtenção). Obtenção industrial:

Água pura para uso industrial é normalmente obtido por deionização, obtida pela ação de resinas de

troca iônica. A água ao passar por uma resina do tipo catiônica permuta os íons nelas dissolvidos por íons H+

da resina, ficando os cátions retidos na resina. Passando em seguida por outra resina, agora aniônica, permuta

15

os ânions nela existentes por íons OH existentes na resina, os quais se combinam quimicamente

neutralizando os íons H+ já existentes na água, restaurando assim a neutralidade da mesma e retirando

qualquer traço dos sais nela dissolvidos. Usos e aplicações:

Água industrial. Dependendo do uso a água industrial deve ter um tratamento específico. Assim,

para caldeiras de alta pressão recomenda-se usar água puríssima, obtida segundo o método citado

acima. Para caldeiras de baixa pressão, costuma-se usar tratamento químico para impedir que sais

presentes na água incrustem o interior da caldeira. Normalmente, os carbonatos de cálcio e magnésio

tendem a se transformar em calcário duríssimo no interior da caldeira sem tratamento, entupindo

totalmente o seu interior, condenando a caldeira ao ferro-velho ou a um tratamento demorado e caro de desincrustação. Para uso em refrigeração de máquinas e processos químicos se requer que a

mesma seja isenta de algas ou outros microorganismos que possam formar colônias e entupir as

tubulações. Em todos os casos, a água industrial, não deve provocar corrosão no equipamento,

devendo sempre receber tratamentos químicos que eliminem quaisquer traços do oxigênio nela

dissolvido e seu efeito corrosivo. O tratamento a ser adotado depende muito da natureza das tubulações por onde a água irá passar.

Água potável. São águas que convém ao uso doméstico e consumo como bebida. Deve atender a uma

série de requisitos de qualidade, a saber: Deve ser fresca, límpida, incolor e inodora. Deve ter sabor agradável, nem insípido, nem doce, nem salgado. Deve dissolver o sabão e deve estar isentas de

microorganismos patogênicos. Não deve conter substâncias minerais em solução diferentes dos

naturais. Deve apresentar pH neutro ou levemente ácido, devido ao CO2 presente, quando ácida ou

levemente alcalina devido carbonatos, quando básica. Porém, naturalmente adquiridos, constituindo-se então numa água potável mineral que recebe uma classificação legal devido a sua origem e

constituição. As mesmas são classificadas em 5 grupos:

1. Águas acídulas ou gasosas 2. Águas alcalinas 3. Águas salinas 4. Águas sulfurosas 5. Águas ferruginosas

As águas acídulas são aquelas que contêm naturalmente CO2 em dissolução. No Brasil,

existem as águas de Caxambú, Cambuquira, Lambary e São Lourenço. Na Alemanha, as de Seltz. As águas alcalinas são as que contêm NaHCO3, encerando também CO2. No Brasil, existem

as águas de Caxambu, Prata, Platina, Caldas Novas de Goiás. Na França, as de Vichy, que contém 5g

de bicarbonato por litro. As águas salinas recebem uma subclassificação, dependendo do tipo de sal em maior

quantidade, podendo ser: cloretadas, brometadas, iodetadas, sulfatadas, fluoretadas, etc. São

Cloretadas a água do mar com NaCl, 20 a 30 g/l. Na Alemanha, as águas de Friedrichsall. Na

França, a de Bambonne; As Brometadas: como a água do mar morto, que contém MgBr2, 4g/l; As Iodetadas: como a água de Heilbrann, na Baviera; As Sulfatadas contém sulfato de magnésio (sal

amargo). É salgada e purgativa. São as águas de Rubinat e Villacabreas, na Espanha e as águas de

Epson, na Inglaterra; As águas sulfurosas contêm H2S ou sulfetos solúveis. São conhecidas como

águas hepáticas. Possuem sabor desagradável e cheiro fétido. Precipitam em preto os sais de chumbo,

formando PbS. No Brasil, temos as fontes de Araxá, a qual é também alcalina, carbonatada, termal e radioativa. A água de Poços de caldas tem as mesmas qualidades, mas sulfatadas ao invés de

carbonatadas. Nesta classe se incluem também a água de São João da boa Vista, em São Paulo e a de Monte alegre, no Paraná. Estas águas são recomendadas para tratamento de reumatismo, fígado,

doenças de pele, etc. As águas ferruginosas contêm sais de ferro. Possuem sabor adstringente e deixam por onde

passam uma mancha cor de ferrugem. Podem ser sulfatadas ou carbonatadas, conforme encerram FeSO4 ou FeCO3. No Brasil, temos em Laranjeiras, Tijucas, Lagoa Rodrigo de Freitas, Caxambu. Na Alemanha, a de Pyrman.

16

Existem também as águas termais, que são originadas em locais com atividade vulcânica ou

proveniente de grandes profundidades. Uma água mineral termal sempre é mineral, devido ao alto

teor de sais dissolvidos pelo efeito de sua alta temperatura; Uma água mineral também pode

apresentar mais ou menos radioatividade, dependendo da natureza dos seus sais e da sua origem. Observações importantes:

Saber reconhecer e identificar a natureza das substâncias presentes na água faz parte do trabalho do

químico. Em termos qualitativos podem-se usar testes rápidos para identificar a presença ou não de

determinada classe de substância, a saber: Gás carbônico. Se reconhece pelo turvamento que se produz com água de cal (Ca(OH)2) Cloretos. Reconhece-se pela formação de precipitado que se produz com uma solução de nitrato

de prata Sulfatos e carbonatos. Reconhece-se pela formação de precipitado branco que se produz com

uma solução de cloreto de bário Nitritos e nitratos. Forma coloração vermelha com uma solução sulfúrica de brucina

(C22H26N2O2) e coloração azul com uma solução de difenilamina (C12H11N) Matérias orgânicas. Descoram o permanganato de potássio a 60o C e acidulada com ácido

sulfúrico Bactérias. Reconhece-se através de cultura bacteriana ou exame microscópico Amoníaco. Reconhece-se pela reação com o reagente de Nessler

Purificação de águas não potáveis:

As impurezas de uma água não potável podem ser eliminadas por diversos métodos físicos ou

químicos, muitas vezes combinados entre si. O processo mais usado atualmente consiste na coagulação da

matéria orgânica pelo uso do sulfato de alumínio ou sulfato ferroso, que ao precipitar forma coágulos muitos espessos que adsorvem e arrastam para o fundo a matéria sólida em suspensão. Depois de terminado o processo de decantação, a água é filtrada em leito de areia e carvão ativo e em seguida recebe uma

desinfecção para eliminar as bactérias que eventualmente escaparam à filtração. Esta desinfecção pode ser

feita com cloro, ozônio ou alguma substância capaz de liberar cloro ativo como é o caso do hipoclorito de

sódio ou de cálcio. Em quantidades pequenas, a água pode ser esterilizada pelo calor. A ebulição mata após 10 a 15

minutos de fervura, a maioria dos microorganismos, mas, tem a desvantagem de alterar substancialmente o sabor da água, pela retirada do oxigênio dissolvido nela. ÁGUA OXIGENADA Estado Natural:

Não existe. Propriedades físicas:

É um líquido xaroposo, incolor, inodoro e de sabor metálico. Cristaliza-se em agulhas que fundem a �0,9o C e ferve a 151,4o C. Sob pressão reduzida pode ser destilada sem se decompor. É solúvel em água,

álcool e éter. Tem maior poder ionizante que a água.

PF: -0,9o C PE: 151,4o C Densidade: 1,45 g/ml

17


Decompõe-se na presença de platina, ouro, prata ou luz. Outras substâncias também podem decompô-la, como por exemplo, o sangue. H2O2 -> H2O + O

Na presença de oxidantes mais fracos ou substâncias redutoras, se comporta como oxidante

H2O2 + PbS -> PbSO4 + H2O

Na presença de oxidantes fortes, atua como redutora

5H2O2 + 2KMnO4 + 4H2SO4 -> K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O + 5O2

Na presença de ozônio, se destroem mutuamente

H2O2 + O2 -> H2O + 2O2


(pesquisar)


(pesquisar)


A água oxigenada tem uso na indústria como agente branqueador em substituição aos produtos

clorados (hipoclorito de sódio e hipoclorito de cálcio). É principalmente usada no branqueamento de tecidos e papel. Tem usos também como agente bactericida, destruindo um grande número de bactérias. Encontra-se no comércio em várias concentrações, sendo a mais comum, a de 27,6% em peso, que em volume de oxigênio

liberado é especificada como 100 vol. A concentração máxima que se encontra no comércio é de 36%.

Observações: A especificação volume em água oxigenada significa a quantidade volumétrica de O2 gasoso,

nas CNTP, que o mesmo volume em líquido de água pode liberar. Assim, 1ml de água oxigenada a 100

volumes, libera 100 ml de gás oxigênio quando medidos a 0o C e a 1 atm.

Outros usos da água oxigenada:

(pesquisar)


18

Estudo sobre os halogênios

Halógeno significa gerador de sal. Este nome foi dado ao cloro, flúor, bromo e iodo devido à tendência que eles possuem de se combinarem com metais dando origem a sais. Os quatro halógenos

apresentam propriedades químicas semelhantes e a atividade química decresce com a ordem de colocação: F2, Cl2, Br2 e I2. A semelhança das propriedades químicas, explica-se pela configuração eletrônica dos seus

átomos, tendo todos sete elétrons na órbita de valência. FLÚOR

Histórico:

Isolado pela primeira vez por Moissan em 1886, que decompôs o ácido fluorídrico em aparelho de platina. (O ácido fluorídrico não ataca este metal). Estado Natural:

Não existe livre na natureza, mas é encontrado sob a forma de sais. Os mais importantes são a

fluorita (CaF2), a criolita (AlF3.3NaF) e a fluorina (NaF). Existem também nos ossos, principalmente nos dentes. Propriedades físicas:

O flúor é um gás amarelo pálido, com odor que lembra uma mistura de ozônio e cloro. Liqüefaz-se dando um líquido amarelo a temperatura de �170o C. Muito leve, sua densidade em relação ao ar é de 1,3. O líquido ferve a �187o C e solidifica-se à �233o C. Propriedades químicas:

Ataca a água dando ácido fluorídrico

F2 + H2O -> 2HF + O É o mais eletronegativo de todos os elementos químicos, portanto, o menos nobre. Reage violentamente

com o hidrogênio resultando em ácido fluorídrico F2 + H2 -> 2HF

Com metais forma sais halóides

F2 + 2Na -> 2NaF Outros compostos:

O freon ou diclorodifluormetano (CCl2F2) é uma substância que é muito utilizada como refrigerante em

máquinas frigoríficas. Clasen, Salig e Malm, no Argonne National Laboratory, conseguiram cristais incolores de tetrafluoreto de xenônio (XeF4), misturando num recipiente de níquel, 5 partes de flúor e 1

parte de xenônio aquecidos a 400o C por uma hora e resfriado a 78o C (temperatura do gêlo seco). Mais

tarde, foi obtido o difluoreto de xenônio (XeF2) e posteriormente o hexafluoreto de xenônio (XeF6) em três laboratórios simultaneamente: Estados Unidos e Yoguslávia. A hidrólise parcial do XeF6 dá um oxifluoreto de xenônio

XeF6 + H2O -> XeOF4 + 2HF

19

Existe também o KrF2 e o KrF4, porém de difícil obtenção e bastante instáveis, o mesmo acontecendo

com os demais compostos de gases nobres. Processos de obtenção:

Em laboratório, pelo processo original de Moissan O flúor é obtido por eletrólise de solução de ácido fluorídrico em aparelho de platina. O aparelho consiste

m um tubo em U de cobre platinado interiormente e fechado com tampas de fluorina, que se enche de HF misturado com 30% de KHF2. O aparelho é provido de 2 eletrodos de platina e submerso dentro de um líquido refrigerante (cloreto de metila) que mantém a temperatura do aparelho em �23o C. No interior de cada ramo, estão soldados 2 tubos de desprendimento, um dos quais, aquele que se comunica com o ramo

onde está o polo positivo, se une a uma serpentina resfriada a �50o C e destinada a condensar os vapores de HF que podem se desprender durante a operação e que impurifica o flúor obtido. O mesmo objetivo

tem os tubos cheios de NaF anidro que se encontram na continuação da serpentina. A Corrente elétrica de

50V, 15 A, obtendo-se assim 5 litros de flúor por hora.

Pela eletrólise de KHF2 em fusão O processo mais moderno permite obter o flúor mediante a eletrólise do KHF2 em fusão, usando ânodo

de grafite e cátodo de cobre, resultando num produto muito mais puro em relação ao produzido pelo

método anterior. 2KHF2 -> F2(g) + H2(g) + 2KF


Como gás pouco uso existe. Os sais (criolita) são usados como fundentes na indústria do alumínio.

Na forma de fluoretos são usados como dissolventes de silicatos. CLORO Histórico:

O Cloro foi descoberto em 1744 por Scheele que o obteve tratando MnO2 pelo HCl, denominando-o como ar marinho deflogisticado. Em 1810, Davy denominou-o como Choro, que significa amarelo esverdeado. Estado Natural:

Existe em grande porcentagem na natureza, mas no estado combinado, formando sais. 78% do resíduo sólido da água do mar contém NaCl (sal marinho), além do KCl e do MgCl2. O NaCl aparece também

nas jazidas, quando recebe o nome de sal gema. A água do mar contém em média 25 g/l. As maiores jazidas de sal gema encontram-se na Espanha, na Alemanha e na Polônia. Propriedades físicas:

O cloro é um gás esverdeado, venenoso, tem odor sufocante. É mais denso que o ar e é solúvel em

água. Liquefaz-se facilmente quando resfriado a �34o C ou a 0o C quando comprimido a seis atm. Tem sabor cáustico, e é absorvível por corpos porosos. Propriedades químicas:

Depois do flúor e do oxigênio, é o elemento mais eletronegativo. Desloca, portanto, o bromo e o iodo 2KBr + Cl2 -> 2KCl + Br2 2NaI + Cl2 -> 2NaCl + I2

20

Sob luz difusa, reage com o hidrogênio formando cloridreto (ácido clorídrico) Cl2 + H2 -> 2HCl

Reage diretamente com os metais formando cloretos

Cl2 + 2Na -> 2NaCl

Com os não metais

Cl2 + 4C -> CCl4 3Cl2 + 2P -> 2PCl3 5Cl2 + 2P -> 2PCl5

Reage com a água

Cl2 + H2O -> HClO + HCl O hipoclorito de hidrogênio (HClO) é muito instável e se decompõe 2HClO -> 2HCl + O2

Reage com muitos compostos orgânicos formando compostos clorados


Em laboratório se usa o processo de Scheele MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + 2H2O + Cl2

Pela ação do KmnO4

2KMnO4 + 16HCl -> 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Pelo K2Cr2O7

K2Cr2O7 + 14HCl -> 2KCl + 2CrCl3 + 7H2O + 3Cl2


Por via química, o cloro é obtido pelo processo de Deacon. Tratando o sulfato de cobre pelo ácido

clorídrico, obtém-se o cloreto de cobre e ácido sulfúrico. O Oxigênio de uma corrente de ar quente

regenera o sulfato e liberta o cloro. CuSO4 + 2HCl -> CuCl2 + H2SO4 CuCl2 + H2SO4 + O2 -> CuSO4 + H2O + Cl2

Por processo eletroquímico, se obtém o cloro pela eletrólise da água contendo NaCl

2NaCl -> 2Na+ + 2Cl reação no ânodo: 2Cl 2e -> Cl2

reação no cátodo: 2Na+ + 2e -> 2Na 2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2

21


O cloro é muito usado na indústria química como matéria prima na fabricação da cal clorada, na

obtenção do clorofórmio, de inseticidas clorados e na fabricação de gases tóxicos (armas químicas). Por ser

fortemente oxidante age como desinfetante e agente branqueador, sendo por isso usado na esterilização de

águas potáveis e águas de piscinas, e no branqueamento de tecidos, papeis e madeiras. BROMO Histórico:

Descoberto em 1826 pelo químico francês Ballard. O nome bromo significa odor desagradável. Estado Natural:

O bromo não existe livre na natureza, mas sempre formando sais. Existe nas águas do mar, que o

contém em média na ordem de 70 mg/l, nas salinas e em muitas águas minerais salinas. Propriedades físicas:

É um líquido vermelho escuro, bastante volátil produzindo vapores irritantes e venenosos, atacando

os olhos, a mucos do nariz, da garganta e a pele. É um líquido bastante denso (d = 5,52 g/ml). Solúvel em

água, álcool, éter, clorofórmio, sulfeto de carbono e ácido acético. 1 litro de água dissolve 33 g de bromo,

dando água de bromo. O bromo ao dissolver-se sofre hidrólise. É muito perigoso para o organismo humano e, em caso de envenenamento por inalação, empregam-

se inalações de NH4OH (amoníaco). Se for por ingestão, se emprega então a albumina (clara de ovo). Propriedades químicas:

É mais reativo que o iodo, deslcocando-o dos iodetos, mas não desloca o cloro e o flúor Br2 + 2NaI -> 2NaBr + I2

Reage com o H2 formando ácido bromídrico

Br2 + H2 -> 2HBr Reage com os metalóides

3Br2 + 2P -> 2Br3P 5Br2 + 2P -> 2Br5P

Reage com metais

Br2 + 2Na -> 2NaBr Esta reação acontece quando aquecida a 200

o C. A reação com Mg, Fe e Cu acontece a 912o C.

Reage com a água

Br2 + H2O -> HBr + HBrO O ácido hipobromoso é instável e se decompõe, liberando oxigênio e transformando-se em ácido

bromídrico HBrO -> HBr + O

22


Obtém-se o mesmo pelo método original proposto por Ballard. Tratando brometo de magnésio com cloro,

este, por ser mais eletronegativo, desloca o bromo. Cl2 + MgBr2 -> MgCl2 + Br2

Pode-se empregar também o processo de oxidação pela pirolusita, de forma semelhante como ocorre

com o cloro. MnO2 + H2SO4 + NaBr -> 2NaHSO4 + MnSO4 + H2O + Br2


Industrialmente o bromo pode ser obtido via eletroquímica através da eletrólise de uma solução de

brometo de sódio. Usos e aplicações:

No laboratório tem uso como reativo; Na indústria é usado em fotografia, na produção de películas sensíveis à luz (brometo de prata) Pode ser usado também como desinfetante, porém não é muito comum; É usado também como antidetonante da gasolina na forma de dibrometo de etileno.

IODO Histórico:

Foi isolado a primeira vez por Courtois em 1811 das cinzas de algas marinhas. O nome lembra a cor de seus vapores. O iodo é violeta. Estado Natural:

Não se encontra livre na natureza, senão em pequeníssimas quantidades. Combinado, sob a forma de

iodetos e iodatos, é muito espalhado. Os iodetos de potássio, sódio e magnésio também são encontrados nas águas do mar e em águas minerais salinas. O iodato de potássio é encontrado nas minas de salitre do Chile e

do Peru e também nas algas marinhas. Propriedades físicas:

O iodo é um sólido que se apresenta em lâminas brilhantes, de uma cor violácea quase negra e com aspecto quase metálico. Tem um odor que lembra o cloro. Tem sabor amargo e é muito solúvel em álcool,

éter, clorofórmio e sulfeto de carbono. Dissolvido em álcool forma a conhecida tintura de iodo com

propriedades anti-sépticas. A água dissolve o iodo muito pouco. Porém, esta dissolução é enormemente

aumentada se feita em solução de iodeto de potássio. Colore de azul uma solução coloidal de amido. Devido a

essa propriedade o amido é usado em análise quantitativa do iodo. Quando aquecido, sublima-se. Os vapores de iodo são irritantes e relativamente venenosos, amarelando a pele e inflamando as mucosas. Propriedades químicas:

É incombustível e incomburente Com o hidrogênio, reage somente na presença de catalisador (platina ou paládio)

I2 + H2 -> 2HI

23

Com os metais reage dando iodetos I2 + 2Na -> 2NaI

Com metalóides também reage

I2 + 2P -> 2I3P

Com a água, sofre o mesmo processo de hidrólise que o cloro e o bromo

I2 + H2O -> HI + HIO O HIO é também bastante instável e se decompõe liberando oxigênio 2HIO -> 2HI + O2


As algas marinhas contêm iodo em teores mais ou menos elevados. As algas são incineradas e suas cinzas

são tratadas por lixiviação, separando-se os componentes por cristalização, onde se obtém K2SO4, NaCl, Na2SO4, Na2CO3 e KCl. As águas-mães restantes são depois tratadas com ácido sulfúrico e pirolusita, que

libera o iodo dos iodetos e iodatos presentes. No Chile, prepara-se o iodo a partir da água-mãe da cristalização do salitre do Chile, a qual contém o

iodato de sódio. Trata-se a água-mãe com anidrido sulfuroso conforme as equações: 2NaIO3 + 2SO2 + H2O -> 2NaHSO3 + 2HIO3 2HIO3 + 5NaHSO3 -> 5NaHSO4 + H2O + I2


Pode-se, da mesma maneira que o cloro, ser obtido via eletrolítica fazendo a eletrólise em solução

contendo iodeto (NaI ou KI) Usos e aplicações:

O iodeto de potássio é muito usado em fotografia e também na indústria farmacêutica. É usado

também como desinfetante, principalmente onde se precisa de um controle visual de sua existência, como é o

caso dos pés-diluvio em instalações de criações biológicas assépticas.

Observações: O iodo tem coloração marron parda quando dissolvido em água, e assim, o mesmo pode ser

detectado pela simples observação de sua cor.


24

Estudo dos calcógenos

Os calcógenos são os elementos do grupo do oxigênio. O nome calcógeno significa gerador de

minérios e este termo foi empregado porque estes elementos fazem parte da maioria dos minérios terrestres,

entre os quais se destacam os sulfetos, em cuja composição destaca-se o enxofre. O oxigênio já foi estudo

anteriormente em separado. O selênio e o telúrio são raros e poucos importantes. ENXOFRE Histórico:

Conhecido desde a mais remota antigüidade. O primeiro cientista a tomar conhecimento da

existência do enxofre foi Lavoisier. A importância industrial do enxofre data do século XII, quando foi usado

pela primeira vez na fabricação da pólvora. Estado natural:

É encontrado na natureza na forma livre e também combinada. Livre, encontra-se nas regiões

vulcânicas da Islândia, Sicília, México e Japão. Combinado é ainda mais abundante sob a forma de sulfetos e

sulfatos. Assim, como sulfetos importantes existem: a galena (PbS), a blenda (ZnS), a calcopirita (CuFeS2), a estibinita (Sb2S3). Os sulfatos mais importantes são o gesso (CaSO4.2H2O) a baritina (BaSO4), a celestina (SrSO4) e a epsomita (MgSO4.7H2O) Propriedades físicas:

O enxofre se apresenta em duas formas alotrópicas, além de uma forma amorfa, a saber:

Enxofre octaédrico Enxofre prismático

O enxofre octaédrico é a única forma estável na temperatura ordinária. Nesta forma, ele é um sólido

cristalino, amarelo, e tem uma densidade relativa de 2,06. Tem o PF em 112o C. Entre 96o C e 112o C passa para a forma prismática que às vezes também é chamada de monoclínica. O enxofre é insolúvel em água.

Dificilmente solúvel em álcool e éter, mas muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2). O enxofre octaédrico, que às vezes também é chamado de rômbico, é obtido pela evaporação lenta

de uma dissolução de enxofre em sulfeto de carbono, quando a mesma ocorre à temperatura ambiente. O enxofre prismático ou monoclínico é obtido deixando esfriar pouco a pouco o enxofre fundido.

Antes de solidificar toda a massa decanta-se a fração líquida. Esta forma de enxofre apresenta uma densidade relativa de 1,96 e funde a 119o C. Também é solúvel em sulfeto de carbono.

Na forma líquida o enxofre apresenta-se como um líquido amarelo transparente muito fluído. À

medida que se continua a aquecer a fluidez diminui e o líquido torna-se vermelho escuro. Aos 200o C, obtém-

se uma massa escura cuja viscosidade é tal que não se pode decantar. A 230o C o enxofre pode escoar-se de

novo e a 447o C ele ferve emitindo vapores escuros muito densos. O líquido amarelo se chama de enxofre

lambda (ë ) e a variedade parda escura recebe o nome de enxofre mu (ì). O enxofre líquido é sempre uma mistura em equilíbrio de ambas as formas. Propriedades químicas:

O enxofre se combina com a maioria dos outros elementos formando sulfetos, em alguns casos com auxílio de calor

Com o hidrogênio se combina em reator fechado quando aquecido a 440o C, produzindo gás sulfídrico

S + H2 H2S

25

Com o oxigênio, arde com chama pálida azulada aos 250o C produzindo SO2

S + O2 SO2

Com o carbono, quando passamos vapor de enxofre sobre carvão incandescente, forma sulfeto de

carbono 2S + C CS2

Com cloro. Passando cloro gasoso através de enxofre fundido forma um líquido amarelo fumegante de

cloreto de enxofre S2 + Cl2 S2Cl2

Com fósforo, se combina violentamente em temperatura pouco elevada formando compostos inflamáveis.

(P2S3, P4S3, P2S5) 3S + 2P P2S3

Combina-se com todos os metais, exceto o ouro, platina e alumínio, produzindo sulfetos

S + Fe FeS Com o zinco arde com chama azulada e emissão de espessa fumaça.

Devido a sua afinidade com o oxigênio, reduz certos compostos oxigenados como o H2SO4 e HNO3 S + 2H2SO4 3SO2 + 2H2O

Com água em ebulição, produz uma mistura de gás sulfídrico e anidrido sulfuroso

3S + 2H2O 2H2S + SO2


A maior parte do enxofre usado na indústria é obtida por extração do solo, na forma livre. São

produtores de enxofre aqueles países que possuem atividade vulcânica. Na Sicília, foi abandonado o processo

Calcaroni, devido à perda de enxofre sob a forma de anidrido sulfuroso. O enxofre era colocado em solo inclinado e queimado. O enxofre, por aquecimento, fundia e escorria para um ponto mais baixo, solidificando-se. Atualmente é empregado o método dos fornos de Roberto Gill que consiste em uma série de câmaras

circulares com duplo fundo e com uma chaminé comum. Coloca-se o material e aquece-se a 1a câmara com

carvão e gás e, os gases quentes servem para aquecer a seguinte, resultando assim em grande economia e

pequena perda de enxofre. Na Alemanha e outros países, o enxofre é obtido a partir do gás sulfídrico

originado na destilação seca do carvão mineral, nos processos de purificação deste. No Canadá, se recupera o

anidrido sulfuroso produzido na fusão dos sulfêtos minerais (pirita e calcopirita). No Texas e na Luisiana, o enxofre é extraído do subsolo, a 300 metros de profundidade, usando-se o processo de Herman Frasch, que consiste em perfurar as jazidas superiores para introduzir 4 tubos concêntricos, sendo o maior de 20 cm de diâmetro. Através de dois tubos exteriores se envia água aquecida a 170

o C e sob pressão, onde ao atingir o

fundo do tubo, funde o enxofre formando um charco de enxofre derretido, o qual após decorrido um certo

tempo, é forçado para cima através de ar quente enviado pelo terceiro tubo. O ar insuflado forma uma espécie

de espuma com o enxofre fundido e este devido à pressão sobe à superfície pelo tubo mais interno, sendo

recolhido em caixas onde se solidifica. Todo enxofre extraído da natureza na forma livre, geralmente contém

muitas impurezas, no entanto este é facilmente purificado por sublimação ou destilação.

26

Purificação do enxofre:

Os métodos atuais de purificação do enxofre consistem em colocá-lo numa caldeira onde este passa para o estado líquido e em seguida para o estado de vapor, que através de um duto alcançam uma outra

câmara de tijolos, fria, onde os vapores se condensam, primeiro formando um pó muito leve (flor de enxofre).

Mas essa parede logo se aquece fundindo o pó, forçando-o a escorrer para o fundo na forma líquida, onde é

escorrido para dentro de moldes cilíndricos onde resfria, ficando então com a forma final de bastões. Usos industriais do enxofre:

O enxofre teve sua primeira grande aplicação industrial em larga escala com o advento da pólvora

negra. Atualmente seus maiores empregos industriais estão na produção de ácido sulfúrico e na vulcanização

da borracha, usada em pneus. Tem empregos secundários na produção de sulfetos: sulfeto de carbono, usado

como solvente de borracha; sulfeto de sódio, usado como depilatório em curtumes; misturado com cal produz

um fungicida muito usado na agricultura, a qual recebe o nome de calda bordalesa. Tem emprego na medicina como agente de combate a sarnas e fungos que atacam a pele (micoses). Anotações de aula:

27

Estudo do grupo do Nitrogênio

Neste grupo estão incluídos também o fósforo, o arsênio, o antimônio e o bismuto. Apenas o nitrogênio e o fósforo apresentam importância industrial.

NITROGÊNIO

Histórico:

Isolado do ar pela primeira vez por Scheele em 1770. Em 1772 estudando a respiração verificou que

o ar continha um gás inerte. Lavoisier denominou nitrogênio que quer dizer gerador de nitro ou azo. Ambas as palavras significam impróprio para a vida. Estado natural:

O nitrogênio constitui 78% do volume do ar atmosférico. Os principais compostos são os nitratos, o

amoníaco e os sais amoniacais. É também o elemento essencial das proteínas. Propriedades físicas:

É um gás incolor, inodoro, insípido, mais leve que o ar (d = 0,97) muito pouco solúvel em água e

dificilmente liquidificável. Foi liqüefeito pela primeira vez por Cailletet. À temperatura de �145o C o nitrogênio líquido é transparente e ferve a �196o C. Solidifica-se a �210o C. Propriedades químicas:

Foi por muito tempo considerado um gás inerte. É um dos elementos mais inativos com exceção dos

gases nobres. Mas, desdobrada sua molécula que ocorre a 3000o C ou pela ação de catalisadores ou do calor,

se combina facilmente formando compostos instáveis. As decomposições são exotérmicas e explosivas.

N2 se combina com metais formando nitretos metálicos N2 + 3Mg Mg3N2 requer 700o C N2 + 6Li Li3N2 requer 450o C Os nitretos são todos explosivos.

Sob pressão e catalisador adequado reage com hidrogênio produzindo amoníaco

N2 + 3H2 -> 2NH3 + 21,88 kcal

Com o oxigênio produz óxido de nitrogênio

H2 + O2 -> 2NO2 + 216 kcal


Em laboratório costuma-se eliminar o oxigênio do ar usando uma reação de combustão auxiliar.

Pode-se optar em usar cobre metálico aquecido ao rubro quando este se apodera do oxigênio para formar

óxido de cobre sólido. O gás carbônico que porventura esteja presente é absorvido fazendo o ar passar por

uma solução de potassa. O ar que passar pela solução de potassa ficará praticamente constituído somente por

nitrogênio que é então recolhido e usado. Outro método mais simples consiste em queimar um pedaço de

fósforo elementar suficiente para consumir todo o oxigênio do recipiente. Em seguida faz-se passar através da

28

solução de potassa para remover os resíduos de óxido de fósforo e do gás carbono. Um processo onde o nitrogênio pode ser obtido puro vem da decomposição térmica de nitrito de amônio

NH4NO2 N2 + 2H2O Na falta de nitrito de amônio, pose-se usar o cloreto de amônio e nitrato de potássio

KNO2 + NH4Cl KCl + 2H2O + N2

Processos industriais de obtenção do nitrogênio:

Por destilação de ar liquefeito. O processo industrial mais importante é aquele que tira o nitrogênio

do ar através da destilação de ar liquefeito. Como o nitrogênio é mais volátil que o oxigênio, este evapora

primeiro. Usos industriais do nitrogênio:

Em laboratórios é utilizado para criar uma atmosfera inerte, isto é, para substituir o ar em certos

aparelhos quando as operações exigem a ausência do oxigênio. Esta técnica também é usada na conservação

de alimentos industrializados, para evitar o enegrecimento dos produtos devido a oxidação provocada pelo

oxigênio quando presente. Na indústria é empregado na obtenção de amônia que é matéria prima para todos

os demais compostos nitrogenados conhecidos. (ácido nítrico, nitratos, cianamida, uréia, etc.)

Produção de amônia. A amônia é matéria-prima para fertilizantes, explosivos e produtos tensoativos catiônicos (quaternários de amônio), além de servir ainda como gás de refrigeração nas grandes instalações

frigoríficas. A amônia é obtida pela reação química entre o nitrogênio, obtido da destilação de ar liquefeito e do hidrogênio obtido por uma das vias descritas anteriormente, conforme a equação

3H2 + N2 <-> 2NH3

Ciclo do nitrogênio:

O nitrogênio tal como o carbono, apresenta um ciclo vital. Os animais o encontram nos alimentos

vegetais. Os vegetais o tiram dos adubos e do ar atmosférico. Nos adubos o nitrogênio encontra-se já na forma

aproveitada pela planta, isto é, na forma amoniacal, enquanto que do ar atmosférico encontra-se na forma de nitrogênio gasoso, não aproveitável diretamente pelas plantas. Porém, ao acontecerem os raios e relâmpagos

de eletricidade, a energia liberada por eles é suficiente para forçar a reação do nitrogênio com o oxigênio

produzindo óxidos nítricos e nitrosos que são arrastados com a chuva diretamente para o solo, onde pela ação

de bactérias nitrificantes reduzem estes, através de fermentação, para a forma amoniacal e então ficam

disponíveis para a vida vegetal. Os corpos animais quando entram em decomposição também devolvem o

nitrogênio à vida vegetal diretamente na forma amoniacal, assimilável pelas plantas, fechando o ciclo. FÓSFORO

Histórico:

Foi descoberto em 1669 pelo alquimista Brand, que o retirou da urina. O seu processo guardado em segredo foi mais tarde encontrado por Kunckel. Em 1769, Gahn assinalou a presença do fósforo em

quantidades apreciáveis nos ossos. Estado natural:

Devido a sua grande afinidade pelo oxigênio não existe livre na natureza. Existe na natureza principalmente sob a forma de Ca3(PO4)2, como na fosforita. É também encontrado combinado com o

nitrogênio em todo organismo animal e vegetal. Nos ossos é encontrado combinado, compondo mais ou

menos cerca de 60% da massa dos ossos em fosfato de cálcio.

29

Propriedades físicas:

O fósforo apresenta duas formas alotrópicas: O fósforo branco e o fósforo vermelho. O fósforo

branco apresenta cheiro de alho, é incolor, fosforescente, mole, e muito solúvel em sulfeto de carbono. Em contato com o ar oxida-se rapidamente. Venenoso. Tem um ponto de fusão de 44

o C e uma densidade de 1,84. Inflama-se aos 60o C e ferve a 287o C. Resfriado apresenta o fenômeno de sobrefusão. O fósforo vermelho é inodoro, de cor vermelha, não é fosforescente, apresenta-se duro e insolúvel no sulfeto

de carbono. Oxida-se lentamente quando exposto ao ar. Também não é venenoso. Tem um ponto de fusão

entre 500o e 600o C e uma densidade de 2,2. Só se inflama ao ser aquecido a 260o C. Acima de 287o C seus

vapores dão fósforo branco por condensação brusca. Propriedades químicas:

Fósforo branco reage com o hidrogênio nascente, produzindo PH3 sob a ação de descargas elétricas ou

sob pressão.

P4 + 6H2 4PH3

Com o oxigênio, oxida-se lentamente, no ar úmido com fosforescência, produzindo ozônio, ácido

fosforoso e ácido fosfórico. Em ar seco forma P2O5 e não ocorre fosforescência. A fosforescência ou

quimiluminescência é devido a formação do ozônio. Com halogênios, resulta em tri ou penta haletos de fósforo.

2P + 3X2 2PX3

com halogênio em excesso:

2P + 5X2 2PX5 (X pode ser F, Cl, Br ou I)

Com enxofre, forma trissulfeto de fósforo

P4 + 3S P4S3

O fósforo reduz compostos oxigenados

2P + 3H2O PH3 + H3PO3 (água em ebulição em presença de base)

Reduz os óxidos de prata e cobre, libertando os metais. Introduzindo um bastão de fósforo em solução de sulfato de cobre, o fósforo se recobre de cobre e a

solução descora. Aquecido a 60o C arde com chama brilhante produzindo espessa fumaça branca de P2O5, liberando

369Kcal. Decompõe a água em ebulição na presença de álcalis.

P4 + 3NaOH + 3H2O PH3 + 3NaH2PO3 Processos de obtenção:

30

Obtenção do fósforo branco: O mesmo é obtido a partir do fosfato natural de cálcio misturado com areia

e coque. Este processo recebe o nome de processo de Wohler e é feito em forno elétrico.

Ca(PO4)2 + 3SiO2 + 5C 3CaSiO3 + 5CO + 2P A mistura é pulverizada e é aquecida pela ação de um arco voltaico até a temperatura entre 1300

o a 1400oC. O vapor do fósforo passa por um orifício de saída para um condensador onde é recebido em

água. O silicato de cálcio é empregado como escória e o monóxido de carbono é empregado na produção

de formiatos. A reação se processa em duas fases

O fosfato de cálcio reage primeiramente com a areia formando o silicato de cálcio e óxido de fósforo. Ca3(PO4)2 + 3SiO2 3CaSiO3 + P2O5 O óxido de fósforo é reduzido pelo carbono P2O5 + 5C 5CO + 2P Obtenção do fósforo vermelho: A luz transforma o fósforo branco em vermelho. O calor (200o C) transforma quase completamente o fósforo branco em fósforo vermelho. (a transformação não se dá

completamente devido a reversibilidade que é comum nas substâncias que apresentam formas

alotrópicas).

A purificação do fósforo é obtida pela fusão do fósforo branco mantido imerso em água aquecida a 60o C

e filtrando o mesmo sob pressão através de um filtro fino contendo uma camada de carvão

Transformação do fósforo vermelho em fósforo branco: O fósforo vermelho passa para a fase de vapor

sem passar pela fase líquida (sublima) e seus vapores condensados resultam em fósforo branco. Aquecendo fósforo branco a 70

o C e sob grande pressão pode se obter o fósforo negro com uma

densidade de 2,7. Processos industriais de obtenção do fósforo:

Aquece-se fósforo branco em um vaso fechado até a temperatura de 240o C. O fósforo branco é

conservado nessa temperatura sob camada de água durante 10 dias. Deixa-se então esfriar a massa vermelha

obtida e em seguida essa é moída e submetida a uma ebulição em solução de soda que destroi o fósforo

branco não transformado em vermelho, convertendo em hipofosfito de sódio. Usos industriais do fósforo:

O fósforo branco é usado como veneno para ratos. O fósforo vermelho é usado na fabricação de

fósforos universais. (aqueles que acendem através de atrito sobre qualquer superfície, atualmente em desuso,

devido a falta de segurança). O fósforo tem mais utilidade na forma combinada como ácido fosfórico.


31

Estudo sobre o carbono: Estado natural:

O carbono é encontrado na natureza, nas formas livre e combinada. Livre é encontrado sob uma

forma amorfa e duas formas cristalinas: O diamante e o grafite. O diamante apresenta-se também com

pequenas variações em sua forma cristalina: a forma cristalizada, a qual se apresenta na estrutura octaédrica, a

forma bort e o carbonado, o qual contém carbono amorfo. Quando aquecido a 800o C o diamante arde em

oxigênio puro, formando gás carbônico. Na forma de diamante, o carbono é encontrado no Brasil, na África

do Sul, na Índia e na Austrália, sempre em presença de uma argila dura que devido a sua cor é chamada de

�terra azul�. Na forma de carbono amorfo, uma grande variedade de tipos é encontrada, dependendo da origem e da concentração de carbono existente. Entre os principais pode-se citar a hulha, e o carvão mineral

(vários tipos), que se originaram da decomposição de vegetais submersos em lodo ou águas profundas livres

de oxigênio, sofrendo ao longo do tempo um processo de putrefação ou fermentação carbônica. A forma cristalina grafite é uma variedade de carvão mineral que sofreu uma metamorfose pela alta pressão a que foi

submetido nas profundezas do solo recebendo a estrutura laminar característica da mesma. Propriedades físicas:

O diamante apresenta uma densidade de 3,5. É um mau condutor de eletricidade e tem um índice de

refração de 2,4. Os diamantes são incolores, claros como a água e apresentam um ligeiro matiz amarelado,

rosado ou verde. É a substância mais dura que se conhece. O bort e o carbonado são usados para perfurar cortar e polir rochas e outras pedras. Só são riscados pelo próprio diamante, mas são muito frágeis. Na forma

de grafite a qual as vezes recebe também o nome de plombagina é uma substância cristalina, brilhante,

branda, untuosa ao tato e boa condutora de eletricidade e de calor. O carbono amorfo pode se apresentar de várias formas a qual depende da origem do mesmo. Propriedades químicas:

O carbono tem a capacidade de reagir com ele próprio gerando enormes cadeias e uma

multiplicidade de substâncias químicas e por participar da química dos seres vivos tem uma importância

muito grande e por isso tem reservado para si um estudo separado dos demais elementos, é a química

orgânica ou também a química dos compostos de carbono.

Como carbono elementar a reação mais comum é a reação com o oxigênio gerando óxido. Na falta de

oxigênio forma-se o monóxido de carbono e quando a queima é feita com excesso, então forma-se o dióxido de carbono. 2C + O2 2CO C + O2 CO2

Incandescente reage com água, deslocando o hidrogênio e formando gás pobre

2C + 3H2O CO2 + CO + 3H2

Aquecido com carbonato de cálcio (calcário) produz carbeto de cálcio

3C + CaCO3 CaC2 + CO2 + CO essa reação se processa em duas fases. Primeiro, ocorre a decomposição do calcário CaCO3 CaO + CO2 depois, ocorre a reação de formação do carbeto

32

3C + CaO CaC2 + CO Com o H2, na presença de arco voltaico, produz metano C + 2H2 CH4

Processos de obtenção industrial e usos:

Muitos produtos a base de carbono são produzidos industrialmente a partir de carvão mineral, vegetal

ou animal. Entre os mais importantes estão: Grafite artificial. A grafite é usada na fabricação de eletrodos, na fabricação de tijolos refratários, na

construção de cadinhos, moldes e no fabrico de lápis, pois riscado pelo papel deixa este manchado de

negro, efeito este similar ao do chumbo e por isso em certa época acreditava-se que o grafite continha chumbo, daí chamar-se também de plomo-negro ou plomagina. A grafite é usada também

como lubrificante; Coque. Este produto é obtido pela destilação de carvão mineral (hulha). É usado como matéria prima

para produção de grafite. O coque aquecido a 3000o C na presença de silício como catalisador se

transforma em grafite; Carvão animal. O carvão animal é obtido pela carbonização de sangue ou ossos de animais, com o

objetivo de produzir carvão adsorvente, pois este é de todos o que mais poder de adsorsão possui,

descolorindo vinho e outras soluções coloridas naturalmente. Negro de fumo. O negro de fumo é obtido pela queima de materiais orgânicos ou mesmo produtos de

origem animal. Apresenta-se sempre na forma de pó finamente dividido e tem a função de servir de

pigmento preto em tintas (principalmente as tintas de impressão), resinas e graxas. Nas resinas

plásticas o negro de fumo exerce a função de filtro solar aumentando a estabilidade à luz solar destes

produtos além de lhes conferir a cor preta. Anotações de aula:

:

33

Estudo sobre os metais Estado natural:

Os metais são representados pelos elementos da parte esquerda da tabela periódica. Eles têm algumas propriedades em comum, entre as quais a condutividade elétrica e o brilho próprio, resultante da grande

mobilidade de seus elétrons livres da última camada eletrônica. Poucos metais são encontrados no estado nativo. Entre eles se encontram o ouro, a platina, o rênio e o ródio. Em pequenas quantidades se encontram também a prata, o cobre, o mercúrio e o bismuto. Nos meteoritos, se encontram também o ferro. Todos os

demais metais se encontram na natureza sob a forma combinada com o oxigênio, o enxofre, os halogêneos,

etc., formando óxidos, sulfetos, cloretos, carbonatos, fosfatos e outros menos importantes. Estes compostos

combinados recebem o nome de minério. Como exemplo tem-se: a blenda (ZnS), a magnetita (Fe3O4), a cuprita (Cu2O), a calcita (CaCO3) a anglesita (PbSO4), etc. A extração destes minérios é feita em duas fases.

A mineração e a metalurgia. A primeira consiste na extração e beneficiamento do mineral, onde se separa o

mesmo do restante que não tem valor (ganga). A segunda tem por fim extrair o metal do minério beneficiado.

Há três processos metalúrgicos: A redução, a eletrólise e a precipitação química. Propriedades físicas:

Sistema cristalino. Os metais são todos cristalizáveis e a maioria cristaliza no sistema cúbico. O

cálcio apresenta cristais hexagonais, o estanho apresenta cristais quadráticos e o bismuto apresenta

cristais rômbicos. Densidade. A densidade é uma importante propriedade física. Nos metais ocorre uma variação desde

0,59 g/ml para o metal mais leve (Lítio) até 22,4 g/ml para o mais denso (ósmio). Os valores de densidades dos metais podem ser obtidos diretamente da tabela periódica.

Solubilidade. Os metais somente são solúveis em ácidos minerais ou suas soluções, com exceções, caso dos metais nobres. O ouro se dissolve somente numa mistura concentrada de ácidos clorídrico e

nítrico que recebe o nome de água régia. Cor. Geralmente são brancos ou cinzentos. Os metais alcalinos e o chumbo são brancos quando

cortados, porém devido à rápida oxidação perdem seu brilho metálico ou se tornam cinzentos. O

ouro tem cor característica amarela, enquanto o cobre tem cor vermelha e o ósmio apresenta cor azul. Brilho. O brilho é uma propriedade particular dos metais. Porém, ao serem reduzidos a pó fino,

perdem completamente este brilho, com exceção de alguns poucos, como o ouro, o alumínio, o cobre

e o magnésio. Um metal é tanto mais brilhante quanto melhor condutor for, por esse detalhe se

admite que o brilho dos metais esteja ligado a mobilidade dos elétrons da última camada eletrônica. Fusão. O ponto de fusão varia muito e depende do metal em questão. Alguns têm ponto de fusão

bastante baixo enquanto outros têm ponto de fusão acima dos 2500o C.

Condutibilidade. Todos os metais são bons condutores de calor e de eletricidade. O metal de mais alta condutibilidade é a prata, seguida pelo cobre, ouro e alumínio, tungstênio, zinco, platina, ferro,

chumbo e mercúrio. Maleabilidade. Esta é uma propriedade que diz o quanto o metal é maleável, ou seja, quanto se pode

dobrar sem o mesmo quebrar. Quanto mais maleável for um metal, mais fino é a lâmina que se

consegue fazer com o mesmo. Entre os mais maleáveis encontram-se o ouro a prata, o alumínio e o

cobre. Ductilidade. Esta propriedade está relacionada à facilidade com que o metal é transformado em fio.

Quanto mais fino o fio que pode ser obtido, mais dúctil é o metal. Geralmente os metais maleáveis

são também dúcteis. Existem algumas exceções: O estanho e o chumbo, os quais são relativamente

maleáveis, porém pouco dúcteis. Tenacidade. A tenacidade está relacionada à capacidade de resistir a choques sem quebrar. Os metais

mais tenazes são o Ferro, o níquel e o cobalto. Os menos tenazes são o estanho e o chumbo. Dureza. Um dos métodos mais antigos para se determinar a dureza dos metais é a escala de Mohs,

constituída de 10 minerais, em ordem crescente de dureza, que são usados como referência, a saber:

34

1. Talco 2. Gipsita 3. Calcita 4. Fluorita 5. Apatita 6. Feldspato 7. Quartzo 8. Topázio 9. Coríndon 10. Diamante


Os metais têm caracter eletropositivo, isto é, tendem a se comportar como cátions. Podem substituir

o hidrogênio dos ácidos para formar sais. H2SO4 + 2Zn ZnSO4 + H2

Os mais eletropositivos são os metais alcalinos e alcalinos terrosos. Os metais alcalinos são solúveis em

água fria e formam bases fortes ao se dissolverem.

Ação do oxigênio:

A maioria dos metais reage com o oxigênio formando óxidos. Estes podem ser básicos, quando reagem com a água formando uma base. Podem ser indiferentes ou anfóteros, que se comportam às vezes como

óxidos ácidos e outras vezes, como óxidos básicos. Podem ser singulares ou peróxidos, quando reagem

com ácidos formando sal e água oxigenada. Podem por último, formarem óxidos salinos, resultantes da associação de dois ou mais óxidos do mesmo elemento.

Ação do ar seco:

O oxigênio do ar seco oxida os metais com exceção do ouro, a prata e a platina. A prata é oxidada pelo

ozônio formando Ag2O2. O sódio e o potássio se oxidam rapidamente, por esse motivo devem ser

conservados imersos em óleo mineral ou querosenes isentam de enxofre.

Ação do calor:

o chumbo oxida-se quando fundido, formando uma camada de óxido de chumbo. O mercúrio a 350o C se

cobre de películas rubras de óxido mercúrico. A fita de magnésio introduzida na chama, arde com brilho intenso produzindo magnésia (óxido de magnésio).

Ação do ar úmido:

O ar úmido oxida mais facilmente os metais que o ar seco. Além da ação do oxigênio temos a do vapor

de água e do gás carbônico. O ferro exposto ao ar úmido oxida-se aos poucos em ferrugem (hidróxido de

ferro). O cobre, graças a presença do gás carbônico no ar, reveste-se com uma camada superficial de carbonato básico de cobre, vulgarmente chamada verdete.

Ação da água:

a maioria dos metais decompõem a água. O metal apodera-se do oxigênio e põe o hidrogênio em

liberdade. Os metais alcalinos decompõem a água a frio. O Ferro, o níquel e o cobalto só decompõem a

água quando aquecidos ao rubro. O magnésio decompõe a água à quente. Os metais nobres não

decompõem a água em temperatura alguma.

Ação do hidrogênio:

Os metais alcalinos e alcalino-terrosos combinam-se com o hidrogênio formando hidretos.

Ação do cloro:

O cloro ataca todos os metais, sem exceção. Uns à temperatura ordinária e outro somente a quente. A

platina é atacada lentamente pelo cloro.

35

Ação do enxofre:

a temperatura ordinária o enxofre não ataca os metais. À temperatura mais elevada o enxofre se combina

com todos os metais com produção de calor e de luz.

Ação dos ácidos

Os metais mais nobres que o hidrogênio não reagem com os hidrácidos. Reagem porem com os oxiácidos

fortemente oxidantes como o ácido sulfúrico e o ácido nítrico. A platina e o ouro não reagem nem com

ácidos nítrico ou sulfúrico. Reagem, porém, sob fortes condições obtidas com a mistura de ácido nítrico e

clorídrico em determinada proporção quando forma a água régia.

Série de atividade química:

Na tabela chamada série da atividade química, os metais estão colocados de tal forma que um metal

pode substituir nos sais qualquer metal que o seguem, e ser substituído por qualquer metal que o preceda. Na

tabela tem-se:

Cs � Li � Rb � K � Na � Sr � Ba � Ca � Mg � Al � Mn � Zn �Cr � Fe � Cd � Co � Ni � Sn � Pb � H � Bi � Cu � Hg � Ag � Pd � Pt � Au

Pela tabela verifica-se que alguns são mais nobres que o hidrogênio e outros menos nobres. Os

metais mais nobres são de menor reatividade química e os metais menos nobres apresentam maior reatividade

química. Assim, o zinco e metal menos nobre que o cobre e é capaz de substituí-lo nos seus sais, mas o contrário não acontece.


36

Ligas Metálicas

As ligas metálicas são aparentemente uma mistura de dois ou mais metais macroscopicamente

homogêneas. As ligas são fabricadas para substituírem metais cujas propriedades não servem para

determinada aplicação. Como exemplo, tem-se o ouro, que quando puro, é mole. Entretanto, misturado com

cobre, prata, e outros metais na razão de 3 partes de ouro para 1 parte do outro metal, forma uma liga mais

resistente. O antimônio, por ser quebradiço, é associado ao chumbo, etc. Uma análise mais sensível, mostra

que, na verdade, ocorre uma espécie de ligação química entre os metais da liga, uma vez que a liga

geralmente tem propriedades bem diferentes dos dois metais componentes quando sós. Esta ligação recebe o nome de ligação metálica. As ligas são geralmente analisadas com o auxílio de um exame microscópio feitas

sobre a superfície da liga. Este exame recebe o nome de metalografia. As ligas a olho nu parecem homogêneas, no entanto, ao microscópio pode-se verificar a existência de diversos tipos de cristais. Cada

cristal pode ser formado por um só elemento (quando é uma simples mistura) ou por mais de um (quando

ocorre a ligação metálica). No aço, encontram-se presentes quatro tipos de cristais. Só ferro (ferrita), só

carbono (grafita), carbono e ferro combinados (carboneto de ferro) e carbono e ferro misturados (austenita e martensita). O exame de metalografia consiste em: polir a superfície do metal ou da liga metálica; Tratar esta

superfície por um reagente químico adequado ( normalmente um ácido ou uma base); Examinar a superfície

ao microscópio, fotografando-a; Ampliar a microfotografia obtida. Podem-se usar outros exames para demonstrar a heterogeneidade das ligas, como por exemplo, o exame térmico, a dilatibilidade e o ponto de fusão. Outro exame muito comum é o exame da difração dos raios-X. Classificação das ligas:

Vários critérios podem ser usados para se classificar as ligas metálicas. Os mais empregados são: Pelo número de componentes na liga, tem-se:

Ligas binárias. Tem dois componentes (ex: aço, bronze, latão) Ligas ternárias. Tem três componentes (ex: tipos de imprensa, liga de Darcet) Ligas quaternárias. Tem quatro componentes (ex: liga de Wood)

Pela aplicação: Ligas para máquinas. São ligas resistentes. Ligas para a aviação. São ligas leves, tipo magnálio e duralumínio. Ligas para soldas. São ligas de baixo ponto de fusão, tipo a liga deWood (PF 70

o C) e Liga de Rose (PF 96o C). Ligas para jóias, moedas e talheres. São ligas de metais nobres.

As ligas são obtidas mediante a fusão de seus componentes e misturando-se os mesmos em seguida,

na proporção necessária e resfriando a mistura rapidamente. A rapidez do resfriamento é necessária para evitar que os metais se separem por suas densidades, ficando a liga com percentagens diferentes em alguns pontos. Quando isto acontece, este fato recebe o nome de liquação. Propriedades das ligas:

A finalidade da fabricação de ligas é melhorar as qualidades e propriedades dos metais. A

tenacidade, dureza e a elasticidade das ligas são superiores a dos seus metais componentes. Assim o ouro e a

prata que são moles, quando associados ao cobre adquirem maior dureza, sem perder a sua beleza e

inalterabilidade química. A fusibilidade, dilatabilidade, condutibilidade, maleabilidade, ductibilidade e densidade são inferiores a de seus metais componentes. Como exemplo, a liga de Darcet funde a 93

o C, enquanto o mais fusível de seus componentes, o estanho funde a 228

o C. A cor das ligas é intermediária entre

a cor de seus componentes, mas às vezes fica totalmente diferente. A liga de cobre e antimônio é púrpura. As

ligas de ferro e ouro são azuis e a liga de cobre e níquel é branca. Muitas ligas são bastante resistentes à

oxidação e à corrosão. É o caso do metal monel (Au 32%, Ni 68%) é a liga que mais resiste aos agentes

químicos e por isso é muito empregada nas indústrias de álcalis (fabricação de soda cáustica e cloro). O

alumínio é o metal mais usado para melhorar a resistência à corrosão dos ácidos.

37

Tipos de ligas metálicas mais comuns:

Latão Cu � Zn : Resistente e dúctil. É usada no fabrico de alfinetes, pregos, arames,

Parafusos, metais para banheiros, , fechaduras, etc. Bronze

Cu � Sn (80~90 � 20~10): Dura e tenaz. Usado na fabricação de sinos e canhões (antigamente).

Bronze de alumínio: Cu � Al (90 �10): Dura e Tenaz. Usado em casco de navios.

Metal monetário: Várias composições entre ouro, prata e cobre.

Prata Alemã Cu � Zn � Ni: Liga que imita a prata.

Ouro de Nuremberg Cu � Au � Al: Liga para objetos de adorno.

Metal Monel Cu � Ni: Liga resistente ao ataque químico.

Duralumínio Al � Cu � Mn � Mg: Liga leve para rodas e aviação.

Magnálio Al � Mg: Liga leve para aviação.

Alpax Al � Si: Liga leve para indústria automobilística e aviação.

Liga de Wood Bi � Pb � Sn � Cd: Liga para solda, PF 68o a 70o C.

Liga de Lipowitz Bi � Pb � Sn � Cd: Liga para solda, PF 96o C.

Liga de Darcet Bi � Pb � Sn: Liga para solda, PF 96o C.

Liga de estanho Sn � Pb: Liga para solda (solda comum, de estanho, usada em eletrônica).

Prata de joalheria Ag � Cu: Liga de prata.

Ouro 18 quilates Au � Ag � Cu: Liga de ouro.

Ouro branco Au � Ni: Ouro branco para jóias. Atualmente se usa o paládio no lugar do níquel.


38

Metais alcalinos

Estes metais são assim chamados porque ao reagir com água formam bases solúveis, que

antigamente recebiam o nome de álcalis. Os metais alcalinos constituem a primeira coluna da tabela

periódica. São todos moles, podendo ser cortados com faca. Possuem brilho quando recém cortados mas se

tornam logo foscos devido à rápida oxidação que sofrem quando em contato com o ar, por devem ser

guardados sempre em frascos contendo óleo mineral (vaselina ou querosene isentos de enxofre). As bases

assim formadas são fortes e reagem com ácidos fortes produzindo sais de reação perfeitamente neutros, sendo

todos solúveis em água. A principal valência destes metais é sempre 1. São altamente reativos, e porisso não

são encontrados no estado livre na natureza, mas seus compostos existem em abundância, quer em dissolução

na água do mar ou nas águas minerais, bem como também no estado sólido no solo. Entre os metais alcalinos

os que apresentam maior importância são o sódio e o potássio. SÓDIO Estado natural:

Não se encontra livre na natureza, mas seus sais são muito abundantes. O sódio foi isolado pela

primeira vez por Davy em 1807, decompondo a soda usando processo eletrolítico. Os principais compostos

naturais do sódio são: Cloreto de sódio, encontrado no mar quando recebe o nome de sal marinho e encontrado em depósitos no solo quando recebe então o nome de sal-gema; Fluoreto duplo de alumínio e

sódio. Minério conhecido pelo nome de criolita; Nitrato de sódio. Encontrado no deserto de Atacama no chile

e no Peru. Se originou pela oxidação do amoníaco existente nas fezes de pássaros e este se acumulou devido a

total ausência de água de chuvas; Sulfato duplo de cálcio e sódio. Minério conhecido pelo nome de glauberita

ou também como sal de Glauber; Tetraborato de sódio. Minério conhecido pelo nome de boracita; Silicato duplo de alumínio e sódio. Este minério recebe o nome de feldspato albito. O sódio também é encontrado nas

cinzas vegetais sob a forma de carbonato de sódio. ; Propriedades físicas:

O sódio é um metal mole, branco, possui brilho quando recentemente cortado, tornando-se opaco devido à oxidação em contato com o ar, sendo por esta razão, conservado em frascos fechados totalmente imersos em óleo mineral. Propriedades químicas:

Ação do ar:

Em contato com o ar seco o sódio oxida-se depois de certo tempo, mas em contato com ar úmido, a

superfície perde rapidamente seu brilho, cobrindo-se de uma fina camada de cristais esbranquiçados de

NaOH, que protege o metal contra qualquer alteração.

Ação do calor: Aquecido ao ar o sódio inflama-se numa temperatura elevada e arde com a chama amarela característica,

formando peróxido de sódio, Na2O2.

Ação da água: Colocado na água, o sódio reage prontamente com a mesma, a frio, formando hidróxido e liberando

hidrogênio. Por ser menos denso do que a água o sódio flutua sobre a mesma com movimentos circulares

devido a liberação do hidrogênio, o qual por ser inflamável, torna essa reação muito perigosa.

Ação dos não-metais: Com os não metais o sódio forma compostos binários (sais compostos por dois componentes. Um cátion

e um ânion).

39


Antigamente se obtinha o sódio por redução do carbonato de sódio pelo carvão no processo de Saint-Claire Deville, hoje obsoleto. Atualmente são empregados os processos de Castner, que consiste na eletrólise

ígnea de hidróxido de sódio, e o outro processo também muito usado consiste na eletrólise de cloreto de sódio

fundido, o qual funde a 800o C, porém quando usado em conjunto com carbonato de sódio, a mistura entra em

fusão a 600o C, o que torna o processo mais econômico.

Usos importantes:

Nos laboratórios tem emprego como redutor, principalmente em química orgânica. Na indústria, por

ser redutor pode ser empregado para se obter o alumínio ou do magnésio a partir de seus minérios. Tem utilização também na fabricação da oxilita, ou seja, na produção do peróxido de sódio, que constitui um dos

processos para a obtenção de ozônio e água oxigenada. Por ser mais abundante que o potássio e ter preços

menores o mesmo substitui o potássio em muitos de seus sais.

POTÁSSIO Estado natural:

Foi isolado por Davy ao mesmo tempo que o sódio, em 1807. Até o começo do século XIX a potassa

era considerada como substância simples. A mesma era obtida pela lavagem das cinzas vegetais com água,

operação esta que recebeu o nome de lixiviação. Em 1807, quando Davy a decompôs por eletrólise além de

descobrir um novo elemento provou ser a potassa uma base, o hidróxido de potássio. Devido a sua alta

reatividade química, o potássio, assim como o sódio, não é encontrado livre na natureza, mas existe

combinado numa relativa abundância. Os sais mais comuns que se encontram na natureza são: Nitrato de

potássio, encontrado em locais de baixa pluviosidade; Cloreto se potássio. Minério este que recebe o nome de silvina, sendo explorado hoje à exaustão para suprimento das indústrias de fertilizantes; Carnalita, minério

que quimicamente é o cloreto duplo de potássio e magnésio; Cainita, minério constituído por uma mistura de cloreto de potássio e sulfato de potássio; Alunita, que é quimicamente o sulfato duplo de alumínio e potássio,

ou seja, um alúmen, também conhecida como pedra de alúmen; Ortosa, que quimicamente é o silicato de

alumínio e potássio e por último ainda existe o carbonato de potássio, o qual constitui o principio ativo das lixivias de cinzas vegetais (potassa). Todos os minérios de potássio são hoje explorados a exaustão para suprir

o fornecimento de matéria-prima para a indústria de fertilizantes. Propriedades físicas:

Assim como o sódio, apresenta cor branca como a prata quando recentemente cortado, para se tornar

opaco devido a oxidação pelo ar. Deve ser conservado da mesma maneira que o sódio. É mole como a cera.

Tem uma densidade de 0,87, sendo menos denso do que a água. Funde a 62o C.


Tem praticamente as mesmas propriedades químicas que o sódio, sendo apenas mais reativo do que

este. Diferencia-se fisicamente do sódio pela cor da chama ao queimar. Enquanto o sódio emite uma luz

amarela forte bem característica, o potássio emite uma luz violácea quase incolor. Ao ser queimado ao ar

também origina peróxido. Ao reagir com água, o calor gerado é suficiente para inflamar o hidrogênio. Ao

reagir com cloro, este reage inflamando-se com a cor violeta característica. Processos de obtenção:

Os processos de obtenção são os mesmos do sódio, mudando-se apenas a matéria-prima. Ao invés de

usar um sal ou base de sódio, usam-se os de potássio, que irão resultar no potássio metálico.

40

Usos:

Tem seu emprego quase totalmente substituído pelo sódio, mais devido ao menor preço daquele,

exceto em aplicações muito específicas como construção de lâmpadas onde se necessita de espectro de

emissão diferente do amarelo de sódio ou do branco azulado do mercúrio.


41

Substâncias puras As substâncias são frações de matéria que podem ser separadas de uma mistura e quando puras, sempre

possuem propriedades físicas e químicas bem definidas e constantes e são representadas por uma fórmula

que mostra os elementos que compõe esta substância, não apenas qualitativamente como também

quantitativamente. Ao se pesar uma quantidade em gramas, numericamente igual à massa atômica, designa-se esta fração de substância como sendo 1 mol. Quando tomamos a massa em quilogramas, tem-se então 1

quilomol (kmol). Mol é então uma quantidade específica de matéria e depende unicamente da substância em

questão. Depende da formula da substância. A fórmula de uma substância é formada pelos elementos que

constituem a substância e estes encontram-se ligados entre si através de forças elétricas que podem ser de três

tipos, a saber: Ligação iônica, ligação covalente e ligação covalente coordenada (dativa). As substâncias

podem ser simples ou compostas. Quando simples, são formadas por um único elemento químico. Quando compostas, entram em suas composições, dois ou mais elementos químicos, normalmente um metal e outro,

não metal, quando então geralmente forma-se uma substância com caráter iônico. Nas substâncias que contém

ligações iônicas, a fórmula é nitidamente separada em duas partes, uma positiva, denominada cátion e outra negativa, que recebe a denominação ânion, sendo o cátion sempre representado mais à esquerda enquanto o

ânion sempre vai à direita. Exemplo: Na | Cl, H2 | SO4, Na | OH Fe | PO4 K | F Observar que cada letra maiúscula na fórmula representa um elemento químico, enquanto que as letras

minúsculas são usadas para diferenciar quando dois ou mais elementos químicos tem no símbolo a primeira

letra igual (exemplo: F e Fe. O símbolo F pertence ao flúor. Para diferenciar o flúor do ferro, neste último, se

adotou o símbolo Fe). Os cátions são sempre um metal com as únicas exceções: o grupo amônio (NH4

+) formado por nitrogênio

combinado com hidrogênio que apresenta nitidamente características de cátion monovalente, isto é, apresenta

somente um elo de ligação positivo, e o hidrônio (H3O+) também monovalente. Cada elo de ligação

corresponde à formação de uma ligação iônica.

Relação dos principais cátions:

São cátions monovalentes:

H3O+ hidrônio

NH4+ amônio

H+ hidrogênio Li+ lítio

Na+ sódio

K+ potássio

Rb+ rubídio

Cs+ césio

Ag+ prata

Cu+ cuproso

Hg2++ mercuroso

Au+ auroso

São cátions divalentes. Também as vezes chamados de bivalentes. Tem dois elos de ligação. Be++ berílio

Mg++ magnésio

Ca++ cálcio

Sr++ estrôncio

Ba++ bário

Ra++ rádio

Zn++ zinco Cd++ cádmio

42

Cu++ cuproso

Hg++ mercúrico Cr++ cromoso

Fe++ ferroso Co++ cobaltoso

Ni++ niqueloso

Sn++ estanoso

Pb++ plumboso Mn++ manganoso

Pt++ platinoso

Ti++ titanoso

São cátions trivalentes: Al+++ alumínio

Bi+++ bismuto Au+++ áurico

Cr+++ crômico

Fe+++ férrico

Co+++ cobáltico

Ni+++ niquélico

Mn+++ manganês III

As+++ arsenioso

Sb+++ antimonioso

São cátions tetravalentes: (contém 4 elos de ligação) Sn++++ estânico

Pb++++ plúmbico Mn++++ mangânico

Pt++++ platínico

Ti++++ titânico

São cátions pentavalentes: As+++++ arsênico

Sb+++++ antimônico

Relação dos principais ânions:

São ânions monovalentes:

F- fluoreto

Cl- cloreto

ClO- hipoclorito

ClO2- clorito

ClO3- clorato

ClO4- perclorato

Br- brometo

BrO- hipobromito

BrO2- bromito

BrO3- bromato

BrO4- perbromato

I- iodeto

IO- hipoiodito

IO2- iodito

IO3- iodato

IO4- periodato

N- nitreto

NO2- nitrito

43

NO3- nitrato

NH2- amideto

PO3- metafosfato

CN- cianeto

NC- isocianeto

OCN- cianato

NCO- isocianato

ONC- fulminato

SCN- tiocianato

CHO2- formiato

C2H3O2- acetato

CrO2- cromito

MnO4- permanganato

FeO2- ferrito

AuCl4- cloroaurato

H- hidreto OH- hidróxido BO2

- metaborato BF4

- fluorborato AlO2

- aluminato AsO2

- arsenito SbO2

- metantimonito BiO3

- bismutato

São ânions divalentes: O-- óxido

O2-- peróxido

O4-- superóxido

S-- sulfeto

SO3-- sulfito

SO4-- sulfato

S2O3-- tiossulfato

S2O4-- hipossulfito

S2O5-- pirossulfito

S2O6-- hipossulfato

S2O7-- pirossulfato

S2O8-- peroxodissulfato

S4O6-- tetrationato

SnO6-- politionato (n = 2, 3, 4, 5 e 6)

N2O2-- hiponitrito

C2-- carbeto

CO3-- carbonato

C2O4-- oxalato

CrO4-- cromato

Cr2O7-- dicromato

MoO4-- molibdato

WO-- tungstato

MnO3-- manganito

MnO4-- manganato

FeO4-- ferrato

ZnO2-- zincato

PtCl6-- hexacloroplatinato

B4O7-- tetraborato

SiO3-- metassilicato

SiF6-- fluorssilicato

SnO2-- estanito

44

SnO3-- estanato PbO2

-- plumbito PbO3

-- plumbato Se-- seleneto SeO3

-- selenito SeO4

-- selenato Te-- telureto TeO3

-- telurito TeO4-- telurato

São ânions trivalentes: N3

--- nitreto P3

--- fosfeto PO4

--- fosfato [Fe(CN)6]

--- ferricianeto BO3

--- borato AsO3

--- arsenito AsO4

--- arsenato SbO3

--- antimonito SbO4

--- antimonato São ânions tetravalentes: P2O4

---- hipofosfato P2O7

---- pirofosfato C---- carbeto [Fe(CN)6]

---- ferrocianeto SiO4

---- silicato As2O7

---- piroarsenato Sb2O7

---- piroantimonato Funções químicas inorgânicas:

Ácidos Hidróxidos Sais Óxidos Hidretos Carbetos

Cada substância química deveria ter um único nome, mas normalmente nem sempre isto ocorre.

Oficialmente houve uma normalização de nomenclatura para todas as substâncias, baseada na tabela cátions e ânions, nem sempre respeitada, devido à consagração do nome antigo pelo uso cotidiano. Como exemplo,

pode-se citar o caso do cloreto de hidrogênio (HCl) usualmente conhecido como gás clorídrico quando

gasoso, e como ácido clorídrico quando dissolvido em água. A classificação procurou agrupar as substâncias

de acordo com algumas propriedades genéricas formando classes funcionais. As classes mais comuns na química inorgânica são: os ácidos, as bases, os sais, os óxidos, os hidretos, nitretos e carbetos e outras menos importantes.

Ácidos:

Devido à consagração pelo uso, todas as substâncias que contém hidrogênio como cátion recebem o

nome de ácido seguido do nome do ânion modificado segundo a regra: A terminação eto é modificada para ídrico A terminação ito é modificada para oso

45

A terminação ato é modificada para ico Às vezes é necessário apor algumas letras complementares intermediárias para auxiliar a fonia.

Exemplos: fosfito fosf +or+oso

Fosfato fosf+or+ico Sulfeto sulf+ídrico

Os ácidos não possuem ligações iônicas, mas covalentes, porém ao se dissolverem em água, ocorre

uma reação com a água gerando íons hidrônio, reação essa que recebe o nome de ionização. A ionização irá

caracterizar a força de um ácido. Será tanto mais forte aquele ácido que mais intensidade apresenta essa

reação e mais fraco aquele que menos reage, isto é, aquele que produz poucos íons hidrônio. Por esse motivo,

pode-se neles aplicar o mesmo tratamento que é dado às demais substâncias, para efeito de nomenclatura,

dividindo a molécula em duas partes, uma positiva, formada pelos átomos de hidrogênio (cátion) e outra

negativa formada pelo ânion característico do ácido.

Principais ácidos de uso generalizado na indústria e laboratórios:

Ácido iodídrico (HI): Gás incolor e de cheiro penetrante. Dos ácidos halogenídricos é o mais forte. É

usado como redutor (substância capaz de doar elétrons em uma reação química); Ácido bromídrico (HBr): Gás incolor, não combustível, muito tóxico. É usado em sínteses orgânicas

como catalisador. É produto intermediário na obtenção de barbitúricos e de hormônios sintéticos; Ácido clorídrico (HCl): Gás incolor ou levemente amarelado. É um ácido forte muito importante. No

meio industrial é também conhecido como ácido muriático. Tem usos no processamento de alimentos, na limpeza, na decapagem de metais, na redução do ouro, e muitos outros usos diversos;

Ácido fluorídrico (HF): É um ácido fraco devido à alta eletronegatividade do flúor. Tem a propriedade de

atacar a sílica. Por isto é usado para gravação em vidro e limpeza de pedras decorativas; Ácido cianídrico (HCN): Também conhecido como ácido prússico. É um líquido branco e transparente

com odor de amêndoas amargas. É extremamente venenoso. No ar, na concentração de 0,3 mg por litro

de ar, é imediatamente fatal. É usado na fabricação de plásticos, acrilonitrila, acrilatos, cianetos,

fumegantes para orquídeas e poda de plantas. Já foi usado em câmaras de gás para condenados à morte; Ácido sulfídrico (H2S): Gás incolor de odor semelhante aos de ovos podres. Tem sabor adocicado,

fortemente tóxico e inflamável. É usado como redutor, na purificação dos ácidos sulfúrico e clorídrico e

na preparação de sulfetos insolúveis. Ácido sulfuroso (H2SO3): É um ácido fraco e muito instável. É usado como branqueador de tecidos e

papel e também encontra emprego, na forma de sal de sódio, como conservante de alimentos. Ácido sulfúrico (H2SO4): É um líquido incolor, oleoso, denso, muito corrosivo e fortemente oxidante e

higroscópico. O contato com a pele provoca a destruição dos tecidos. A inalação dos vapores pode

provocar perda de consciência e sérios prejuízos para os pulmões. Sua dissolução em água é fortemente

exotérmica e é usado na fabricação de fertilizantes, tintas, explosivos, acumuladores, no refino de

petróleo e como decapante de metais, além de uma série de outras aplicações industriais menos

importantes; Ácido nítrico (HNO3): É um líquido transparente, incolor, sufocante, fumegante, fortemente oxidante e

corrosivo. É usado na indústria no fabrico de nitratos para a agricultura e produção de explosivos, usado

também na indústria de corantes e outras sínteses químicas; Ácido fosfórico (H3PO4): Na forma pura, é um sólido incolor e cristalino. Em solução aquosa a 85%

forma um líquido oleoso. É um ácido fraco usado na preparação de fertilizantes e na acidulação de

bebidas carbonatadas e como decapante de metais, principalmente do ferro, por formar uma capa protetora de fosfato férrico, que age contra a posterior oxidação. Este último processo recebe o nome de

fosfatização; Ácido perclórico (HClO4): É um líquido incolor, higroscópico e instável. em concentrações maiores que

70%. Aquecido a 70o C, explode. É um dos ácidos mais fortes que se conhece. É usado como catalisador

no fabrico de explosivos, por esse motivo o seu uso é controlado pelo exército.

46

Hidróxidos (bases):

Todas as substâncias que contém o ânion hidroxila (OH-) que as vezes também é chamado de

oxidrila, recebem o nome de hidróxido de, seguido pelo nome do cátion ligado. Exemplo: Al(OH)3 hidróxido de alumínio NH4OH hidróxido de amônio. Conhecido também como amoníaco. NaOH hidróxido de sódio. Conhecido também como soda cáustica. KOH hidróxido de potássio. Conhecido também como potassa cáustica. Principais hidróxidos de uso generalizado na indústria e laboratórios:

Hidróxido de sódio (NaOH): É um sólido branco, cristalino, muito higroscópico, pois absorve água e gás

carbônico se ficar exposto ao ar. Irritante e corrosivo. Também é conhecida como soda cáustica. Tem

largo emprego industrial, na fabricação de sabões, na dissolução da ligninha durante o processo de

fabricação de papel, no refino de petróleo, no refino de óleo vegetais, e uma série de outras aplicações

menos importantes; Hidróxido de amônio (NH4OH): É um gás incolor com odor forte e penetrante. Conhecido também como

amoníaco. É usado dissolvido em água na indústria têxtil, na fabricação de borracha, na fabricação de

fertilizantes, na revelação de filmes fotográficos, fabricação de explosivos, detergentes, e muitas outras aplicações;

Hidróxido de cálcio (Ca(OH2): é sólido branco, opaco, pouco solúvel em água, mas é uma base forte e de

baixo custo comercial. É conhecida no comércio como cal hidratada. É muito usada no preparo de

argamassas para a construção civil, na purificação do açúcar, e no preparo de produtos desinfetantes à

base de cloro (cal clorada e hipoclorito de cálcio); Hidróxido de potássio (KOH): É um sólido branco, muito parecido com a soda cáustica. É toxica para o

ser humano e fortemente cáustica. É usada no fabrico de sabões líquidos, no alvejamento de tecidos e

papel e muitos outros usos menos importantes; Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): tem o mesmo aspecto que o hidróxido de cálcio. É branco, opaco,

pouco solúvel em água. Em medicina, é usado como laxante intestinal e antiácido (leite de magnésia); Hidróxido de alumínio (Al(OH)3): É uma base fraca, gelatinosa. É obtida e usada durante o processo de

tratamento de água pela reação de sulfato de alumínio com a alcalinidade natural da água, a qual força a precipitação da matéria orgânica presente na mesma. Também é utilizado como laxante intestinal e

antiácido estomacal; Hidróxido de cromo (Cr(OH)3): É uma base fraca e insolúvel em água. É usada como pigmento verde em

tintas; Sais:

São compostos onde pelo menos um cátion é diferente do H

+ e um dos ânions é diferente do OH. Os

sais são sempre os produtos de uma reação química entre um ácido e uma base. Os sais podem apresentar

caráter variando desde o ácido até o básico, dependendo da neutralização parcial ou total do mesmo. Assim, numa primeira classificação pode-se citar: Sais neutros: Produto originado pela reação de um ácido forte com uma base forte. A força ácida e básica

se neutraliza entre si. Exemplo: NaCl cloreto de sódio

Sais ácidos: Produto originado pela reação de um ácido forte com uma base fraca. Predomina a força

ácida, resultando num sal predominantemente ácido. Exemplo: NH4HSO4 bissulfato de amônio

Sal básico: Produto originado pela reação de um ácido fraco com uma base forte. Predomina a força da

base, resultando num sal tipicamente alcalino. Exemplo: Na2CO3 carbonato de sódio (Soda ou barrilha)

47

Sais duplos: quando possuem dois cátions ou dois ânions, excluídos naturalmente o H e o ânion OH. Exemplo: KNaSO4 sulfato de sódio e potássio (sal duplo quanto ao cátion) CaClBr cloreto brometo de cálcio (sal duplo quanto ao ânion)

Sais hidratados: muitos sais têm a tendência de prenderem moléculas de água em sua estrutura cristalina.

As moléculas de água, por fazerem parte da estrutura se encontram sempre numa proporção bem definida

em relação a molécula do sal. A essa proporção dá-se o nome de grau de hidratação. Exemplo: Na2CO3.10H2O barrilha hidratada Na2CO3.1H2O barrilha hidratada Na2CO3 barrilha anidra Observar que pode ser apenas uma das configurações acima, nenhuma outra é possível alem da forma

anidra.

Alúmen: é o nome particular dado aos sulfatos duplos que possuem um cátion monovalente e um cátion

trivalente, cristalizados sempre com 24 moléculas de água. Os alumens mais conhecidos são o alúmen de

alumínio e potássio e o de cromo e potássio. Quando o alumínio é um dos cátions dispensa a citação do

mesmo no nome, resultando apenas alúmen de potássio.

O critério mais importante para classificar um sal, é quanto a sua solubilidade em água. A

solubilidade de uma substância depende da temperatura e da pressão. Para efeito de classificação se adota as

condições normais de pressão e temperatura. Esta propriedade é utilizada na química qualitativa na

identificação de cátions e ânions. Dentro deste critério, tem-se: Nitratos e nitritos: Todos solúveis, sem exceções;

Acetatos: Todos solúveis, exceto o acetato de prata e mercuroso;

Cloretos, fluoretos, brometos e iodetos: Todos solúveis, exceto os de prata, cuproso, mercuroso e

plumboso;

Sulfatos: Todos solúveis, exceto pelos de cálcio, estrôncio, bário, rádio e plumboso;

Sulfetos: Todos insolúveis, exceto pelos sulfetos alcalinos e alcalino-terrosos e os de amônio;

Carbonatos: Todos insolúveis, exceto os carbonatos alcalinos e os de amônio;

Fosfatos: Todos insolúveis, exceto pelos fosfatos alcalinos e os de amônio;

Todos os demais sais: Todos insolúveis, exceto os alcalinos e os de amônio;

Observação importante: o termo insolúvel significa na verdade que o sal é praticamente insolúvel. Lembrar

que alguma pequena fração do sal sempre se dissolve. Principais sais de uso generalizado na indústria e laboratórios:

Cloreto de sódio (NaCl): É o principal constituinte do sal de cozinha. É um produto cristalino, branco.

Tem usos na indústria da alimentação como desidratante e conservante e como matéria prima básica para

o fabrico de soda cáustica, cloro, ácido clorídrico e produtos correlatos. Nitrato de sódio (NaNO3): Também conhecido como salitre do chile. Foi inicialmente usado para a

fabricação de pólvora negra. Atualmente é usado como conservante de carnes, usado na fabricação de

vidro, fertilizantes e outras aplicações diversas. Carbonato de sódio (Na2CO3): Também conhecido como barrilha ou também como soda. É um pó

branco, alcalino, não combustível. É usado na fabricação de vidros, detergentes, sabões, papel e celulose,

usada como alcalinizante no tratamento de águas, como desengraxante e limpeza geral de ambientes

gordurosos como frigoríficos e indústria de óleos vegetais. Bicarbonato de sódio (NaHCO3): Sal levemente ácido, solúvel em água. É o princípio ativo nos sais

efervecentes usados para combater a acidez estomacal. É usado como fermento químico de pães e bolos e

também é usado em extintores de incêndio a base de pó (bicarbonato de sódio misturado com cimento

para aumentar a fluidez do mesmo). Sulfito de sódio (Na2SO3): Sólido branco de odor forte e sufocante. É usado na conservação de alimentos

e como agente branqueador de alimentos, papel, tecidos de lã e seda.

48

Tiossulfato de sódio (Na2S2O3): sólido levemente amarelado. Seu principal uso é na indústria fotográfica

como agente de dissolução de prata não oxidada e portanto fazendo parte das soluções fixadoras

fotográficas. Tem uso na química analítica como reagente nos processos analíticos por iodometria. Cianeto de sódio (NaCN): sólido cristalino, branco, altamente tóxico, reage com ácidos liberando ácido

cianídrico. É usado nos processos de extração e purificação de ouro e prata e nos processos

eletroquímicos de douração de metais. Usado também como intermediário na fabricação do nylon. Todos

os processos que utilizam este sal devem ser fortemente alcalinos para evitar o desprendimento de HCN. Tetraborato de sodio (Na2B4O7.10H2O): Também conhecido como bórax. É usado como fundente em

soldas, como conservante para detergentes e xampus, como matéria prima na fabricação de vidros

especiais (vidros pirex) e artefatos à prova de fogo. Em medicina tem emprego no preparo de colírios

(água boricada). Misturado com cebola é eficiente para matar baratas. Hipoclorito de sódio (NaClO): É instável em condições ambientes, mas pode ser estabilizado com soda

cáustica. Possui sabor adocicado e cheiro característico de água sanitária. É um oxidante forte e bastante

irritante. É usado no branqueamento de tecidos e papel. Tem usos também como desinfetante bacteriano

em águas potáveis, principalmente para piscinas. Só tem ação efetiva como bactericida quando atuar

dentro de um pH entre 6,8 e 7,8. Clorito de sódio (NaClO2): Apresenta-se em cristais brancos, levemente higroscópicos, inflamáveis com

moderado risco de incêndio ou explosão. É usado como agente oxidante, no tratamento de águas potáveis

para a retirada de odores e gostos estranhos, no branqueamento de produtos têxteis, na produção de polpa

de celulose (papel), no refino de óleos vegetais, em vernizes, lacas e ceras. Carbonato de potássio (K2CO3): Apresenta-se como cristais brancos, incombustível, tóxico e irritante

energético dos tecidos. É usado na fabricação de vidros especiais, (vidros a base de potássio ao invés de

sódio) na fabricação de sabões moles, na fabricação de tintas para impressão, na lavagem de lã e outras

aplicações menores. Permanganato de potássio (KMnO4): Apresenta-se na forma de cristais de cor púrpura escuro, sabor

doce e adstringente, inodoro. Tem usos na indústria como oxidante nas reações de branqueamento, como

desinfetante e desodorizante. Em medicina, é usado na descontaminação radioativa da pele. Clorato de potássio (KClO3): Apresenta-se na forma de cristais incolores, transparentes, inflamáveis e

forma misturas explosivas com açúcar, enxofre ou outros materiais inflamáveis. É usado como agente

oxidante, principalmente em fósforos, explosivos, e artefatos de pirotecnia. Tem usos também como

alvejante e desinfetante. Bromato de potássio (KBrO3): Apresenta-se como cristais brancos, solúveis em água. Pode provocar

incêndio quando em contato com materiais inflamáveis. É usado como agente oxidante, como agente de

maturação em farinhas para aumentar o rendimento da massa no fabrico de pães. Provoca apenas

aumento volumétrico, pois não pode alterar a massa (peso) dos pães, deixando-os mais crescidos. Nitrato de potássio (KNO3). Também conhecido como salitre do Chile. Tem praticamente as mesmas

utilizações do nitrato de sódio, mas com a restrição de que é tóxico para os seres animais. Dicromato de potássio (K2Cr2O7): Apresenta-se em cristais de um alaranjado vivo muito bonito,

transparentes e brilhantes, muito solúveis em água. Pode provocar incêndio em contato com materiais

orgânicos ou inflamáveis. É usado como agente oxidante, no fabrico de artefatos explosivos, de

pirotecnia, fósforos e tem usos também como pigmento em tintas e vernizes. Tem usos também no

preparo de soluções para curtimento de couro ao cromo, no tratamento de madeiras e outros usos menores.

Perclorato de amônio (NH4ClO4): Apresenta-se em cristais brancos muito sensíveis ao choque, ao calor e

agentes redutores com alto risco de explosão. É usado em explosivos, em pirotecnia e em propelentes

(pólvora isenta de resíduos, combustível sólido para foguetes). Nitrato de amônio (NH4NO3): Apresenta-se em cristais incolores de baixa toxidez. Pode explodir se

submetido a altas temperaturas. É estabilizado pelo fosfato de amônio. É usado na fabricação de pólvora

isenta de resíduos e propelentes sólidos para foguetes. Tem usos também combinado com uréia como

agente de aglomeração de umidade para provocar chuva artificial. Nitrato de prata (AgNO3): Apresenta-se como cristais rômbicos, incolores e transparentes, sensíveis à

luz e à matéria orgânica, tornando-os cinza-escuros. Tem sabor amargo. É usado em fotografia, na

fabricação da madrepérola, tintas, espelhos e em eletrodeposição de prata em metais. Também é usado

em solução para tingir cabelos de preto.

49

Brometo de prata (AgBr): É obtido na forma de uma precipitado gelatinoso pela reação de nitrato de

prata com brometo de sódio. É usado para fabricação de emulsões fotossensíveis usadas em fotografias. Fluoreto de magnésio (MgF2): Apresenta-se em cristais brancos, tóxico e irritante, apresenta também

fluorescência quando exposto à luz elétrica. Usado na fabricação de cerâmica, vidros, prismas de

polarização e lentes. Carbonato de magnésio (MgCO3): apresenta-se na forma de pó branco. É usado como carga mineral

(incorpante) em papeis (papeis couché) em materiais plásticos, na fabricação de pastas dentifrícia e como

pigmento em tintas e resinas. Cloreto de Magnésio (MgCl2). Apresenta-se como cristais brancos ou incolores. É usado na obtenção de

magnésio metálico por eletrólise. É usado também como desinfetante, no tratamento de madeiras à prova

de incêndio, em cerâmica e na fabricação do cimento branco, no preparo de salmouras para refrigeração e

outros usos diversos. Sulfato de magnésio (MgSO4): Apresenta a forma de cristais incolores. É conhecido também como sal

amargo. Tem sabor amargo e é usado na fabricação de sabões e detergentes, na fabricação de tintas e tem

uso também como purgativo. Sulfato de cálcio (CaSO4): É encontrado na natureza como minério, recebendo os nomes de anidrita e

gipsita. É conhecido também pelo nome de gesso. É usado na fabricação de moldes, giz escolar,

porcelana e também como aditivo em cimentos. Carbonato de cálcio (CaCO3): Encontra-se na natureza sob diversas formas: aragonita, calcáreo, greda,

giz, mármore, calcita. Tem uso industrial muito amplo na fabricação de vidro, na siderurgia do ferro, na

fabricação de cimento argamassas e cal, adubos, e como incorpante mineral em papéis, resinas, pastas

dentifrícias e tintas. Cloreto de cal (CaCl(ClO): É um sólido branco, irritante e muito higroscópico (fica molhado em contato

com ar úmido) É obtido pela reação de cal com cloro gasoso. É usado basicamente como desinfetante

para águas potáveis. Pode ser usado também com alvejante de tecidos. Também é conhecido como cal clorada.

Fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2): É um sólido cristalino, usado como matéria-prima para o preparo de fertilizantes (superfosfatos e fostato de amônio). Compõe 60 % em peso dos ossos humanos.

Fluoreto de cálcio (CaF2): É encontrado na natureza recebendo o nome de fluorita, e apresenta-se como um cristal de brilho vítreo, de cores muito variadas. Um único cristal pode apresentar varias faixas de

cores diferentes. É usado como fundente, na obtenção do ácido fluorídrico e na esmaltação de utensílios de cozinha.

Sulfeto ácido de cálcio (Ca(HS)2): Sal ácido obtido pela hidrólise do sulfeto de cálcio. É usado na

depilação de couros em curtumes. Dihidrogenosulfito de cálcio (Ca(HSO3)2: É obtido pela reação entre o hidróxido de cálcio e anidrido

sulfuroso em excesso. É usado na indústria de papel para dissolver a lignina da madeira, liberando as

fibras de celulose. Sulfato de estrôncio (SrSO4): É encontrado na natureza como mineral chamado celestita. É combustível e

apresenta risco de incêndio. Tem usos em pirotecnia, na fabricação de vidros coloridos e na fabricação de

papel. Carbonato de estrôncio (SrCO3): Apresenta-se como sólido branco em pó muito fino, considerado

impalpável. Tem usos como catalisador, como fósforo em tubos de televisão a cores, e em pirotecnia. Nitrato de estrôncio (SrNO3): Apresenta-se em cristais brancos, fortemente oxidante e sensível ao choque

e ao aquecimento. É usado em pirotecnia, em sinalizadores, em fósforos, e em tubos de televisão. Cromato de bário (BaCrO4): É um sólido cristalino, amarelo, denso, combustível, altamente tóxico por

ingestão. É usado em fósforos de segurança, como pigmento em tintas, em pirotecnia e tem uso também

como �primer� em pinturas em metal. Sulfeto de zinco (ZnS): Encontrado na natureza sob a forma de blenda ou esfarelita. Apresenta brilho

resinoso. Tem coloração entre o amarelo e castanho. Forma, juntamente com as impurezas, uma

substância fosforescente que é usada em tintas especiais para placas de sinalização. Sulfeto de cádmio (CdS): Apresenta-se como sólido vermelho ou amarelo, altamente tóxico, É usado

como pigmento vermelho em tintas, plásticos e cerâmicas. Também é usado em pirotecnia. Carbonato dibásico de cobre II (Cu2(OH)2CO3): É um sal básico de cor verde que se decompõe aos 200

o C. tóxico, é usado como pigmento, inseticida, adstringente em pomadas e como antídoto para

50

envenenamentos por fósforo. É também um ótimo fungicida e em pequenas quantidades é usado como

conservante em alimentos (fungicida). Serve também para colorir de preto o latão. Sulfato de cobre (CuSO4): Apresenta-se em cristais brancos quando anidro. Se hidratados ficam azuis

bem característicos. Tóxico. É usado na impressão de tecidos, na fabricação de fungicidas (calda

bordaleza e outros) e tratamento de fibras. Tem usos também em eletrodeposição de cobre em metais. Cloreto áurico (AuCl3): Sólido cristalino de cor entre o amarelo e dourado. É usado diluído em óleos

para dourações em porcelanas. Em solução aquosa é usado em douração de metais. Cloreto de alumínio (Al2Cl6): Sólido branco ou levemente amarelado que sublima a 178o C. É usado

como catalisador em muitas sínteses orgânicas. Cloreto de titânio (TiCl4): É um líquido incolor, fumegante, tóxico por inalação. É usado para escrever

no céu. Em ar úmido provoca cortinas de fumaça pela liberação de óxido de titânio de coloração branca. Cloreto mercúrio (HgCl2): apresenta-se como sólido cristalino e inodoro. É altamente tóxico, inclusive

por absorção pela pele. É um veneno cumulativo. É usado na fabricação de desinfetantes, fungicidas, inseticidas, todos de uso proibido atualmente. É usado também como preservativo em madeiras

(madeirit), em baterias do tipo alcalinas e em fotografia e litografia. Fulminato de mercúrio (Hg(OCN)2): Pó cristalino cinza ou levemente rosa, que explode prontamente

quando seco, por percussão ou aquecimento. É altamente tóxico. É usado na fabricação de espoletas e

detonadores para explosivos militares, industriais e de esportes. Cloreto de estanho (SnCl4): líquido tóxico e corrosivo e muito irritante. É usado em coberturas

eletroluminiscentes e eletrocondutivas, na fabricação de têxteis, na estabilização de perfumes, na

fabricação da fucsina e lacas coloridas. Óxidos:

Óxidos são as substâncias onde o ânion é sempre o oxigênio. O mesmo acontece com os peróxidos.

São conhecidos óxidos de quase todos os elementos, Até o gás nobre xenônio sob condições especiais é capaz

de formar óxidos. O flúor embora reaja com o oxigênio, não forma óxido, porque o flúor é mais

eletronegativo que o oxigênio e neste caso o oxigênio irá se comportar com cátion. (OF2 e O2F2). Os óxidos

dos elementos não metálicos têm sempre um caráter covalente e este reagirão com água formando ácidos.

Alguns destes não reagem com água, sendo então considerados óxidos neutros. Os elementos metálicos terão

um caráter iônico e sempre reagirão com água para formar hidróxido, cujo nome já diz, trata-se de um óxido

hidratado. Alguns metais, que possuem uma eletronegatividade média terão um caráter intermediário, Estes

terão um comportamento de ácido quando em contato com uma base forte e de base quando em contato com um ácido forte. São os óxidos designados anfóteros. Principais óxidos usados na indústria e laboratórios:

Monóxido de carbono (CO): É um óxido neutro. Incolor, inodoro, insípido, combustível e altamente

tóxico. Forma-se quando se faz a combustão incompleta de materiais orgânicos. Combina-se facilmente com a hemoglobina com uma facilidade 200 vezes maior que o oxigênio e de forma irreversível.

Absorvido em dose elevada pode ser fatal. Gás carbônico (CO2): Gás incolor, mais denso que o ar, pouco solúvel em água, formado na combustão

completa dos materiais orgânicos. A grande quantidade lançada diariamente na atmosfera afeta a

irradiação de calor para fora da terra produzindo o denominado efeito estufa, responsável pela elevação

da temperatura média normal da terra. É usado na preparação de gelo-seco, em extintores de incêndio, na

preparação de bebidas carbonatadas, na obtenção de carbonatos e bicarbonatos (barrilha leve), no refino

do açúcar e outros usos diversos. Dióxido de enxofre (SO2): Gás incolor, de odor irritante e sufocante, bastante tóxico. É liberado no ar

pela queima de combustíveis de baixa qualidade (combustíveis oriundos de petróleo e carvão sempre

contêm resíduos de enxofre que se transformam em dióxido de enxofre quando queimados). Tem usos

industriais na produção de ácido sulfúrico, na preparação da polpa de papel, no refinamento de minérios

e metais, é agente preservante e branqueador em alimentos. Também é usado com gás refrigerante. Trióxido de enxofre (SO3): É um líquido incolor, que ao ser resfriado produz cristais que reagem com

água formando ácido sulfúrico. É obtido pela oxidação do dióxido de enxofre e possui larga aplicação

industrial.

51

Monóxido de nitrogênio (NO): Gás incolor formado na atmosfera pela oxidação incompleta do nitrogênio

do ar nas combustões em alta temperatura, como nos fornos industriais e nos motores e turbinas de

aviões. Dióxido de nitrogênio (NO2): Tem um ponto de ebulição de 22

o C, podendo se apresentar com líquido ou

vapor. Na forma líquida se apresenta como um dímero (N2O4) de cor amarelada e muito volátil. Na forma

gasosa tem cor castanha de odor muito irritante e tóxico. Sua inalação em grande quantidade é fatal. É

formado na atmosfera pela oxidação do nitrogênio do ar da mesma forma que o NO, produzindo os

mesmos efeitos prejudiciais. É usado industrialmente na produção de ácido nítrico, como agente de

nitração na fabricação de explosivos e como inibidor de polimerização para acrilatos. Monóxido de dinitrogênio (N2O): Gás incolor, solúvel em água. Ao ser inalado em pequena quantidade

produz uma espécie de euforia. Por esse motivo recebeu o nome de gás hilariante. Óxido plumboso (PbO): Se apresenta na forma sólida, obtido pela oxidação parcial ou incompleta do

chumbo. Óxido plúmbico (PbO2): Se apresenta na forma de cristais de cor castanha muito insolúveis em água.

Tóxico como todo sal de chumbo. Pode causar incêndio quando em contato com materiais orgânicos. É

usado como agente de oxidação em eletrodos, em tecidos, em fósforos de segurança, em explosivos e

reagentes analíticos. Também tem usos na fabricação de placas para baterias de automóveis. Tetróxido de trichumbo (Pb3O4): É um óxido duplo, formado pela mistura ou associação dos dois óxidos

de chumbo anteriores. Apresenta-se como um pó vermelho, insolúvel em água e em ácidos. É usado na

indústria de vidro e na esmaltação de objetos de cerâmica. Forma uma suspensão oleosa denominada

zarcão, que é usado como pigmento anticorrosivo na pintura de peças de aço, antes da pintura definitiva. Tetróxido de triferro (Fe3O4): É um óxido duplo formado pela associação de FeO e Fe2O3, conhecido

pelo nome de magnetita. È um sólido preto com brilho metálico e fortemente magnético, comportando-se como imã natural.

Óxido antimonoso ácido (Sb2O3): apresenta-se como um sólido incombustível e tem usos no fabrico de

pigmentos à prova de fogo. Anidrido crômico ácido (CrO3): sólido altamente tóxico e corrosivo à pele. Agente fortemente oxidante.

Pode entrar em combustão em contato com materiais orgânicos. É usado na cromação, na produção de

tintas, como pigmento e na indústria têxtil como mordente. Óxido de titânio (TiO2): Sólido de brancura incomparável. É o pigmento branco mais utilizado

atualmente em tintas, plásticos, e cremes protetores. Óxido de alumínio (Al2O3): Sólido cristalino ocorre na natureza sob a forma de rubi, safira e esmeralda,

entre outras. A coloração é variável devido às impurezas. Como pedra preciosa, o óxido de alumínio é

usado em joalheria e relojoaria. Como alumina, que se apresenta em cristais brancos muito duros, se utiliza na indústria como tijolos refratários, como isolante térmico, catalisador em reações químicas e

também em abrasivos (lixas e esmerilhos). Óxido de silício (SiO2): Ocorre livre na natureza na forma de quartzo e areia. Algumas variedades são

coloridas como a onix, a ametista e a opala. É usada na indústria de produtos opticos, na fabricação de

lentes, vidros e cerâmicas. Também é usado como abrasivo suave. Hidretos:

Hidretos são produtos obtidos pela reação de metais com o hidrogênio, onde este último é o elemento

mais eletronegativo. Os hidretos mais comuns são os hidretos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Também são conhecidos os hidretos de arsênio (arsina) o hidreto de antimônio (estibina) e o hidreto de

fósforo (fosfina) todos fortemente tóxicos usados em fumigações. O hidreto de silício (SiH4) queima espontaneamente quando entra em contato com o ar.

Carbetos:

Carbetos são produtos formados pela reação entre um metal e o carbono, onde este último é o

elemento mais eletronegativo. Os carbetos mais importantes são o carbeto de alumínio, o carbeto de cálcio, o

carbeto de cobre e o carbeto de silício. Carbeto de alumínio (Al4C3): Se apresenta em cristais amarelos. Reage com água liberando gás metano.

Pode causar incêndio. É usado como agente de secagem.

52

Carbeto de cálcio (CaC2): Se apresenta como sólido castanho escuro e que se decompõe quando em

contato com água liberando gás acetileno. Tem uso industrial nos reatores de acetileno para uso em soldas. Tem usos também na obtenção de produtos químicos derivados do gás acetileno. (ácido acético

industrial e outros) Carbeto de cobre (Cu2C2): Apresenta-se como um pó vermelho e amorfo. É tido como um sal derivado

do acetileno. Pode explodir se sofrer choques ou se for aquecido. Por isso é suado como detonador em

explosivos. Carbeto de silício ((SiC)n): É obtido pela reação entre coque e areia em alto forno. Sua estrutura é

idêntica à do diamante e possui uma dureza muito próxima do mesmo. Tem uso industrial como seu substituto em lixas, esmerilhos e instrumentos de cortes onde se requer elevada dureza.

53

Soluções Solução é sempre uma mistura de dois componentes onde um é o agente solvente e o outro é o dissolvido, que

recebe o nome de soluto. O solvente é a substância capaz de dissolver o soluto e quando forma uma mistura

homogênea, diz-se que houve a formação de uma solução. As soluções são importantes no trabalho de

laboratório, pois ficam disponíveis para serem usadas a qualquer instante. Para uso em trabalhos analíticos as

soluções devem ter suas concentrações sempre bem determinadas e para isto foram definidas algumas formas

de expressar o conteúdo do soluto num solvente. As formas mais comuns de apresentação são: Teor de soluto em porcentagem sobre o peso da solução. Esta forma relaciona a massa do soluto que está

contida em uma solução em termos de percentagem, ou seja, a quantidade de soluto que existe em cada

100g ou 100 Kg de solução; Teor de soluto em percentagem volume sobre volume. Quando a concentração é expressa em

percentagem esta é sempre massa sobre massa, exceto quando é explicito o termo volume sobre volume.

Esta forma de expressar concentração é usada normalmente quando o soluto que está dissolvido no

solvente líquido também é um liquido, tal como nas soluções de álcool-água. A percentagem

volume/volume relaciona o volume de soluto que existe dissolvido em 100g ou 100kg de determinada solução;

Fração molar. Se dois componentes estão misturados entre si, esta mistura pode ser expressa em termos

de fração molar, que expressa a quantidade de moles de uma substância que está misturada com

determinada quantidade molar da outra substância. Esta forma de expressar concentração também pode

ser expressa em percentagem, ou seja, em x% molar de A em B. Isto significa dizer que existem x moles misturados a cada 100 moles de mistura. Esta forma de expressar misturas não fica restrita a duas

substâncias, mas pode representar qualquer mistura com n componentes. Assim, a soma de todas as porcentagens totaliza exatamente 100, e a cada substância componente da mistura participa com uma

fração que pode variar entre 0 e 100%. Quantidade de soluto por volume de solução. Esta forma de representar concentração é muito usada em

laboratórios, mas é de difícil uso na indústria. Empregam-se diversas unidades para a massa e para o volume, dependendo do uso e da situação. Normalmente se expressa a massa em gramas e o volume em

litros. O uso generalizado desta forma em laboratórios se deve à facilidade que existe em medir

pequenos volumes com precisão; Quantidade de moles de soluto por volume de solução. Consiste numa variação da forma anterior, onde

ao invés de mencionar a quantidade de soluto em massa, se expressa a mesma em termos de moles, simplificando o trabalho em reações pois uma vez conhecida a equação química de uma reação, os

volumes que deverão ser tomados para reação, serão sempre múltiplos inteiros dos coeficientes

estequiométricos. A unidade mais usada é mol/l. Na indústria, onde se trabalha com quantidades maiores, pode-se usar o Kmol/l ou Kmol/m3. O símbolo que representa a unidade mol/l é sempre um M;

Quantidade de equivalentes-grama por volume de solução. Também é uma variante da forma quantidade

de soluto por volume de solução, mas nesta forma de expressar as concentrações entram também os

coeficientes estequiométricos, para tornar sempre equivalente os volumes que reagem entre si. Assim, sempre duas soluções normais reagirão entre si misturando-se volumes iguais, porque neles existirão a

quantidade de moles dos reagentes em quantidades equivalentes aos seus números de oxidação ou

redução. A unidade de medida destas soluções será sempre expressa em equiv-grama/litro ou qualquer múltiplo ou submúltiplo desta. O símbolo que representa esta unidade é sempre um N.

A quantidade de equivalente que existirá num determinado volume de solução será obtido

multiplicando-se este volume com a normalidade da mesma, ou seja:

Quantidade de equivalentes-grama de soluto = Vsolução . Nsolução

54

Reações entre soluções normais: Sempre que se processar reações entre soluções normais, devido ao

conceito de equivalentes, pode-se dizer que soluções de concentrações iguais reagirão entre com

volumes iguais. Quando as soluções tiverem concentrações diferentes os volumes que reagirão entre si

serão inversamente proporcionais a concentração. Em termos matemáticos isto significa dizer que:

VreagA . NreagA = VreagB . NreagB

Cálculo do valor de um equivalente-grama: Para calcular o equivalente-grama de uma substância deve-se dividir a massa molecular desta substância pelo total de cargas elétricas o ânion ou do cátion sempre

tomado em valor absoluto. Para uma substância oxidante ou redutora este valor deverá ser sempre a

variação do número de oxidação, relativo à reação onde esta substância participa.

Quantidade de equivalentes-gramas: Ao se pesar uma quantidade qualquer de uma substância qualquer,

é fácil perceber que se dividirmos esta massa pelo valor de um equivalente, este cálculo fornecerá a

quantidade de equivalentes da substância existentes naquela quantidade de matéria, ou seja: Quantidade de equivalente-gramas = massa de substância/ valor equiv-grama da substância

Quando a reação de uma substância é medida em termos de massa e titulada com uma solução, pode-se então usar a relação obtida pela combinação das duas relações apresentadas acima em negrito:

quant de equiv-grama de soluto = Vsolução . Nsolução = massa subst/ valor equiv-grama da subst.

Observações: O termo equivalente-grama só é aplicável às substâncias iônicas. Para as substâncias

covalentes a melhor maneira de expressar soluções, ou a mais comum, é em termos de mol/litro.

Densidade de uma solução:

A densidade é sempre a relação que existe entre a massa de um objeto e o volume que o mesmo apresenta. As soluções também apresentarão densidade, mas variável, em função da concentração. Como

uma solução é sempre uma mistura de duas substâncias e estas podem ter densidades bem distintas entre si,

quanto mais se agrega uma substância noutra, mais a densidade tende para o valor da densidade deste último.

Assim, a densidade é uma boa maneira para se estimar rapidamente a concentração aproximada de uma

determinada solução. Devido às facilidades em ler-se densidades, esta é muito usada na indústria como um

primeiro indicativo da concentração de uma determinada solução. O peso específico de um material ou uma

substância é a massa que o mesmo apresenta por unidade de volume. A massa específica de um material é

sempre expressa em g/ml ou kg/l ou ton/m3. Quando este peso é relacionado com a densidade da água a 4o C,

então este valor recebe o nome de densidade relativa, e é sempre um valor adimensional. Nas soluções a

densidade varia com a concentração e com a temperatura. As relações entre essas três propriedades têm sido

determinadas para uma grande parte das soluções mais comuns. (pesquisar o manual do engenheiro

químico). Para cada tipo de solução existe uma escala de densidades consagradas pelo uso, tais como: graus

Baumé, graus Brix, graus GL. A tendência é usar a escala natural de gramas/l, porém ainda hoje são muito

usados graus Baumé para soluções alcalinas, graus Brix para soluções de açúcar e graus GL para bebidas

alcoólicas, porque nenhum cálculo é necessário, sendo a concentração lida diretamente da escala. Assim, a título de exemplo, um grau Brix significa 1% de açúcar na solução, 20 brix, significa 20% de açúcar na

solução. Na indústria química é muito comum o uso de densímetros Bé (Baumé) e a conversão dos mesmos

para densidade 15/15 é a seguinte: Para líquidos mais leves que a água:

130140

g

Bé

Para líquidos mais pesados que a água:

gBé

145145

55

Transformações entre as diversas maneiras de expressar a concentração: Em todas as formas de expressar a concentração de uma solução acham-se relacionadas quantidades de substâncias, assim é sempre possível transformar uma forma noutra através de cálculos simples. Exemplos:

Uma solução aquosa contém 40 % de carbonato de sódio em peso. Expresse esta concentração em termos de mol por cento (%mol). O mol por cento é a forma usual de falar quando a concentração é expressa em fração

molar. O que diz o enunciado acima é que a solução de carbonato tem uma concentração de 40g de carbonato

em 100 gramas de mistura, 40 são de carbonato e 60 são de solvente que pode ser qualquer substância. No

caso a substância solvente é a água. Então temos que um mol de carbonato de sódio tem 106 g e um mol de

água tem 18 g. 40 gramas de carbonato representa 0,377 de Na2CO3 e 40 gramas de água representa 3,33 moles de água. Totalizando as quantidades molares temos 0,377 + 3,33 = 3,71. Tem-se então em 3,71 moles

de mistura (solução) 0,377 moles de Na2CO3. Esta quantidade representa 10,16% em mols de soluto. Uma solução de ácido clorídrico tem uma concentração de 37% em massa e apresenta uma densidade de 1,19

g/ml. Calcular a quantidade de HCl que existe em 1 litro desta solução. Expressar a quantidade de HCl em g/l.

Aproveitar o mesmo enunciado e calcular a quantidade de mols de HCl existente nesta solução. Fazer o

mesmo com a quantidade de equivalentes-gramas. Uma vez que a densidade da solução é de 1,19 g/ml, isto significa dizer que 1 litro desta solução tem 1190 g.

Destes 1190 g, 37% são de HCl e o restante é o solvente (água). Assim, se cada 100 g de solução tem 37 g de

HCl, então 1190 terão, 37*1190/100=440,3g. ou melhor dizendo 440,3 g/l. Se um mol de HCl tem 36,5 g

então 440,3 tem 12.06 vezes esta quantidade. Tem então 12.06 moles de HCl, ou melhor dizendo, uma

concentração 12,06 M. Para o caso do equivalente grama, deve-se olhar o número de oxidação do cátion ou

do ânion da substância. Vemos que para o ácido clorídrico este valor é 1. Vem então que o valor do

equivalente-grama coincide com o valor do mol, correspondendo também a uma concentração 1 N. Uma solução de ácido sulfúrico é 3 N. Expressar esta concentração em termos de % em massa. Se a concentração está expressa em N. isto significa dizer que a mesma apresenta uma concentração de 3

equivalentes-gramas por litro de solução. Torna-se necessário saber quanto vale o equivalente-grama do ácido

sulfúrico, e para isto devemos saber quanto vale o mol e verificarmos o número de oxidação do ânion ou do

cátion. Pela tabela de ânions vemos que o sulfato é divalente, isto é, tem dois elos de ligação, e portanto o

número de oxidação do ânion sulfato é 2, sendo portanto o equivalente-grama do ácido sulfúrico o valor do

mol do ácido sulfúrico dividido por dois. Vale, portanto, 98/2 = 49 g. Voltemos agora ao inicio do problema.

Se a solução tem 3 equivalentes-gramas por litro, tem então 3 x 49 g num litro. Tem, portanto, 147 g /l. Para

determinar a concentração em termos de percentagem, necessitamos ainda conhecer a densidade da solução

na concentração de 3 N ou de 147 g/l. Pesquisando em tabelas de ácido sulfúrico obtêm-se o dados necessário, ou então deve-se determinar a mesma com o auxílio de um densímetro ou de uma balança. Anotações de aula:

56

Parte II

Aulas de Laboratório

57

Segurança no laboratório

Os laboratórios de química não precisam ser lugares perigosos de trabalho, apesar dos muitos riscos

em potencial que neles existem, desde que tomadas as precauções corretas e que cada operador se conduza

com bom senso e atenção. O cuidado e a adoção das medidas de segurança é da responsabilidade de cada pessoa do laboratório.

Medidas de segurança:

Devem-se evitar atitudes inseguras, impensadas, de ignorância ou pressa. Os acidentes de laboratório

acontecem muito freqüentemente em virtude da pressa excessiva na obtenção dos resultados. O químico

de laboratório deve, portanto, adotar sempre uma atitude atenciosa, cuidadosa e metódica, em tudo que faz;

Com exceção para o caso de uma emergência, é proibido correr ou qualquer outra atividade de agitação

dentro do laboratório. Da mesma forma, é inadmissível brincadeiras e comportamento irresponsável;

A limpeza e arrumação são fatores mais importantes para a segurança do laboratório. Qualquer coisa

derramada no chão ou bancada deve ser limpa imediatamente;

Cada operador deve usar avental ou guarda-pó comprido e de cor branca, pois respingos e manchas são

detectados mais facilmente;

Tomar muito cuidado ao manipular com ácidos sulfúrico e clorídrico concentrados. Ao misturá-los com água fazê-los sempre de modo a adicionar vagarosamente o ácido na água. O procedimento contrário

pode resultar numa ebulição rápida com muitos respingos e conseqüências danosas. Ao verter ácidos,

cuidar que o rótulo fique sempre pelo lado de cima, para evitar que qualquer porção de ácido que escorra

pelo lado de fora da garrafa, danifique o rótulo e dizeres importantes;

Observar sempre o rótulo das substâncias manipuladas, se as mesmas não são tóxicas ou requerem

cuidados especiais de manipulação. A intoxicação pode ocorrer por uma das seguintes formas: inalação, ingestão ou absorção direta através da pele.

Não se deve pipetar diretamente com a boca produtos voláteis, como ácido clorídrico ou amoníaco

concentrados. Ácidos fixos como ácidos nítrico, fosfórico e sulfúrico e também soluções diluídas de

ácidos clorídrico e amoníaco podem eventualmente serem pipetados diretamente, tomando-se o cuidado que o nível de líquido não atinja a boca. No caso se pipetar tais substâncias diretamente cuidar que a

pipeta fique posicionada bem ao fundo do frasco de maneira a não deixar entrar bolhas de ar durante a operação.

Tomar muito cuidado com os seguintes produtos:

Sólidos altamente tóxicos: estes sólidos, mesmo em pequenas quantidades, podem causar doenças sérias

ou até mesmo a morte em pouco tempo. Tomar cuidado para não inalar poeira ou absorver pela pele, assim como, a ingestão direta dos mesmos. São: Compostos arsênicos (arsenito de sódio, arsenito de cobre)

Cianetos inorgânicos (cianeto de sódio ou de potássio)

Compostos de mercúrio (cloreto de mercúrio, mercúrio metálico, etc.)

Selênio e seus compostos

Ácido oxálico e seus sais

58

Gases perigosamente tóxicos: todas as operações que envolvam o uso ou a liberação destas substâncias

devem ser realizadas em capelas com exaustão eficientes. Na maioria dos casos deve-se evitar o contato com a pele. São: Cloro

Cianogênio (gás cianídrico)

Sulfeto de hidrogênio (ácido sulfídrico)

Dióxido de nitrogênio (fumaças nitrosas)

Ozônio

Fosgênio (gás mostarda)

Líquidos perigosamente tóxicos e fortemente irritantes: Estas substâncias têm vapores altamente tóxicos e são também nocivos quando absorvidos pela pele. Exposição prolongada a pequenas

quantidades tendem a causar efeitos crônicos. São: Benzeno

Bromo

Outras substâncias:

éter etílico. Também conhecido como éter sulfúrico. Possui propriedades sedativas e anestésicas e

portanto, deve-se evitar inalar os seus vapores. Forma, em presença de ar, peróxidos altamente

explosivos. Sempre que possível realizar o teste qualitativo de qualidade no éter. Ácido sulfúrico. Este ácido quando concentrado é extremamente corrosivo e em caso de respingos sobre

a pele, deve-se evitar de lavar com água. Deve-se primeiro absorver ou limpar com papel absorvente a maior parte do ácido e em seguida com ajuda de uma algodão embebido em solução de bicarbonato de sódio, neutralizar o resíduo. Na falta da solução de bicarbonato, lava-se com água corrente e sabão.

Agindo desta maneira evita-se a queimadura violenta causada quando se dilue o ácido sulfúrico com

água. Clorofórmio. O clorofórmio possui propriedades fisiológicas anestésicas e narcotizante. Quando velho ou

muito exposto à luz, sofre oxidação liberando fosgênio, que o torna potencialmente perigoso. O

clorofórmio comercial normalmente é vendido contendo uma pequena quantidade de álcool etílico que converte o fosgênio formado em uma substância inofensiva, o carbonato de dietila. Hidróxidos de sódio, potássio, soda cáustica, hidróxido de amônio ( amoníaco). Não são tóxicos, mas

altamente corrosivos e irritantes da pele. Reagem violentamente com ácidos. Quando dissolvidos com

água liberam grandes quantidades de calor.

Manual de primeiros socorros para laboratórios e acidentes com produtos químicos Princípios fundamentais de primeiros socorros: Chamar um médico; Cessar a hemorragia, se houver; Restaurar a respiração. Se necessário aplicar respiração artificial; Nunca administrar líquidos a pessoa inconsciente;

59

Queimaduras:

Se a queimadura for causada por objetos quentes, e a roupa aderir a superfície queimada, não

procure removê-la, mas corte cuidadosamente a roupa em volta da área queimada. Uma queimadura leve pode

ser tratada com gaze esterilizada e coberta com picrato de butesin, ungüento bórico ou vaselina esterilizada.

Atar firmemente sem apertar. Não usar ungüento sobre queimadura mais séria. Ela pode ser tratada com gaze esterilizada, molhada

com solução aquosa a 5% de bicarbonato de sódio. O médico pode então tornar a tratar a queimadura

determinando depois o grau e a extensão. O uso de solução de ácido tânico sobre qualquer queimadura deve ser deixado a cargo do médico. Também não se deve perfurar as bolhas, sem instruções do médico.

Se a queimadura for causada por ácido clorídrico nítrico ou iodídrico ou também por bromo ou por cloro, lavar imediatamente com grande quantidade de água e depois com uma solução a 5% de

bicarbonato de sódio. Tratar com picrato de butesin, ungüento bórico ou vaselina esterilizada como

descrito acima.

Se a queimadura for causada por ácido sulfurico concentrado, limpe o ácido com papel absorvente e

em seguida adotar o processo descrito no parágrafo anterior.

Se a queimadura for causada por ácido fluorídrico, lavar as partes atingidas com grande quantidade de água fria, seguida de uma solução a 5% de bicarbonato de sódio. Polvilhar levemente ácido bórico

esterilizado e atar compressas de solução saturada de ácido bórico.

Se a queimadura for provocada por fósforo, esta deve ser coberta com uma solução a 1% de sulfato

de cobre. Se houver alguma possibilidade de permanecerem partículas de fósforo nas queimaduras, o paciente deve ser levado ao hospital para ulterior tratamento. Neste caso, a queimadura deve ser coberta com algodão ou gaze esterilizada, os quais deverão estar saturados de solução aquosa a 1%

em sulfato de cobre. Se não restar fósforo nas queimaduras, elas podem ser tratadas de maneira idêntica à descrita acima para objetos quentes.

Se a queimadura for causada por álcalis fortes. Ou também por peróxido de sódio, sódio ou potássio

metálicos, lavar as partes atingidas com grande quantidade de água e em seguida com solução de

ácido acético a 5 %. Tratar em seguida com picrato de butesin, ungüento bórico ou vaselina

esterilizada como descrito acima.

Se a queimadura dor causada por fenol, (ácido carbólico ou seus derivados), lavar imediatamente com quantidades abundantes de sabão e água. Usar álcool etílico ou glicerina para remover o fenol

do contato com a pele. Não aplicar adesivo ou ungüento, pois estes podem auxiliar a absorção pela

pele.

Se a queimadura for causada por fenilhidrazina, lavar imediatamente as partes atingidas com solução de ácido acético a 5% ou então tratar como indicado no item anterior

Se as queimaduras atingirem os olhos, devem ser lavadas com grande quantidade de água. Se for

devida á ácido ou aldeído fórmico, lavar com uma solução de bicarbonato de sódio a 5%. Se for devida a material alcalino, lavar com solução saturada de ácido bórico. Em ambos os casos

encaminhar a pessoa acidentada ao médico. Dor de cabeça provocada por tóxico:

Dor de cabeça provocada por inalação de vapores pode ser combatida removendo-se a pessoa para local arejado e administrando-se um ou dois comprimidos de aspirina. Deixar o paciente em repouso por algum tempo.

60

Choque elétrico:

Em caso de choque elétrico, desligar a corrente ou cuidadosamente remover o paciente do contato usando um isolador, por exemplo, um pedaço de madeira bem seca ou sacolas plásticas de polietileno como

luvas. Em seguida proceder imediatamente a respiração artificial. Não se deixar influenciar pela

inflexibilidade ou rigidez prematura como sinal para cessação da respiração artificial. A ressuscitação deve

ser continuada pelo menos por quatro horas, mesmo que não haja sinal de revivação, procurando manter o

corpo do paciente sempre aquecido, usando cobertores, garrafas de água quente ou outro recurso semelhante. Tratamento de emergência para envenenamento:

Em casos de envenenamento por substâncias corrosivas, o tratamento pode ser através de líquidos

emolientes para aliviar os tecidos feridos. Um emoliente conveniente é feito dissolvendo uma colher das de chá de albumina de ovo seca em um copo de água fria. Aclara de um ovo ou um copo de leite ou ambos,

também são bons emolientes. Na falta disso, uma colher das de mesa cheia de óleo mineral pode ser

administrada. Quando não houver indicação do antídoto específico ou quando a natureza do veneno não é

conhecida, administrar o antídoto universal, o qual é obtido misturando-se duas partes de carvão vegetal, uma parte de óxido de magnésio e uma parte de ácido tânico. Manter este antídoto seco e pronto para uso de emergência. A dos e a ser administrada é de uma colher das de chá, bem cheia, dissolvida em um copo de

água morna. Recomendar uma alimentação leve durante alguns dias seguintes ao envenenamento. Cortes:

Se a hemorragia é intensa, primeiramente ela deve ser estancada. Se for no braço, perna, mão ou pé e

o sangue for escarlate e flui intermitentemente, aplicar um torniquete cerca de 10 cm abaixo da axila ou da prega da virilha. Se o sangue é escuro e purpúreo aplicar o torniquete abaixo da ferida (para a extremidade distal). Um pedaço de tubo de borracha de 1 ½ cm de diâmetro ou uma gravata comum poderá servir para o torniquete. Entretanto, deve-se observar que sob nenhuma condição este torniquete deva ser mantido apertado

por mais de quinze minutos de cada vez. Desatar e deixar o sangue correr por alguns segundos e então voltar a

apertar. Nunca apertar mais do que o necessário para estancar o sangue. Afrouxar, mas não retirar o torniquete

imediatamente após a coagulação do sangue. Se a hemorragia estiver localizada num local que não é

extremidade e que possa ser aplicado um torniquete, deve-se tomar um pedaço de gaze esterilizada ou outro

pano limpo e aplicá-lo firmemente sobre a ferida, mantendo-a no lugar até haver a coagulação do sangue. Se a hemorragia é leve e não muito intensa, remova todo o material estranho que aparece no

ferimento limpando-o com álcool etílico ou água oxigenada. Na falta de um dos dois pode-se usar água de

torneira adicionada de água sanitária na proporção de uma colher das de chá de água sanitária para 200 ml de

água potável e em seguida proteger o ferimento com gaze esterilizada de tamanho apropriado e atar

firmemente sem apertar. Em caso de ferida perfurante muito profunda provocada normalmente na quebra de vidraria,

encaminhar o paciente a um hospital. Também no caso de haver perigo da permanência de material estranho

no ferimento bem como a incapacidade de ser alcançado o fundo com anti-séptico, recomenda-se essa providência. Colapso:

O colapso ocorre em maior ou menor extensão com todos os danos. Varia com o indivíduo e pode ser

bastante sério, podendo em caso extremo causar a morte. Alguns dos sintomas mais facilmente reconhecíveis

são a palidez, o suor e tremor simultâneos. Neste caso, colocar o paciente em posição reclinada com a cabeça

mais baixa que o corpo, exceto nos casos de hemorragia séria na cabeça, na fratura de crânio, insolação ou

apoplexia, quando a cabeça deve permanecer elevada, e envolver em cobertores e aplicar objetos quentes

(max. 50o C) ao corpo, debaixo dos cobertores. Uma vez controlada a hemorragia, friccionar as extremidades vigorosamente em direção ao coração para restaurar a circulação e dar ao paciente, estimulantes via oral ou por inalação, se consciente, ou somente por inalação, se inconsciente. Não dar estimulantes enquanto a

hemorragia não for controlada e nunca dar estimulantes nos casos de fratura n cabeça, insolação ou

apoplexia. Líquido estimulante pode ser uma colher das de chá, cheia de espíritos aromáticos de amônio em

61

meio copo de água, café quente ou chá quente, ou mesmo água quente. Para a inalação, usar sais de amônio

embebido em gaze ou outro tecido. Inalação de vapores de álcool, ácido acético ou amoníaco diluído, sais

aromáticos ou nitrito de amila agem melhor como estimulante. Aguardente ou outro líquido alcóolico devem

ser usados somente em emergência quando outros líquidos estimulantes não estão a mão, devido à depressão

que os mesmos causam posteriormente. Nunca administrar líquidos estimulantes enquanto o paciente estiver

inconsciente. Anotações de aula:

62

Aula prática 001

Cristalização / filtração

Objetivo: Introduzir o aluno a um dos mais comuns processos de separação e purificação dos compostos

químicos de uma mistura. Introdução teórica: entende-se por cristalização, no sentido mais amplo, a passagem de uma substância de um

estado qualquer para o estado cristalino (sólido) e, no sentido mais restrito, a passagem de uma substância do

estado dissolvido ao estado cristalino (sólido). A cristalização é um processo utilíssimo de purificação e

identificação de substâncias, e também pode ser usada como um processo de separação dos componentes de

uma mistura. No caso de uma purificação, às vezes é necessário cristalizar várias vezes a substância em

questão para se conseguir a pureza desejada. De um modo geral, a cristalização consiste em dissolver à quente, a substância a ser cristalizada em um

dissolvente adequado e depois deixar a solução esfriar em recipiente chamados cristalizadores, até que os

cristais se formem. A adição do dissolvente deve ser lenta e sob agitação, para acelerar a dissolução. Para uma dada substância, deve-se usar um dissolvente no qual a solubilidade e as condições de cristalização

da mesma já tenham sido estudadas experimentalmente. Na escolha do dissolvente deve-se levar em conta sua indiferença química em relação à substância que se deseja purificar. Os solventes mais comuns usados em

cristalização são: água, ácido clorídrico, ácido acético, hidrocarbonetos líquidos, álcoois, acetona, éter

etílico e clorofórmio.

Deve-se sempre tentar a cristalização em solventes puros e somente se não se obtiver bons resultados, recorre-se à mistura deles. Velocidade de cristalização, espaço e repouso são fatores que influem na cristalização e devem ser levados em conta caso se deseje obter cristais que sejam os mais perfeitos possíveis. Os cristais obtidos são separados das

águas-mãe por filtração normal ou à vácuo conforme a situação e depois devem ser secados. Os cristais que

encerram água de cristalização não podem ser aquecidos a mais de 40oC; os eflorescentes devem ser secos entre folhas de papel de filtro porque não podem ser aquecidos em atmosfera seca; os deliqüescentes, ao

contrário, devem ser secos em atmosfera anidra. Existem vários métodos de cristalização. Todos eles se baseiam na saturação do soluto na solução, forçando a

cristalização como forma de manter o equilíbrio. Esta saturação é normalmente obtida pela evaporação do

solvente ou também pela diminuição da temperatura, a qual, normalmente diminui a solubilidade do soluto. Nos casos de cristalização por diminuição da temperatura, a velocidade de cristalização é proporcional à

velocidade do resfriamento, favorecendo a formação de cristais menores. Quando o resfriamento é lento, a

velocidade de cristalização é menor, favorecendo a formação de cristais maiores. Em geral, deve-se procurar obter cristais de tamanho médio, pois os pequenos, devido a sua grande superfície, encerram águas-mães por

adsorsão e os grandes ao se formarem, sempre encerram impurezas e/ou dissolvente. Se a cristalização demora em se processar, pode-se ativá-la de diversas maneiras: Adicionando à solução pequenos cristais do produto puro, os quais têm a função de ser gérmen de

cristalização; Raspando a parede interna do cristalizador com um bastão de vidro; Resfriando a solução exteriormente com gelo, água gelada ou simplesmente colocando o cristalizador na

geladeira; Exemplos industriais de refino através da cristalização/filtração: Extração do açúcar da cana Refino do sal de cozinha Concentração de sucos vegetais

63

Prática: Refino de barrilha (Na2CO3) impura. Diluir uma quantidade de barrilha impura com peso bem determinado, em torno de 10 g, em um béquer, com

uma quantidade de água suficiente (algo em torno de 100 ml ou menos). Agitar com um bastão de vidro para

dissolver a barrilha e filtrar usando um conjunto de filtração composto por um funil de vidro + papel filtro

qualitativo montado sobre um anel de sustentação. Após a filtração, coloca-se o filtrado em uma cápsula de

porcelana e sobre a chama de um bico de bunsen concentrar o mesmo até redução de 2/3 do volume. Em

seguida, deixar em repouso para que a barrilha saturada inicie o processo de cristalização. Se a mesma não

acontecer, (verificado na aula seguinte) concentrar um pouco mais e repetir o processo. Se a cristalização

acontecer, filtra-se a mesma retendo os cristais em papel de filtro qualitativo e em seguida, este é colocado em

estufa regulada a 100o C para secar os cristais. Para a operação de filtração dos cristais usar papel de filtro

qualitativo devidamente seco em estufa e pesado, para após a filtração e secagem dos cristais, através de outra

operação de pesagem se determinar o rendimento da operação. Sobre o filtrado, fazemos um teste qualitativo para verificar a existência de mais barrilha que não foi cristalizada, através de uma reação química com

cloreto de bário em solução. Uma reação positiva é obtida quando ocorre a formação de precipitado branco. Exemplo de laudo conclusivo:

Data: Nome dos participantes da equipe Título do experimento

Objetivo da prática: (descrever sucintamente o que se pretende. No caso, verificar o rendimento no refino de

barrilha por cristalização) Dados importantes: Quantidade de barrilha tomada para o teste, (peso 0): Solvente e quantidade usado na dissolução da barrilha: Peso do papel-filtro antes da filtração dos cristais, (peso 1): Peso do papel-filtro depois da filtração dos cristais, ou seja, papel + peso dos cristais, (peso 2): Rendimento da operação: 100 x (peso 2 � peso 1)/peso 0 Resultado do teste qualitativo no filtrado final: Aparência dos cristais obtidos pelo refino: Assinatura do relator. Embora o trabalho seja feito em equipe, apenas um dos participantes irá redigir o

trabalho e este deverá apor sua assinatura e se identificar como relator do trabalho. A cada trabalho

realizado um dos participantes da equipe atuará como relator. Pesquisar em literatura: Solubilidade da barrilha em água. Ponto de saturação. Simulação: Quanto se deve esperar de cristalização teórica ao se concentrar uma solução de barrilha contendo

10 g em 100 ml de água quando reduzidos a 2/3 do volume? (fornecer resultados aproximados) Anotações de aula:

64

Aula prática 002

Reações de deslocamento As reações de deslocamento são aquelas em que um elemento desloca outro, devido a sua maior afinidade com o ânion com o qual o elemento deslocado encontrava-se ligado. Sempre que um metal for colocado em contato com uma substância salina ocorrerá o deslocamento do elemento que está na forma salina para a forma metálica se o elemento deslocante for mais eletropositivo que o metal combinado. Neste caso o metal

que estava combinado passa para a forma metálica (sofre redução) e o metal passa para a forma salina (sofre

oxidação) Exemplo: Ao colocar um pedaço de cobre em contato com nitrato de prata, o cobre por ser mais eletropositivo

que a prata tende a passar para a forma salina enquanto a prata retorna ao estado metálico. Equação química: AgNO3 + Cuo -> CuNO3 + Ago Experimento 1 � (procedimento): Preparar 100 ml de solução de nitrato de prata a 1%, pesando 1 g de AgNO3 e diluindo este em 100 ml de água destilada. Em seguida pesar um pequeno pedaço de cobre limpo e seco, anotando o peso com precisão

de 4 casas decimais. Deixar este pedaço de cobre mergulhado na solução de nitrato de prata durante um tempo longo o suficiente para se conseguir uma quantidade de prata metálica razoável para se processar a filtração e

pesagem. Após, lavar bem o pedaço de cobre cuidando que toda prata a ele aderida fique no béquer da

solução e que o mesmo seja devidamente secado em estufa por pelo menos meia hora, para então se proceder

a pesagem e por diferença de peso estabelecer a perda de cobre que ocorreu devido ao processo de corrosão

provocado pelo deslocamento da prata. Quanto à solução, recolher o precipitado de prata em um filtro devidamente seco e pesado, para depois se proceder a secagem em estufa para secar a 100~110o C por pelo menos 4 horas. Pesar em seguida, estabelecendo por diferença a quantidade de prata obtida no processo de deslocamento provocado pelo cobre. Conclusões do experimento 1:

Estabelecer a concordância das quantidades obtidas de cobre e prata com as massas atômicas dos

respectivos elementos.

Justificar o balanceamento da equação em função dos dados obtidos nas respectivas pesagens de cobre e

de prata. Concluir a verdadeira fórmula molecular para o nitrato de cobre

Experimento 2 � (procedimento): Mergulhar um prego em uma solução de sulfato de cobre a 5%. Deixar em repouso durante um dia, avaliando o resultado após transcorrido este tempo. Conclusão do experimento 2:

Explicar o fenômeno, em termos de como o mesmo aconteceu em termos literais comentando todos os

detalhes e mostrando a transformação também em termos de equação química.


65

Aula prática 003

Reações químicas: A equação química exprime, em símbolos, o que acontece numa reação química. No lado esquerdo, dispõem-se as substâncias que devem ser colocadas juntas para que a reação ocorra, os reagentes. No lado direito, colocam-se as substâncias que se formaram na reação, os produtos. A equação deve ser equilibrada, isto é,

deve haver o mesmo número de átomos de cada espécie, em cada lado da equação. Nas reações químicas, os

átomos são conservados. A massa ou o peso também é conservado. O peso total de todos os produtos resultantes da reação é igual ao peso total de todos os reagentes.

Equações químicas: Para formar uma equação química, escreve-se a formula correta para cada um dos reagentes à esquerda e, para cada um dos produtos, à direita, como por exemplo, a reação abaixo: Al + Fe

2O

3 -> Fe + Al

2O

3 Ajustando-se os coeficientes... 2Al + Fe

2O

3 -> 2Fe + Al

2O

3 Equações iônicas: Considere como exemplo a equação química abaixo: NaCl + AgNO

3 -> NaNO

3 + AgCl

Os produtos dessa reação são cloreto de prata, que é insolúvel em água e, desta forma, precipita, e nitrato de sódio, que permanece em solução inteiramente dissociado em seus íons. Os produtos devem ser escritos assim: Cloreto de prata: AgCl

Nitrato de sódio: Na+ + NO

3

A equação correta para essa reação é: Ag+ + NO

3

+ Na+ + Cl -> AgCl + Na+ + NO3

Entretanto, não está numa forma inteiramente apropriada, porque não há razão de se incluir fórmulas de

substâncias que não se alteram. Desde que estas fórmulas aparecem nos dois lados da equação, incluí-las não

é somente um dispêndio de esforço e espaço, mas faz com que a equação pareça mais complicada do que é na

realidade, o que dificulta a percepção do essencial. Para chegar melhor à equação para uma reação iônica,

retiramos os íons que aparecem nos dois lados da equação, na sua forma inicial. No caso, os íons Na+ e NO3

seriam apagados da equação, resultando na equação abaixo, mais objetiva: Ag+ + Cl -> AgCl Anotações de aula:

66

Estequiometria: Muitos aspectos da química são quantitativos, isto é, as quantidades e o tamanho das coisas podem ser

relacionados por meio de números exatos. A estequiometria é a relação entre todos os pesos de todos os

reagentes e produtos de uma reação química. Muitos dos conhecimentos fundamentais da química se devem a

cuidadosas análises quantitativas das substâncias, e tais análises só foram possíveis por causa das relações

estequiométricas exatas nas reações. A estequiometria é muito importante, do ponto de vista comercial e

industrial, porque torna os químicos capazes de calcular as quantidades reais dos reagentes necessários

para produzir a quantidade desejada de um produto. Como exemplo, na equação abaixo: 2Al(s) + Fe

2O

3(s) -> 2Fe + Al

2O

3

A equação mostra-nos que 2 moles de alumínio reagem com 1 mol de óxido férrico para formar 2 moles de

ferro metálico e um mol de óxido de alumínio. O método dos moles é o mais conveniente para os cálculos

estequiométricos. Basicamente consiste em se transformar todos os valores de massa dados em moles. isto se

faz utilizando-se a relação: Número de mols = peso real em gramas / peso molecular da substância em gramas (obs: pode-se também se usar as massas em quilogramas).

Quando se tratar de substância gasosa, onde medir o volume é mais fácil, devemos converter este para as

condições normais de temperatura e pressão (CNTP). Um mol de qualquer gás a 0 graus centígrados (273 K)

e à pressão atmosférica ocupa um volume de 22,4 litros. O volume do gás varia em proporção direta com a

variação da temperatura absoluta. P'V' = PV

Prática: Nesta experiência, preparar-se-ão soluções de nitrato de chumbo e iodeto de potássio, de concentrações

conhecidas (0,5 molar). Observe o que acontece quando vários volumes dessas soluções são misturados. A partir dos volumes das respectivas soluções usadas e de sua molaridade, e do peso de precipitados

formados, é possível determinar o número de moles das substâncias que participaram das reações.

1a. parte - preparo das soluções:

- Inicialmente, cada membro da equipe deverá calcular o peso de sal que irá usar de Pb(NO3)2 e KI, respectivamente, para preparar 50 ml de sua solução 0,50 M. - Em seguida, pesar a quantidade calculada de cada um dos sais, em bequer limpo e seco. - Diluir esses sais com 20 ml de água e transferir para um balão volumétrico de 50 ml e completar o volume

até a marca de calibração. (fazer a água passar pelo bequer em pequenas cotas para transferir todo sal de forma quantitativa). - Identificar os balões para evitar confusão ou troca.

2ª parte - Estudo quantitativo das quantidades de precipitados formados, quando diferentes volumes de cada

solução são misturados:

- Tomar para a prática 5 tubos de ensaio. Em cada um deles transferir com o auxílio de uma pipeta, volume

de 4 ml da solução de iodeto de potássio e em seguida adicionar pela ordem, a solução de nitrato de

chumbo, nos seguintes volumes: 0,5 ml ao tubo de ensaio 1 1,0 ml ao tubo de ensaio 2 2,0 ml ao tubo de ensaio 3 3,0 ml ao tubo de ensaio 4 4,0 ml ao tubo de ensaio 5

Agite levemente cada um dos tubos e deixe-os descansar durante 15 minutos para decantar o precipitado formado. Meça as diferentes alturas de sólido amarelo de iodeto de chumbo obtida em cada tubo.

67

Cálculos: 1 - Calcule o peso de iodeto de chumbo em cada tubo de ensaio, filtrando cada tubo utilizando papel de filtro previamente pesado, diminuindo o peso do papel filtro do peso do filtro com o precipitado após a secagem; 2 - Faça um gráfico de altura de iodeto de chumbo (ordenada) contra número de mililitros de nitrato de

chumbo 0,5 M usado (abscissa); (usar papel milimetrado formato A4).

Explicar a forma da curva média obtida juntando os pontos do gráfico acima. 3 - Calcular o número de moles de nitrato de chumbo e iodeto de potássio usados em cada um dos tubos de

ensaio. Faça uma tabela com os resultados; 4 - Consultando o gráfico, escolha os valores do ponto em que o nitrato de chumbo era exatamente suficiente para reagir com todo o iodeto de potássio; 5 - Consultando a questão 4, determine a reação de moles de nitrato de chumbo para moles de iodeto de

potássio correspondente ao ponto estequiométrico encontrado na questão 5. Use esta razão para determinar a

fórmula do iodeto de chumbo. (escolha uma dentre as possibilidades: PbI, PbI2, PbI3, Pb2I, Pb2I2, Pb2I3, Pb3I, Pb3I2 e Pb3I3 . A escolha deve ser feita em função dos dados obtidos no laboratório, conferindo as quantidades

de reagentes que reagiram entre si e o produto obtido, justificando o motivo da escolha) Anotações de aula:

68

Aula prática 004

Propriedades físicas e pureza das substâncias

Introdução teórica:

O ponto de fusão de um sólido cristalino é a temperatura na qual o sólido começa a se tornar líquido sob a

pressão de 1 atm. Para substâncias puras, a mudança do estado sólido para líquido é bem definida, variando

dentro de um intervalo de mais ou menos 0,5o C, sendo a temperatura muito valiosa para fins de identificação.

Além disso, o ponto de fusão é consideravelmente influenciado pela presença de outras substâncias e

constitui, logo, um critério importante de impureza. Se o líquido for resfriado, ocorrerá solidificação à

mesma temperatura* e, para uma substância pura, o ponto de fusão e o ponto de congelação são idênticos. O ponto de congelação é geralmente definido como a temperatura na qual tanto o líquido quanto o sólido

podem existir em contato um com o outro sob a pressão total de 1 atm. (* Um líquido pode, às vezes, ser super-resfriado, isto é, a temperatura pode ser reduzida abaixo do ponto de

congelação sem a separação de sólido, porém, assim que o sólido aparece, a temperatura imediatamente se

eleva ao ponto de congelação verdadeiro.)

Os processos de mudança, do estado sólido para o estado líquido e do estado líquido para o estado gasoso

estão associadas a alterações nas ligações intermoleculares. Durante o aquecimento de uma substância sólida,

a energia absorvida aumenta as vibrações entre as partículas e ao se atingir a temperatura de fusão ocorre uma

maior mobilidade das mesmas. Continuando o aquecimento dessa fase líquida, as vibrações e a mobilidade

tornam-se mais acentuadas e na temperatura de ebulição a substância passa ao estado gasoso. Geralmente a temperatura de fusão está relacionada com a pureza da substância sólida. Uma variação de 0,5o C da temperatura de fusão com relação ao valor apresentado na literatura indica que a substância é pura.

Entretanto, é importante salientar que somente a temperatura de fusão não é um dado suficiente para

caracterizar uma substância e outras análises devem ser realizadas. Por exemplo, o composto p-terc-butilfenol (C10H14O) e o fenantreno (C14H10) possuem temperatura de fusão igual a 101

o C, que impossibilita a identificação da substância apenas pelo valor da temperatura de fusão. Por outro lado, caso existam dois ou

mais compostos com a mesma composição (isômeros), normalmente as temperaturas de fusão de cada

isômero são diferentes, podendo-se através da temperatura de fusão identificar o composto. Por exemplo:

fenantreno e antraceno, ambos tem a mesma fórmula molecular, mas apresentam temperatura de fusão,

respectivamente, de 101o e 216o C. Para os líquidos, a temperatura de ebulição, também é um critério para a

avaliação da pureza. Entretanto, deve-se salientar que algumas misturas de líquidos podem apresentar

temperaturas de ebulição idênticas à temperatura de ebulição de um dos líquidos puros. Por exemplo, etanol a

95% em volume e etanol a 100% (álcool puro) apresentam a mesma temperatura de ebulição, igual a 78o C.

Outras propriedades físicas usadas na identificação de substâncias:

Densidade Índice de refração Solubilidade


69

Parte prática:

Montagem do equipamento: A ser apresentada pelo professor

2. Determinação do ponto de ebulição da amostra I

Coloque um pouco da amostra I no tubo de ensaio até aproximadamente a altura de 1 cm e posicione

o termômetro com o capilar invertido no líquido. Adicione água ao tubo Thiele e proceda a

montagem do equipamento seguindo as instruções do professor; Após montada a estação, inicie o aquecimento, utilizando a chama azul do bico de bunsen e, quando

iniciar a formação de uma seqüência de bolhas a partir do tubo capilar, interrompa o aquecimento. Continue observando a liberação de bolhas. Esta temperatura corresponde à temperatura de ebulição

da substância amostra. Ative o fogo novamente e continue observando a temperatura durante mais

uns 5 minutos, anotando a temperatura de ebulição a cada minuto. 3. Determinação do ponto de ebulição da amostra II

Para iniciar a determinação da amostra II, deve-se primeiro desligar o fogo e em seguida retirar o tubo de ensaio contendo a amostra I e inserir no tubo Thiele, o tubo de ensaio contendo a amostra II. Uma vez bem posicionado este, pode-se ligar novamente a chama e proceder da mesma forma como foi feito na primeira determinação, observando então a temperatura do ponto de ebulição. Como

antes, continuar o aquecimento depois por mais 5 min, anotando a temperatura a cada minuto. Relatório de atividade durante a prática: Anotar a temperatura de ebulição em cada amostra;

Anotar as temperaturas subsequentes feitas a cada minuto;

Não se esquecer de desenhar ou esquematizar a montagem da estação, a qual poderá ser feita no verso da

folha da prática.

Laudo conclusivo:

Data:

Título da prática (destacar, mesmo quando for manuscrito. Pode se escrever no centro da linha ou mesmo

tudo em letras maiúsculas)

Equipe de técnicos responsáveis pela determinação Objetivos da prática: �fazer uma descrição objetiva� Amostra I Descrever o aspecto físico e outras propriedades da amostra I; Apresentar a temperatura de ebulição obtida no laboratório; Apresentar a temperatura de ebulição buscada em literatura, citando a fonte de busca. Amostra II Descrever o aspecto físico e outras propriedades da amostra II; Apresentar a temperatura de ebulição obtida no laboratório; Comentários: (Tecer comentários sobre detalhes observados. Tentar justificar os fatos com base na teoria apresentada acima) Conclusões:

Concluir os resultados observados pela prática. (dizer se a amostra I é pura ou não. Fazer o mesmo com a

amostra dois. Procurar identificar uma ou mais substâncias prováveis que pode ser, através de consulta na

literatura especializada ).

Não se esquecer de colocar a assinatura.

70

Aula prática 005 Calibração de vidraria

Toda vidraria que é usada em laboratório para medir volume e que tem por objetivo a determinação

quantitativa em qualquer processo analítico químico deve ser calibrada ou ter o seu volume conferido se o

mesmo está de acordo com a especificação do fabricante. Desta maneira, as pipetas volumétricas, as buretas e

os balões volumétricos devem passar por esta conferência, onde são determinados dois parâmetros de

calibração, a saber: o primeiro para verificar se o volume expresso no vidro é realmente o volume real, e o

outro para verificar se o recipiente não tem o seu volume modificado pela variação de temperatura, para se

saber até que temperatura o mesmo pode ser usado sem haver erro no volume ou até mesmo, se houver

variação, se poder corrigir o volume através de uma relação linear simples. Os dois parâmetros obtidos, na

verdade, consiste dos dois coeficientes de uma reta (a reta de calibração), onde o primeiro termo citado acima

corresponde ao termo independente e o outro corresponde ao termo dependente da temperatura. Obtendo-se esses dois coeficientes para cada vidraria, pode-se a qualquer temperatura corrigir-se o volume tomado, realizando um pequeno cálculo corretivo. Assim, seja f1 e f2 os coeficientes obtidos, onde f1 é o volume real encontrado a 20

o C e f2 o coeficiente angular dependente da temperatura, o verdadeiro volume de uma vidraria é obtido pelo cálculo aplicando-se a equação: Vr = f2 . T + f1 Onde:

Vr = volume real a uma dada temperatura, em ml T = temperatura usada, em graus centígrados Parte prática:

Aquecer num bequer um pouco de água até aproximadamente 70o C. Medir com um termômetro a

temperatura e simultaneamente medir um volume com uma pipeta objeto da calibração, despejando seu

conteúdo em um outro béquer colocado sobre uma balança de precisão e devidamente zerada, com o objetivo

de medir a massa de água dispensada pela pipeta. Anotar essa massa com toda a precisão que a balança

permitir. Esperar a temperatura descer uns 10o C e repetir o processo. Se possível deixar a temperatura descer

até menos de 20o C. Montar uma tabela relacionando a temperatura com a massa da pipeta. Em seguida, após

pesquisar em literatura a densidade da água nas várias temperaturas, converter essas massas em volume,

mostrando as densidades e os volumes na mesma tabela em questão, e plotar esses pontos num papel

milimetrado, no formato A4, montando um gráfico com os pontos da tabela, relacionando nas ordenadas o volume e na abscissa, as temperaturas. Usar o método dos mínimos quadrados para traçar uma reta média

entre os pontos e traçar a reta obtida e estender essa reta até o ponto zero, correspondente à temperatura de 20o

C. Os coeficientes a e b da reta obtida correspondem aos fatores de correção f1 e f2 citados acima. Construir uma tabela de dados, com os seguintes parâmetros: Temperatura lida � massa de água obtida � densidade da água (pesquisada) � volume da pipeta

Essa tabela deve ser colocada de preferência na própria folha de papel milimetrada, num dos cantos. Pode

ser no canto inferior, à direita.

Na linha mais superior do papel colocar o título: Calibração de pipeta volumétrica e em seguida citar a marca e o volume nominal da mesma e a temperatura de trabalho usada pelo fabricante para a calibração.

Conclusões: Citar se a referida pipeta está devidamente calibrada pelo fabricante, ou caso contrário

apresentar os fatores para sua calibração.


71

Aula prática 006 Preparo de solução ácida

Para usar uma substância em laboratório é comum deixá-la na forma de uma solução aquosa. Os motivos para

se usar os reagentes na forma de solução são: As reações em meio líquido são sempre de média velocidade, ideais para as reações de análise que se

processam em laboratórios. Assim, todas as reações irão sempre ocorrer em meio líquido, o qual

normalmente é água destilada. Facilita o fracionamento, o qual é obtido volumetricamente usando-se pipetas ou buretas, diminuindo

com isso a necessidade de balança de precisão; Se a concentração da solução é expressa em mol/l, então os volumes de reagentes a serem misturados

numa determinada reação será proporcional a equação química da mesma. Preparo de solução de ácido clorídrico 1 N. Uma solução 1 N de ácido clorídrico é aquela que tem 1 mol de

HCl por litro de solução. O ácido clorídrico concentrado disponível para se obter esta solução apresenta uma

concentração máxima de 37% em peso, apresentando uma densidade de 1,19 Kg/l (1,19g/ml). Para se obter a quantidade necessária, deve-se proceder a um cálculo do volume de ácido clorídrico concentrado que ao

sofrer uma diluição a 1 litro apresentará a concentração desejada. Uma vez determinado este volume, com o

auxilio de uma proveta mede-se este volume e transfere-se o mesmo para um balão volumétrico de 1 litro. A

solução assim obtida terá uma concentração aproximada, uma vez que o volume calculado foi tomado de

forma aproximada. Para Determinar-se a normalidade correta, é comum comparar-se a solução assim obtida

com outra de concentração bem determinada. Este processo de comparação chama-se de fatoração. Para se

obter uma solução padrão de concentração bem determinada deve-se usar uma substância que tenha

comprovadamente uma pureza elevadíssima, algo bem próximo de 99,99%; deve ter também uma fórmula

química conhecida; não ser volátil nem higroscópico; e deve reagir quimicamente com a substância da

solução em preparo através de uma reação química conhecida. Estas substâncias que possuem estas características são conhecidas como padrões primários. O padrão primário para o ácido clorídrico deve ser

uma substância que tenha um caráter alcalino. O padrão mais conhecido para fatoração do ácido clorídrico é o

carbonato de sódio anidro purificado especialmente para esse fim, quando então leva o selo de PP (padrão

primário). Quando não se dispõe deste padrão primário, pode-se submeter um pouco de carbonato de sódio

anidro, padrão analítico, a uma secagem em estufa durante umas 4 horas, e, após o resfriamento em dessecador o mesmo pode ser usado. A reação do carbonato e do ácido clorídrico ocorre segundo a equação química: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2


Preparar 100 ml de solução 0,25N de ácido clorídrico e fatorar o mesmo contra carbonato de sódio anidro

para se obter o fator de correção da normalidade real de tal forma que NR = NN . f Onde: NR = normalidade real, em mol/l NR = normalidade nominal, em mol/l f = fator de correção, adimensional O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, os cálculos pertinentes ao experimento, a


fatoração, realizar várias titulações e obter o fator de correção e também o desvio padrão das várias

titulações, que por si só constituirão a margem de erro do processo de fatoração adotado.


72

Aula prática 007 Alcalinidade em cimentos

Determinar a alcalinidade em cimentos é um dos parâmetros de qualidade do mesmo. O cimento é constituído

basicamente por óxidos de silício, alumínio, ferro e cálcio. O óxido de silício é nitidamente ácido, enquanto

que os de ferro e alumínio são anfóteros, ou seja, na presença de uma base forte, se comportam como ácidos,

restando portanto o óxido de cálcio como determinante da alcalinidade no cimento. Como o cálcio é alcalino

este pode ser determinado por titulação usando como reagente uma solução ácida (ácido nítrico 0,25 N) e o

teor de cálcio, o qual está presente no cimento na forma de óxido de cálcio, será então proporcional ao

consumo desta solução, a qual ocorre segundo a equação química: CaO + H2O Ca(OH)2 Ca(OH)2 + HNO3 Ca(NO3)2 + H2O

A alcalinidade representa não só o teor de cálcio, mas o total de todos os elementos alcalinos e alcalino-

terrosos presentes na amostra, os quais são tidos para efeito de resultados como sendo apenas um deles,

sendo o escolhido no caso do cimento, o cálcio, por estar presente sempre em maior proporção.

Procedimento experimental:

Pesar uma pequena quantidade de cimento num pedaço de papel alumínio ( algo próximo de 1 g) e com o

auxílio de um pisseti, transferir todo esse cimento para um erlenmeyer, adicionando uma quantidade de água

próxima de 100 ml. Agitar vigorosamente e em seguida deixar repousar por uns 15 minutos. Adicionar algumas gotas de alaranjado de metila e titular com uma solução ácida calibrada. Determinar o teor de CaO

pelo consumo medido da solução ácida resultante da titulação acima, expressando o resultado em % de CaO presente na amostra. O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, descrição sucinta da amostra (cimento), a


cálculos pertinentes ao experimento, e o resultado obtido, o qual deverá ser expresso em %CaO. 2

a. parte:

Comentar a validade do método fazendo titulações comparativas usando óxido de alumínio e óxido de ferro,

separadamente, em cada titulação. Comparar a titulação da amostra acima usando como indicador o

alaranjado de metila, com a titulação de uma outra alíquota da mesma amostra usando fenolftaleína.

Comentar os resultados obtidos.


73

Aula prática 008

Preparo de solução básica

Utilidade: Para usar em análises de acidez em vários produtos ácidos, tais como vinagres, vinhos, óleos

vegetais, frutas, etc. Em alguns alimentos a acidez é natural, mas em outros pode ser um indício de

deterioração. O principal reagente titulante para este tipo de análise é o hidróxido de sódio, o qual pode ser

empregado a diversas concentrações. Preparo de solução de hidróxido de sódio 0,1 N. Calcular a quantidade necessária para preparar 250 ml. (Uma

solução 0,1 N de hidróxido de sódio é aquela que tem 0,1 mol de NaOH por litro de solução). Para

Determinar-se a normalidade correta, é comum determinar sua verdadeira concentração através de uma

titulação de calibração, contra um reagente tipo padrão primário. Um reagente com essas características é o

ácido oxálico anidro e seco. Este processo de comparação chama-se de fatoração. Para se obter uma solução

padrão de concentração bem determinada deve-se usar uma substância que tenha comprovadamente uma

pureza elevadíssima, algo bem próximo de 99,99%. Deve ter também uma fórmula química conhecida; não

ser volátil nem higroscópico; e deve reagir quimicamente com a substância da solução em preparo através

de uma reação química conhecida. As substâncias que possuem estas características são conhecidas como

padrões primários. O padrão primário para o hidróxido de sódio deve ser uma substância que tenha um

caráter ácido. Um padrão muito empregado para este fim é o ácido oxálico purificado (padrão primário).

Quando não se dispõe deste padrão primário, pode-se submeter um pouco de ácido oxálico, padrão analítico, a

uma secagem em estufa durante umas 4 horas, e resfriado em dessecador. A reação do ácido oxálico e do hidróxido de sódio ocorre segundo a equação química: (COOH)2 + 2NaOH (COONa)2 + H2O


Preparar 250 ml de solução 0,1N de hidróxido de sódio e fatorar o mesmo contra ácido oxálico anidro para se

obter o fator de correção da normalidade real de tal forma que NR = NN .f Onde: NR = normalidade real, em mol/l NR = normalidade nominal, em mol/l f = fator de correção, adimensional O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, os cálculos pertinentes ao experimento, a


fatoração, realizar pelo menos três titulações, que resultará em três fatores de correção. Com eles, processar o

fator médio e o desvio padrão, que por si só constituirão a margem de erro do processo de fatoração adotado. OBS: Após concluir o processo de calibração, guardar o restante do reagente em frasco de 250 ml devidamente rotulado e identificado, contendo o nome dos integrantes da equipe e a data, para uso futuro em outras aplicações práticas. Parâmetros que devem ser conhecidos para a prática: Equivalente-grama do ácido oxálico:_______g; Quant. de NaOH que deve ser pesada:______g; Quant.

aproximada de ácido oxálico que deve ser pesada para consumir uma quantidade máxima de solução de

hidróxido de sódio 0,1N em torno de 15 a 20 ml. Anotações de aula:

74

Aula prática 009 Titulometria por neutralização Titulometria é uma técnica de determinação química, feita através da dosagem de um reagente na forma de

uma solução com concentração conhecida sobre uma amostra qualquer, onde se espera, aconteça uma reação

química, e, pelo consumo desta solução, pode-se então determinar a quantidade do outro reagente, presente na

amostra. Na aula anterior se fez uso da titulometria com o uso de uma solução ácida. Pode-se também usar

quando necessário, uma solução básica. Quando usamos como reagente, uma solução ácida, o processo recebe

o nome genérico de alcalimetria, ou seja, se determina numa amostra qualquer, o teor de substâncias

alcalinas, e quando usamos uma solução básica, tem-se a acidimetria, ou seja, a determinação das substâncias ácidas presentes na amostra. Aplicação prática: Determinação da acidez em leites.

O leite é um produto que contém açúcar (lactose) que por ação de bactérias fermentativas, a convertem em

ácido láctico provocando um aumento progressivo da sua acidez. Esta acidez ao atingir um determinado ponto rompe o equilíbrio físico-químico da emulsão entre a gordura do leite e as proteínas presentes no mesmo,

forçando uma precipitação das proteínas na forma de grumos, fenômeno este chamado de coagulação. Para determinar-se a qualidade do leite é necessário conhecer a acidez (concentração do ácido láctico no leite) e para isto se faz uso de uma reação de neutralização ácido-base, onde o consumo do reagente básico é

proporcional à quantidade de ácido láctico presente na amostra, de acordo com a reação. NaOH + HO-C2H4-COOH HO-C2H4-COONa + H2O Na prática do dia-a-dia das indústrias do leite, se convencionou expressar a acidez do leite em graus Dornic o qual corresponde a uma concentração de 100 mg de ácido láctico por litro de leite. (Cada 100 mg de ácido

láctico existente num litro de leite corresponde a 1 grau Dornic (1ºD)). Assim, num leite fresco, sabe-se que o mesmo deve apresentar uma acidez, considerada normal, entre 16oD a 20oD. Sabe-se também que um leite que apresenta uma acidez acima de 23oD não pode ser pasteurizado, pois o mesmo irá "talhar" durante o

processo provocando o entupimento do pasteurizador, provocando a paralização das atividades da indústria e

consequentemente a perda de todo um dia de produção e possibilidade de haver a perda de todo o estoque de

leite daquele dia. Leites com acidez entre 23oD e 33oD podem ser aproveitados na fabricação de queijo

mussarela ou doce de leite. Para o uso de um leite com acidez entre 23ºD e 33oD para fabricação de queijo mussarela, este deve ser convenientemente diluído com água para rebaixar a acidez do valor obtido para um

valor inferior a 23oD e em seguida ser pasteurizado, e então, ser encaminhado ao processo de fabricação. Procedimento:

Com uma pipeta volumétrica, medir uma alíquota de leite (amostra) e transferir um erlenmeyer, adicionando

uma quantidade de água entre 70 a 100 ml. Agitar e em seguida colocar algumas gotas de indicador

(fenolftaleína). Titular com uma solução básica calibrada. Determinar o teor de ácido láctico pelo consumo

medido da solução básica resultante da titulação acima, expressando o resultado em miligramas de ácido

láctico por litro de leite, presente na amostra. O laudo conclusivo deve apresentar o objetivo do experimento, descrição sucinta da amostra (leite), a


cálculos pertinentes ao experimento, e o resultado obtido, o qual deverá ser expresso em mg de ácido láctico

por litro de leite. Expressar também a acidez da amostra em graus Dornic. Tecer comentários sobre o estado

do leite.


75

Aula prática 010 Cinética de uma reação química:

Até que ponto as mudanças na concentração dos reagentes afetam a velocidade de uma reação química? As mudanças de temperatura afetam a velocidade de uma reação? Nesta experiência se fará a investigação da influência destes fatores. Para determinar a influência de cada um

dos fatores (concentração e temperatura) deve-se manter um constante e variar o outro e na experiência

seguinte fazer o contrário. A reação escolhida para esta investigação será: NaIO3 + 3NaHSO3 NaI + 3NaHSO4

Segundo a equação acima se faz reagir uma solução de iodato de potássio com outra de sulfito de sódio,

resultando como produtos finais, uma mistura de iodeto de potássio e sulfato de sódio. Esta é uma típica

reação de óxido-redução, onde o sulfito de sódio por ser redutor, é oxidado pelo iodato e este,

consequentemente, é reduzido pelo sulfito. Do jeito como foi colocada acima fica impossível para saber

quando a reação termina e quanto tempo demora em acontecer. No entanto, sabe-se que se for colocado iodato de potássio em excesso, além da relação estequiométrica, assim que o sulfito todo reagir, o iodeto formado irá

reagir com aquele iodato que sobrar, resultando como produto final da reação, iodo, conforme a equação

abaixo:

5NaI + NaIO3 + 6NaHSO4 6Na2SO4 + 3H2O + 3I2

que por si só tem coloração amarela pálida quando presente em baixas concentrações. Sabe-se também que o

iodo apresenta um complexo fortemente colorido de azul escuro quando em contato com uma solução de

amido. Assim, se misturarmos um pouco de amido à solução de sulfito de sódio, quando o sulfito todo reagir,

formar-se-á um complexo de coloração azul, nos indicando o término da reação. Medindo-se o tempo contando-se o tempo desde o instante que se fez a mistura até obter-se o colorido, pode-se estimar a velocidade desta reação. Fazendo a mesma experiência com concentrações variáveis de um dos reagentes

pode-se então, cientificamente, avaliar a variação de tempo em função da concentração. Procedimento experimental:

Preparo das soluções: Solução A: Solução 0.02M de iodato de sódio ou de potássio. Como a reação ocorre entre os ânions presentes,

o cátion não irá influenciar a reação; Solução B: Solução 0,02 M de sulfito de sódio ou sulfito de potássio; Solução C: Solução de amido solúvel, previamente hidrolisado. (0,5 g diluída em 50 ml de água destilada).

Esta solução serve como indicadora para o iodo. a) Efeito da mudança da concentração:

Para determinar o efeito no tempo da reação, quando um dos reagentes é alterado. Deve-se preparar amostras diluídas da solução B para variar a concentração do íon HSO

-3 (íon bissulfito).

Em cada caso será mantida constante a concentração do íon IO3 (íon iodato), e todas as soluções deverão

estar à temperatura ambiente. Preparar 5 tubos de ensaio contendo as seguintes proporções: 1.o tubo 10 ml de sol. B + 0 ml água 2.o tubo 8 ml de sol. B + 2 ml água 3.o tubo 6 ml de sol. B + 4 ml água 4.o tubo 4 ml de sol. B + 6 ml água 5.o tubo 2 ml de sol. B + 8 ml água Em cada um destes tubos adicionar 2 gotas da solução C (indicadora)

76

Usando um erlenmeyer pequeno, seqüencialmente colocar no mesmo 10 ml de solução A e despejar o

conteúdo do 1.o tubo de ensaio. Disparar o cronômetro no ato da mistura. Agitar vigorosamente a mistura e prestar atenção ao aparecimento da coloração azul, quando então, o cronometro deve ser �cravado� para

leitura do tempo. Uma vez lido o tempo, passar um pouco de água destilada no erlenmeyer, deixar o mesmo

escorrer e repetir o processo com o tubo n.o 2, e fazer assim com todos os tubos, obtendo-se desta maneira 5 leituras de tempo, as quais deverão ser plotadas em gráfico em função da concentração do íon iodato. Traçar a

curva da velocidade neste gráfico e designar esta curva como curva da velocidade de reação para a

temperatura ambiente. b) O efeito da temperatura:

Em seguida, repetir o preparo de mais uma bateria de tubos de ensaio. Desta vez, incluir mais 5 tubos onde em cada um deles se colocará 10 ml de solução A. Deixar os 10 tubos em banho-maria por uns 10 min com água a uns 20 graus acima da temperatura ambiente. Não esquecer de anotar a temperatura do

banho antes de iniciar o processo de mistura e leitura dos tempos. No mesmo erlenmeyer de antes, proceder a mistura de um tubo da solução A e um tubo da solução B, de forma seqüencial, da mesma

maneira como foi descrita anteriormente. Os tempos obtidos agora deverão ser plotados no mesmo

gráfico, gerando uma nova curva que receberá o nome de curva da velocidade da reação à temperatura

x. (x deverá ser a temperatura lida). Laudo conclusivo do experimento:

O laudo conclusivo consistirá de:

Apresentação das tabelas de concentração do íon bissulfito e tempos. A concentração do íon bissulfito

deverá ser calculada em função da concentração inicial da solução e da diluição que foi feita para a

experimentação; Gráfico das curvas, elaborado em papel milimetrado, formato A-4, procurando ocupar toda a folha. Não

esquecer de citar as unidades usadas em ambas escalas; Determinar graficamente a ordem da reação. (NaIO3 + 3NaHSO3 NaI + 3NaHSO4) Questionário contendo respostas às seguintes questões teóricas:

- Quantidade de moles de bissulfito de sódio para cada mililitro da solução. Obter o valor da

concentração por leitura direta no rótulo do frasco se a solução encontrar-se já pronta. - Quantidade de moles de bissulfito de sódio em cada um dos tubos de ensaio. - Relatar o que a equipe concluiu com a análise das curvas obtidas.


77

Aula prática 011 Prática sobre equilíbrio químico

Alguns princípios permitem ao químico fazer predições qualitativas sobre o estado de equilíbrio. Mas como a

maioria deles se baseia em observações macroscópicas das reações, elas deixam muito a desejar sobre o real

entendimento a predizer e o controle das reações. Estes princípios fornecem muito menos informações de que

um químico necessita. Enquanto é útil saber, por exemplo, que o aumento de pressão favorece a produção do

amoníaco no seu preparo industrial, o químico quer saber precisamente qual deveria ser a pressão para que,

com todos os demais fatores levados em consideração, possa obter o maior rendimento possível de

amoníaco. Em outras palavras, o químico quer saber precisamente como controlar a reação. Para fazer isto,

ele precisa ter informações quantitativas sobre as condições e os fatores de equilíbrio. Nesta experiência são apresentados alguns aspectos quantitativos das condições de equilíbrio. Para efeito de

experimentação será usada a reação abaixo: 2

)()(3

)( aqaqaq FeSCNSCNFe

Devido ao fato desta reação resultar num produto colorido, a determinação das concentrações será feita de

forma colorimétrica. Para entender melhor esta técnica, basta comparar um copo cheio de um liquido

colorido, (chá, por exemplo) e verificar que a intensidade da cor vista através dos lados do copo é diferente da

intensidade da cor vista por cima. Isto porque a intensidade da cor depende basicamente de dois fatores, a saber: a concentração da substância colorida e da profundidade ou espessura da solução. Assim, 1 cm de

profundidade de uma solução 1M colorida parecerá ter cor idêntica à de uma solução 0,5M de 2 cm de

profundidade. A concentração destas duas soluções pode ser comparada, alterando-se a profundidade relativas, até que as intensidades de cor se pareçam. A razão das concentrações é o inverso da razão das

profundidades. Note que este procedimento dá somente valores relativos para concentrações. Para se

conseguir os valores absolutos deve-se usar a comparação com uma solução padrão, cuja concentração seja

conhecida. Procedimento: Preparo das soluções:

Preparar as soluções pertinentes à reação descrita acima. Como fonte de Fe+3, pode-se usar sulfato férrico.

Preparar uma solução 0,2 M, ou usar uma solução pronta, se a mesma já existir. Preparar também a solução de

tiocianato de potássio como fonte de íons SCN-, na concentração 0,002M. Observar que pela reação acima,

um mol de íons Fe+3, reage quimicamente como um mol de íons SCN

- (tiocianato). Observar também que isto

exigiria volumes iguais das soluções com concentrações iguais, ou seja, cada 1 ml de solução de íons Fe+3, 0,2

M exige 1ml de solução 0,2 M de íons SCN-. Se qualquer um deles tiver o produto concentração-volume

menor, este reagente será o reagente limitante da reação. Alinhe 5 tubos de ensaios limpos, todos de mesmo diâmetro, e marque-os com números 1, 2 ,3, 4 e 5.

Adicione a cada um deles 5 ml da solução de tiocianato 0,002 M. No primeiro tubo, adicione mais 5 ml de solução de íons férrico. Este primeiro tubo será o padrão de cor. Como o reagente limitante é o tiocianato,

pode-se admitir em primeira mão que todo tiocianato tenha reagido, gerando uma quantidade equivalente de

íons ferritiocianeto, ou seja, admitir que a concentração de íons ferritiocianeto produzidos pela reação seja

igual à concentração de tiocianato inicial, o qual restará ao final somente traços sem reagir. Em seguida, numa proveta de 25 ou 50 ml, colocar 10 ml da solução original de sulfato férrico 0,2 M e diluir

a mesma até 20 ml, com água destilada. Transferir este volume para um bequer pequeno e seco para agitar um

pouco e homogeneizar a solução. Desta, pipetar 5 ml e colocar no tubo 2, pipetar mais 10 ml e retornar para a proveta, descartando o restante. Aos 10 ml da proveta, diluir completando o volume até 20 ml com água

destilada e passar novamente para o bequer (lavado e secado rapidamente) para homogeneizar. Desta, transferir 5 ml para o tubo 3. Repetir este procedimento até chegar no tubo 5. Enquanto um participante da

equipe faz este trabalho, outro deve se encarregar de calcular as concentrações iniciais dos dois reagentes,

lembrando que a concentração inicial de cada um deles sofre diluição sobre o volume do outro ao serem misturados.

78

Leitura dos resultados:

O problema é comparar as soluções em cada um dos tubos de ensaio com o padrão (tubo n. 1) e determinar a

concentração do íon ferritiocianeto. Para isto enrole uma tira de papel alumínio em cada um dos tubos de ensaio para eliminar a luz lateral. Olhe verticalmente para baixo através das soluções. Se as intensidades de

cor parecerem as mesmas, meça a profundidade e cada solução, ao milímetro mais próximo, e anote-as. Se não parecerem iguais, tire alguma quantidade do tubo padrão até que a intensidade de cor seja a mesma.

Ponha a porção retirada num bequer limpo e seco, pois se pode precisar da mesma na outra medida. Uma forma melhor de fazer esta leitura é retirar mais do que se precisa e aos poucos ir adicionando a solução

padrão até se igualar as intensidades de cor, quando então se faz a medida das alturas. Repetir este

procedimento com todos os quatro tubos. Cálculos:

Suponha que a solução de sulfato férrico e o tiocianato de potássio estejam totalmente dissolvidos em íons em

solução e que, no tubo de ensaio padrão (tubo n. 1) todos os íons tiocianato reagiram para formar íons

complexos de ferritiocianeto. Lembre-se também de que as duas soluções se diluem na mistura. O símbolo [ ]

será usado para denotar a concentração de equilíbrio, em moles/litro. Então a notação [Fe+3] representa a

concentração de íons férrico no equilíbrio. Para fazer os cálculos, monte a seguinte tabela: Concentração inicial de Fe

+3; Concentração inicial de SCN

-; Alturas dos tubos; Razão h/h0, sendo h0 a altura da solução no tubo n. 1 Usando as alturas e as concentrações iniciais, calcule os dados necessários abaixo: Concentração dos íons ferritiocianeto no equilíbrio [FeSCN

+2]. Lembrar que a razão das alturas é

inversamente proporcional à razão das concentrações; Concentração dos íons férrico no equilíbrio [Fe

+3]. Calcule a concentração dos íons férrico no equilíbrio,

subtraindo a concentração de equilíbrio dos íons FeSCN+2 da concentração inicial do íons férrico;

Concentração dos íons tiocianato no equilíbrio [SCN-]. Calcule a concentração dos íons tiocianato no

equilíbrio, subtraindo a concentração de equilíbrio dos íons FeSCN+2 da concentração inicial do íons

tiocianato; . Com os dados disponíveis, proceder os cálculos usando as seguintes expressões. (Desprezar os cálculos

pertinentes ao tubo n. 1):

][][

][

][

][][

][][][

13

2

1

23

123

SCNFe

FeSCNc

SCN

FeSCNFeb

SCNFeSCNFea

Completar a tabela acima colocando-se mais três colunas, uma para cada expressão, colocando em cada

coluna os resultados encontrados. Conclusões do experimento:

Com base nos resultados obtidos, indicar qual das combinações (a, b ou c) fornece resultados mais constantes, ou seja, aquele que tem o menor coeficiente de variação. Esta combinação é chamada expressão da constante

de equilíbrio. Dê uma explicação possível sobre o porquê dessa relação numérica ser constante.

79

Aula prática 012

Relação cor-concentração de uma solução

Objetivos:

Comprovar através da prática a linearidade da intensidade de cor de uma solução com a concentração do

reagente, quando este estiver dentro da faixa de pequenas concentrações e mesmo estabelecer a faixa de

linearidade entre a relação concentração de reagente / cor obtida para uso em análises químicas por

colorimetria. Reagentes:

Solução teste de fosfato de sódio

Solução de molibdato de amônio a 1%

Solução de ácido ascórbico a 1%

Procedimento:

Preparar uma solução de fosfato de sódio contendo 1g Na2HPO4.xH2O + 1 ml de ácido sulfúrico concentrado

em 250 ml solução. A seguir, preparar 250 ml de solução de molibdato de amônio a 1% e 100 ml de solução

de ácido ascórbico a 1%. Na solução de molibdato de amônio, adicionar 10 ml de ácido sulfúrico concentrado antes de fechar o volume. Com as três soluções preparadas e devidamente identificadas, preparar uma bateria de 6 tubos de ensaio. No

primeiro deles, colocar 5 ml da solução de Na2HPO4 preparada no inicio. No segundo, 4 ml. No terceiro, 3 ml e assim sucessivamente reduzindo sempre 1 ml em cada um deles. Completar o volume nos tubos 2 a 5, para 5 ml complementando o volume com água destilada. A seguir, adicionar a cada um deles 3 ml de solução de

molibdato de amônio e a seguir 1 ml de solução de ácido ascórbico. Aguardar um tempo de 15 minutos e

depois relacionar a cor medindo-se as alturas relativas da cor do tubo mais concentrado com os demais através da retirada de líquido e comparando a intensidade de cor. Plotar os resultados em papel milimetrado e

observar a curva obtida, relacionando concentração molar do fosfato dibásico de sódio x altura relativa* Em paralelo, diluir a solução de fósforo preparada acima a 1: 25 e repetir o procedimento com mais 6 tubos,

procedendo as leituras de cor da mesma maneira;

Relatório conclusivo:

Plotar as duas curvas em papel milimetrado (usar o EXCEL); Comparar as duas curvas e dizer qual das duas é mais linear; Determinar a faixa de concentrações de fósforo que fornece uma leitura linear; * O processo de leitura de intensidade de cor é feito com base na semelhança de cor retirando-se parte do

líquido do tubo padrão (aquele que estiver mais concentrado). Assim, uma vez tendo os dois tubos

apresentando a mesma cor, a concentração do primeiro tubo multiplicado pela sua altura de líquido é igual a

concentração do segundo multiplicado também pela sua altura de liquido. ( h1xc1 = h2xc2 ).


80

Bibligrafias consultadas:

Versão original: apostila elaborada em 2002, para o curso de engenharia química da UNIOESTE,

Campus de Toledo.

1ª edição: 15/12/2009. (Correções diversas e repaginação)

Documents

C. Bombardelli - Apostila de química geral e inorgânica (1a ed.)