CICLO DE REAÇÕES DO COBRE - chasqueweb.ufrgs.brricardo.gomes/Disciplinas/145/Roteiro/... · 2.1 Obtenção do Sulfato Duplo de Níquel e Amônio Dissolva 2 g de sulfato de níquel

QUI 01 145 QUÍMICA INORGÂNICA II AULAS PRÁTICAS 1

CICLO DE REAÇÕES DO COBRE

Pese um tubo de centrífuga e adicione cerca de 100 mg de cobre metálico (recuperado no semestre anterior). Na capela, adicione 0,5 mL de HNO3 concentrado. Aqueça. Após o final da reação, adicione água até a metade do tubo.

ATENÇÃO: esta etapa deve ser realizada na CAPELA.

Por que não foi usado HCl para dissolver o cobre metálico? Observe a cor do gás desprendido durante a reação. Qual é este gás? Equacione a reação.

Adicione 3 mL de NaOH 3 mol.L-1, com agitação constante.

Equacione a reação.

Aqueça a solução resultante até a completa precipitação. Equacione a reação.

Centrifugue a solução. Retire o líquido sobrenadante e adicione cerca de 2 mL de

água destilada quente. Centrifugue novamente. Adicione mais 2 mL de água destilada quente e centrifugue.

Qual a finalidade desta etapa? Neutralize a solução sobrenadante dessa etapa com HCl diluído,

(utilizando fenolftaleína como indicador) e descarte na pia.

EDUZAREUS

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Adicione 1,5 mL de H2SO4 6 mol.L-1 com agitação constante ao precipitado.


Adicione, de uma só vez, 150 mg de zinco metálico em pó. Agite até que o líquido sobrenadante fique incolor. Quando a reação acabar, centrifugue a solução e guarde o líquido sobrenadante.


Na capela, adicione 1,5 mL de HCl 3 mol.L-1. Quando a evolução do gás se tornar lenta, remova para a bancada e aqueça brandamente, sem ferver, por cerca de 5 minutos.

Qual a finalidade desta etapa? Equacione a reação.

Quando mais nenhum desprendimento de gás puder ser detectado visualmente,

decante o líquido sobrenadante. Junte os dois líquidos provenientes da decantação e descarte-o em frasco

adequado fornecido pelo laboratório.

REUS

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REDUZA


Lave o precipitado da seguinte forma (usando os frascos lavadores que se encontram no balcão lateral): a) duas vezes com água destilada; b) uma vez com etanol; c) uma vez com acetona.

Por que se usa esta ordem de solventes?

Deixe o produto no tubo de centrifuga e coloque na estufa a 100 °C durante 20 minutos. Retire da estufa e depois de esfriar, pese-o.

Calcule o Rendimento do Ciclo e diga quais são as possíveis causas de erro. BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 1. Condlke, G.F., J. Chem. Educ., 52(1975)615


PRECIPITAÇÃO E CRISTALIZAÇÃO QUESTÕES DE ESTUDO: 1. O que é precipitação? O que é cristalização? Como podem ser diferenciadas?

2. Explique o processo de precipitação e/ou cristalização fracionada.

3. O que é nucleação? Qual a diferença entre nucleação homogênea e heterogênea?

4. Qual a relação entre a velocidade de precipitação e a qualidade ou características do

precipitado?

5. Quais são e que características apresentam os tipos de precipitados?

6. Os precipitados podem apresentar dois tipos de contaminação: precipitação simultânea

e coprecipitação.

a) Quais as diferenças fundamentais entre esses dois processos?

b) Qual o pior tipo de contaminação em um precipitado cristalino?

c) Qual o tipo de contaminação que é eliminado pelo processo de digestão?

d) Explique o processo de peptização de um precipitado, quando ocorre e como

evitá-lo.

7. O que é um sal duplo? E um sal complexo? Quais as principais semelhanças e

diferenças entre sais duplos e complexos?

8. O que são alúmens?

BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 1. Dodd, R.E. and Robinson, P.L., Química Inorgânica Experimental / 2. Riesenfeld, E.H., Practicas de Quimica Inorgánica 3. Jolly, W.L., The Synthesis and Characterization of Inorganic Compounds 4. Pass, G. and Sutcliffe, H., Practical Inorganic Chemistry 5. Ohlweiller, O.A. , Química Analítica Quantitativa, vol. 2, 2a Ed., LTD, 1978


AULA PRÁTICA: 1. CRISTALIZAÇÃO: Pese aproximadamente 5 g de acetato de sódio para um tubo de ensaio e adicione 0,5 mL de água destilada. Aqueça o tubo em banho-maria até a dissolução completa do sal. Caso sejam observados cristais na parede do tubo, lave com pequenas porções de água. Remova o tubo de ensaio do banho-maria e deixe esfriar até a temperatura ambiente, tapando-o com parafilme. A solução e o tubo não devem apresentar cristais de acetato de sódio após frios. Para observar a cristalização deste sal, coloque sobre um vidro de relógio um cristal do mesmo composto e goteje a solução com o auxílio de uma pipeta Pasteur aquecida, de maneira a formar uma estalagmite. Após, adicione um cristal (semente de cristalização) à solução restante no tubo de ensaio e observe.

Por que o tubo de ensaio é resfriado tampado com um parafilme? Que tipo de nucleação foi utilizada para induzir a cristalização do acetato de sódio?

Onde você descartaria este material? RE

USE

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REDUZA

2. FORMAÇÃO DE SAIS DUPLOS 2.1 Obtenção do Sulfato Duplo de Níquel e Amônio Dissolva 2 g de sulfato de níquel hexahidratado em 10 mL de água quente e adicione 1 g de sulfato de amônio. Resfrie a solução em banho de gelo e filtre em funil de Büchner. Concentre o filtrado até 1/3 do volume original em banho-maria, deixe esfriar e filtre novamente. Deixe o sólido secar na estufa por cerca de 20 minutos, e guarde-o em local apropriado.

Qual a fórmula química do sulfato duplo de níquel e amônio?

Guarde os produtos e descarte os resíduos em frascos adequados fornecidos pelo laboratório.

REUS

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REDUZA

2.2 Obtenção do Alúmen de Potássio: Pese 1,9 g de hidróxido de alumínio em um becker de 250 mL e, em seguida adicione 4,8 g de hidróxido de potássio dissolvidos em 15 mL de água destilada. Adicione 50 mL de ácido sulfúrico 6 mol.L-1. Concentre a mistura para cerca de 40 mL e filtre à quente, se observar partículas em suspensão. Transfira o filtrado para um becker de 100 mL e o resfrie num banho de gelo e água para promover a cristalização do alúmen. Se não houver formação de cristais, deixe o becker por uma semana na geladeira. Filtre o sólido a vácuo, lave com uma mistura gelada de etanol/água 1:1 (v/v) e deixe secar no próprio funil, mantendo-se o vácuo. Neutralize o filtrado e descarte-o na pia. RE

USE

RECICLE

REDUZA


2.3 Crescimento dos Cristais de Alúmen de Potássio Pese o alúmen obtido em um becker de 50 mL e calcule a quantidade de água necessária para dissolver a massa de alúmen transferida, considerando-se que são necessários 7 mL de água para cada grama alúmen. Dissolva o sal na quantidade de água calculada e aqueça a solução até 60 ºC. Em seguida, resfrie a solução em banho de gelo e água. Amarre um pequeno cristal de alúmen (gérmen) num fio de linha e fixe num pedaço de papel perfurado. Mergulhe o gérmen na solução conforme a figura abaixo e mantenha o sistema em repouso até obter os cristais de forma octaédrica. Após o experimento, a solução sobrenadante pode ser concentrada por evaporação do solvente para recuperar parte do alúmen de sal dissolvido.

Quais as principais características do produto formado? Qual a fórmula do alúmen de potássio? Qual a reação química correspondente ao processo de obtenção do alúmen de

potássio?

Como o resíduo pode ser descartado? REUS

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RECICLE

REDUZA

BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 1. Constantino, V. R. L., Quím. Nova., 25(2002)490


REATIVIDADE DE METAIS

QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Apresente a principal forma de ocorrência e o método de obtenção dos metais a serem

estudados (Cu, Zn, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg. Na e Al). 2. Leia no livro E.G.Ríos, Química Inorgánica sobre os métodos gerais de obtenção de

metais a partir de seus óxidos, sulfetos e haletos. 3. Equacione as reações do quadro a seguir, baseando-se nos potenciais de redução dos

metais envolvidos.

HCl FeSO4 MgCl2 ZnCl2 NiCl2 HgCl2 AgNO3 CuSO4Cobre Ferro

Alumínio Zinco

Magnésio 4. Coloque os metais em ordem crescente de reatividade 5. Coloque o Hidrogênio na série de reatividade destes metais? 6. Qual a relação entre o potencial padrão de redução de um metal e sua nobreza? 7. Qual o metal mais reativo da tabela periódica? e o mais nobre? Em que grupo e período

estão localizados? 8. Explique o fenômeno de passivação. 9. Explique o que é caráter anfótero. 10. Cite três propriedades químicas do Al2O3. Quais as formas cristalinas que a alumina

pode apresentar e como podem ser obtidas? Apresente alguns usos para este composto.

11. Complete as reações propostas abaixo, apresentando as condições experimentais

ideais para que se realizem e as principais características do(s) óxido(s) formados:

(a) Mg + O2 → (d) Fe + O2 → (b) Na + O2 → (e) Al + O2 → (c) Li + O2 → (f) Pt + O2 →


AULA PRÁTICA: 1. REAÇÕES DE DESLOCAMENTO

Coloque em tubos de ensaio, 2 mL de cada solução e um pequeno pedaço do metal em estudo. Observe a reação ocorrida e anote o resultado usando o seguinte código:

P= precipitação, N= não ocorreu reação, B= ocorreu borbulhamento de gás.

HCl FeSO4 MgCl2 ZnCl2 NiCl2 HgCl2 AgNO3 CuSO4Cobre Ferro

Alumínio Zinco

Magnésio Responda:

Coloque os metais (Cu, Zn, Fe, Ni, Ag, Mg, Hg e Al) em ordem crescente de reatividade, conforme os resultados apresentados na tabela acima:

Justifique as inversões de posição na série obtida em relação à série teórica: Por que o alumínio apresentou comportamento totalmente diferente do esperado por

sua posição na série de reatividade?

Descarte os resíduos nos frascos A, B, C e D fornecidos pelo laboratório, seguindo a ordem indicada:

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A) rejeitos de mercúrio B) resíduos de prata C) resíduos de alumínio D) resíduo de cobre E) resíduos de zinco F) demais soluções (ferro, magnésio e níquel)

2. REATIVIDADE DO ALUMÍNIO EM RELAÇÃO A ÁCIDOS E BASES: (caráter anfótero) Coloque aproximadamente 0,01 g de Al em pó em 4 tubos de ensaio e acrescente 1 mL dos reagentes conforme o quadro abaixo. Caso a reação não ocorra imediatamente, aqueça, lentamente, por uns 2 minutos.

Complete o quadro com a reação, quando houver, e com observações:

REAGENTE REAÇÃO OBSERVAÇÕES HCl 0,1 mol.L-1 HNO3 concentrado HNO3 0,1 mol.L-1 NaOH 0,5 mol.L-1


Filtre todas as soluções em funil fornecido pelo laboratório.

3. REATIVIDADE DO ALUMÍNIO AO AR:

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O Al metálico, quando exposto ao ar, recobre-se de uma camada contínua de óxido que impede o posterior ataque pelo O2 do ar. Este fato explica a estabilidade do Al, embora se saiba que a reação de obtenção do óxido seja espontânea e exotérmica. A "passivação" do Al pode ser destruída reagindo-o com uma solução de HgCl2. Coloque 1 ou 2 gotas de solução de HgCl2 sobre uma pequena chapa de Al. Espere alguns minutos e lave bem a chapa. Seque, observe e anote. Mergulhe a chapa de alumínio em um tubo de ensaio contendo HCl 0,1 mol.L-1. Observe e anote. Retire a chapa, seque-a e deixe exposta ao ar. Observe-a após alguns minutos.

O que acontece com a chapa de alumínio ao final da prática? Explique: Porque o HgCl2 pode interromper a passivação do Alumínio?

As chapas de alumínio deverão ser lavadas, secadas e colocadas no

frasco fornecido pelo laboratório.

REUS

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4. REAÇÕES DE METAIS COM O OXIGÊNIO: Efetue os seguintes experimentos, equacionando as reações ocorridas e anotando suas observações. 4.1 - Magnésio:

a) Com o auxílio de uma tenaz, leve ao fogo direto um pedaço de cerca de 2 cm de

uma fita de magnésio. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE! Qual a reação que ocorre?

b) Em um erlenmeyer de 250 mL, coloque 5 g de bicarbonato de sódio e 5 mL de

ácido clorídrico diluído. Cubra o frasco e espere cerca de 1min para o desenvolvimento da reação. Acenda um palito de fósforo em brasa e coloque-o na saída do frasco.

Como se constata a ausência de oxigênio?

Em seguida, acenda novamente um pedaço de cerca de 2 cm de uma fita de magnésio e coloque-a na saída superior do frasco. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE!

Qual o gás gerado no erlenmeyer? Equacione. Qual a reação do magnésio com este gás? Como você classificaria o Mg em termos de reatividade?


4.2 - Sódio:

O sódio é um metal extremamente reativo e deve ser manuseado com CUIDADO! Observe o que acontece na superfície do metal quando o professor cortar um

pedaço do sódio metálico. Explique este fato e equacione a(s) reação(ões).

A seguir, coloque um pedaço pequeno de sódio metálico dentro de um cadinho de

porcelana e aqueça na chama do bico de bunsen. PROTEJA OS OLHOS e OBSERVE! Equacione.

O sódio metálico reage vigorosamente com a água e por isso é guardado em solventes orgânicos não clorados, como o querosene. Para não haver perigo de fogo, todo o material, bem como os restos de sódio, deve ser desativado pela reação com etanol.

Observe a reação com etanol e equacione-a. Os restos de sódio devem ser desativados com etanol. A solução etanólica de sódio deve ser descartada no frasco apropriado.

REUS

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4.3 - Ferro:

a) Leve ao fogo direto, com o auxílio de uma tenaz, um pedaço de esponja de aço; b) Coloque a esponja de aço em um cadinho de porcelana, tampe-o e aqueça sobre

o bico de bunsen por 3 minutos. Compare a coloração dos materiais resultantes. Explique.

Onde você descartaria este material?

REUS

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ESTUDO DO HIDROGÊNIO QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Comente, resumidamente, a ocorrência do hidrogênio na crosta terrestre. 2. Sobre o H2, responda: a) reatividade; b) obtenção em laboratório; c) obtenção industrial; d) aplicações. 3. Os compostos de hidrogênio são chamados de hidretos e dividem-se em: hidretos

salinos ou iônicos, hidretos intersticiais ou metálicos e hidretos covalentes ou voláteis. Para cada um dos tipos mencionados, apresente:

a) exemplos; b) métodos de obtenção; c) tipo de ligação química envolvida; d) reatividade. 4. Discuta:

a) a estrutura da molécula de água com as explicações relativas ao desvio do ângulo de ligação;

b) explicação para o elevado ponto de ebulição; c) estrutura do gelo e explicação para a sua menor densidade em relação à água

líquida.

5. O que são hidratos? 6. Defina: água de coordenação e de cristalização, diferenciando-as entre si. 7. Apresente a fórmula estrutural dos hidratos apresentados abaixo, dizendo quantas

moléculas de água são de coordenação e quantas de cristalização.

a) CuSo4.5H2O b) AlCl3.6 H2O c) FeCl3.6 H2O d) NiSO4.7 H2O

8. Responda: a) O que é água dura? b) O que é dureza temporária? e permanente? c) Quais as formas de abrandar a dureza temporária? d) Quais as formas de abrandar a dureza permanente? e) O que ocorre à água dura quando adicionamos oxalato de amônio?


AULA PRÁTICA:

1. ÁGUA DE CONSTITUIÇÃO E DE CRISTALIZAÇÃO: Aqueça em um tubo de ensaio aproximadamente 10 mg de cada um dos sais listados abaixo e observe o que acontece.

a) CuSO4.5 H2O: b) AlCl3.6 H2O: c) FeCl3.6 H2O: d) NiSO4.7 H2O:

∫ Anote todas as observações (mudança de cor, solubilização, etc) realizadas. Teste o pH do gás (ou vapor) que sai durante a decomposição dos sais com um papel tornassol azul. O que você conclui?

Apresente as reações completas para as desidratações destes sais.

REUS

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REDUZA Descarte os resíduos de Ni2+ e Cu2+ em frascos adequados fornecidos pelo laboratório.

2. ÁGUA DURA E SUAS PROPRIEDADES: Antes de realizar esta parte da aula, confirme estar utilizando água destilada, e não deionizada. a. Dureza Temporária: Coloque 0,1 g de carbonato de cálcio em um erlenmeyer contendo 20 mL de água destilada e adicione um pequeno pedaço de gelo seco. Observe o que acontece e filtre.

Equacione esta reação química. Retire 10 mL do filtrado para um erlenmeyer (I) e 10 mL para outro (II). Aqueça até a fervura o erlenmeyer I e filtre.

O que se observa? Qual a reação química que ocorreu? Coloque algumas gotas de oxalato de amônio no filtrado do erlenmeyer I e no erlenmeyer II.

Explique o que se observa.


b. Dureza Permanente: Coloque 0,1 g de cloreto de cálcio em 20 mL de água destilada. Agite até a completa dissolução. Retire 10 mL desta solução para um erlenmeyer (I) e 10 mL para outro (II). Acrescente 2 mL de carbonato de sódio ao erlenmeyer (I) sob agitação.

O que se observa? Equacione a reação química que ocorre. Filtre o conteúdo do erlenmeyer I e adicione algumas gotas de oxalato de amônio ao filtrado e ao erlenmeyer II.

Explique o que se observa. Descarte os resíduos das etapas 2a e 2b na pia. RE

USE

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ESTUDO DOS HALOGÊNIOS

QUESTÕES DE ESTUDO: 1) Principais fontes e método de obtenção industrial de F2, Cl2, Br2, I2. 2) Sobre a forma molecular X2:

a) Diagrama de orbitais moleculares. Calcule a ordem de ligação. b) Explique os baixos PF e PE. c) Propriedades oxidantes. d) Relacione a reatividade com a energia de ligação. e) Como se comportam os halogênios em presença de água à temperatura ambiente

e sob aquecimento. f) Por que os halogênios são mais solúveis em solventes orgânicos? g) Coloque os halogênios em ordem crescente de reatividade. Justifique: h) Aplicações.

3) . Sobre as moléculas de HX: a) Diagrama de orbitais moleculares para HF. b) Comente as condições das reações de formação: H2 + X2 = e H2O + X2 = c) Por que o HF é menos ácido que o HCl, HBr e HI? d) Por que o HF não pode ser guardado em frascos de vidro? e) Explique os baixos PF e PE. Comente os valores do HF. f) Aplicações.

4) Sobre Oxiácidos e Oxisais: a) Quais os tipos de oxiácidos e oxisais de halogênios? b) Descreva o diagrama de Frost para as espécies cloradas. c) Descreva a ligação química das espécies oxicloradas. d) Compare a estabilidade, as propriedades ácidas e as propriedades oxidantes das

espécies oxicloradas e as relacione com a natureza da ligação química. e) Aplicações.


AULA PRÁTICA: 1.OBTENÇÃO DO GÁS CLORO: Utilizaremos o processo de obtenção do Cloro gasoso através da reação do ácido clorídrico concentrado com dióxido de manganês, chamado de Processo de Scheele.

Procedimento: A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho na Figura 1.

MnO2(s)

HCL

NaOH

TrapGelo + salÁgua da

torneira

Águadeionizada

(1)(2)

(3)(4)

Gelo

FIGURA 1: ESQUEMA PARA OBTENÇÃO DE CLORO GASOSO Adicionar, através do funil, o HCl concentrado comercial (ácido muriático) sobre cerca de 30 g de pirolusita (MnO2), até que o ácido cubra totalmente a massa sólida. Estas quantidades devem estar dentro do limite de segurança da aparelhagem, ou seja, no mínimo 1/3 do balão de reação deve estar reservado para o gás cloro que irá se formar. Aquecer o balão, sobre tela de amianto, de forma lenta e moderada, de maneira que haja desprendimento contínuo e uniforme do gás cloro.

Qual a finalidade do frasco 1? IMPORTANTE: Cortar resolutamente a ligação de borracha no caso de retrocesso de líquido frio do frasco lavador para o interior do balão de reação. Parte do cloro desprendido é coletado no frasco 2 que está resfriado e parte passa para um kitazato (frasco 3) contendo cerca de 100 mL de água destilada gelada, formando a água clorada. A água clorada assim obtida será usada para os testes de reação do cloro gasoso. Esta água deve ser guardada em frasco escuro, pois, caso


contrário, em contato com a luz se decomporia por hidrólise, formando ácido clorídrico e oxigênio, de acordo com a reação: Cl2 + H2O → 2HCl + ½O2 O excesso de cloro deverá borbulhar em uma solução de NaOH, no frasco 4, para a total neutralização.

Qual o produto formado neste frasco? Quando a quantidade de Cl2 formada for apreciável suspenda o aquecimento. Após cessar o borbulhamento, abra rapidamente o trap que contém o Cl2 gasoso e acrescente um pedaço muito pequeno de Na metálico recém cortado.

Observe a reação. Qual o produto formado?

REUS

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RECICLE

REDUZA O conteúdo do frasco 3 será utilizado em outra experiência. Os outros resíduos deverão ser coletados e neutralizados.

2. REAÇÃO DE Na e I2 Suspenda um tubo de ensaio pequeno contendo 1 g de I2 dentro de um tubo de ensaio maior que contém 0,6g de sódio metálico, conforme mostrado na figura abaixo. Aqueça levemente o tubo maior até que o sódio metálico comece a fundir, imediatamente se formará uma nuvem branca. Logo após, o iodo começará a sublimar e seus vapores descerão para o tubo largo, que contém o sódio fundido e seu vapor. Uma chama aparecerá na superfície do sódio e cristais de brancos de NaI cobrirão as paredes internas do tubo grande.

REUS

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REDUZA Ao finalizar a reação, coloque 20 mL de álcool etílico no tubo grande para remover qualquer possibilidade de haver sódio não reagido. Neutralize o álcool e despreze a solução resultante.

Por que o iodo sublima? Por que o vapor de iodo desce para o tubo largo? Por que a reação entre Na e I2 ocorre vigorosamente? Compare a reatividade do Na com I2 e Cl2. Por que o PF do NaI (651 °C) é superior ao Na e ao do I2?


3. SOLUBILIDADE DOS HALOGÊNEOS: Os halogênios são em geral pouco solúveis em água, sendo mais solúveis em solventes orgânicos. 3.1. Solubilidade do Iodo em água: O iodo é praticamente insolúvel em água. Sua solubilidade pode ser aumentada pela adição de iodeto de potássio. Coloque alguns cristais de iodo em um tubo de ensaio e acrescente 2 mL de água destilada. Agite. Observe. Acrescente alguns cristais de iodeto de potássio e agite. Observe.

Por que a adição de KI à solução aquosa de I2 aumenta a solubilidade deste último? RE

USE

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REDUZA

Recolha o resíduo em frasco apropriado. 3.2. Solubilidade dos Halogêneos em Clorofórmio: Os halogênios são bastante solúveis em clorofórmio, formando soluções com colorações distintas. Coloque cerca de 1 mL da solução aquosa de cada halogênio em um tubo de ensaio e acrescente a cada tubo 1 mL de clorofórmio. Agite e observe. Anote a coloração obtida na tabela a seguir:

cloro Bromo Iodo coloração

Nesta etapa você está utilizando a água de cloro gerada no item 1

(frasco 1). Descarte os resíduos em frascos apropriados no laboratório.

REUS

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REDUZA


4. REATIVIDADE DE HALOGÊNEOS: Reações de Deslocamento

a. Coloque em um tubo de ensaio, exatamente nesta ordem, 1 mL de solução aquosa de X2 (X = Cl, Br, I), 2 mL de solução aquosa de NaX (NaCl, NaBr, NaI) e 3 mL de clorofórmio. Agite vigorosamente

b. Observe a coloração da fase orgânica e compare com as cores na tabela anterior. Complete o quadro a seguir:

NaCl NaBr NaI coloração Cl2

reação coloração Br2

reação coloração I2

reação

Coloque os halogênios em ordem crescente de poder oxidante. Descarte os resíduos em frascos apropriados no laboratório.

REUS

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REDUZA


5. OBTENÇÃO DE HCl GASOSO:

Usando uma aparelhagem muito parecida com a utilizada na obtenção do Cloro Gasoso, veja o esquema na Figura 2, faça gotejar H2SO4 concentrado sobre HCl concentrado. Observe o gás que se desprende.

FIGURA 2: ESQUEMA PARA A OBTENÇÃO DE HCl GASOSO

Faça os seguintes testes: a. Coloque um pedaço de papel de tornassol azul, molhado com água destilada, na

saída de HCl gasoso. Observe e anote. b. Faça borbulhar o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo 1 mL de

AgNO3 aquoso. Observe e anote. c. Provoque a recristalização de NaCl a partir de uma solução saturada de sal

grosso (impuro), borbulhando o HCl que se desprende em cerca de 30 mL desta solução contida em um erlenmeyer.

d. Comprove a purificação do NaCl, filtrando o precipitado formado e redissolvendo-o em água destilada. Teste as impurezas (Fe+3, Ca+2, Mg+2, SO4-2) na solução original e na solução obtida a partir do sal recristalizado.

Porque o NaCl precipita de forma cristalina pela adição de HCl à solução salina saturada?

REUS

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RECICLE

REDUZA Descarte os resíduos em frascos apropriados: A)Resíduo de Ba2+: resíduo do teste de sulfato B)Resíduo de Ag+: resíduo de AgCl C)Resíduo de SCN-: resíduo de Fe(SCN)3


ESTUDO DO OXIGÊNIO

QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Quais as principais formas de ocorrência do oxigênio na natureza? Quais destas

formas podem ser consideradas fonte deste elemento? 2. Quais as principais propriedades físicas e químicas do oxigênio? 3. Descreva um processo industrial para a obtenção do oxigênio. 4. Qual a principal forma alotrópica do oxigênio? Qual é a sua estrutura? Comente as

suas propriedades químicas. 5. Consulte a bibliografia recomendada e complete as reações propostas abaixo,

apresentando as condições experimentais ideais para que se realizem e as principais características do(s) óxido(s) formados.

a) Li + O2 → b) Ca + O2 → c) Fe+ O2 → d) Al + O2 → e) Si + O2 → f) N2 + O2 → g) P4 + O2 → h) C + O2 → i) S8 + O2 → k) Cl2 + O2 →

6. Leia o livro “Inorganic Chemistry”, D.F.Shriver, 1a Ed, e responda as questões abaixo. a) Classifique os óxidos segundo seu caráter ácido, básico e anfótero. b) Relacione com sua posição na tabela periódica. d) Relacione o caráter ácido, básico e anfótero dos óxidos de metais de transição

com a variação do estado de oxidação do metal. 7. Construa os diagramas de orbitais moleculares para:

a) oxigênio molecular, O2b) íon superóxido, O2

-

c) íon peróxido, O22-


AULA PRÁTICA:

OBTENÇÃO DE O2 EM LABORATÓRIO 1. DECOMPOSIÇÃO DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO Monte um sistema constituído por um balão de 250 mL com saída lateral, contendo MnO2 e adapte a ele um funil de adição contendo H2O2 3%. Na saída lateral do balão, adapte uma saída de gases e inicie a adição gota a gota do peróxido de hidrogênio. Observe a liberação de um gás e aproxime desta saída um palito de fósforo em brasa.

Qual a reação que ocorre? O que você conclui sobre a composição deste gás?

2. DECOMPOSIÇÃO DE CLORATOS Coloque aproximadamente 50 mg de sílica em um tubo de ensaio e aqueça em um bico de bunsen até eliminar a água. Espere esfriar e pese o tubo com a sílica. Adicione 1 g de KClO3 no tubo de ensaio, aqueça e pese novamente. Coloque na boca do tubo um palito de fósforo em brasa. Observe o que acontece e explique.

Apresente a reação química. Dissolva o resíduo sólido que restou em 2 a 3 mL de água destilada, acidifique com HNO3 diluído e acrescente 1 gota de AgNO3.

Observe o que acontece e equacione a reação. Quantos elétrons estão envolvidos nesta reação? Supondo que todo o KClO se decomponha, calcule: 3

a) O número de mols de oxigênio formado: b) A massa de KCl formada.

Qual a função da sílica? Repita a experiência sem colocar a sílica.

O que se observa? Equacione:

Coloque os resíduos contendo prata no frasco apropriado. Onde você colocaria o resíduo da segunda experiência?

REUS

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RECICLE

REDUZA

BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: L.C. Taylor, J.Chem.Educ., 74(1997)1074


ESTUDO DO ENXOFRE QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Quais as principais formas de ocorrência do enxofre na natureza? Quais destas formas

podem ser consideradas fonte deste elemento? 2. Quais as principais propriedades físicas e químicas do enxofre? 3. Descreva um processo industrial de obtenção do enxofre. 4. Por que o enxofre é pouco solúvel em água e é mais solúvel em álcool etílico? 5. Explique o comportamento anômalo do enxofre no estado líquido. 6. Apresente as principais propriedades químicas dos compostos abaixo: a)H2S b) SO2 c) SO3 d) H2SO4 7. Apresente a geometria e descreva a ligação química pela TLV dos compostos acima. 8. Explique a razão dos sulfatos serem mais estáveis que o ácido sulfúrico. BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 1. W.D.Hill Jr, J.Chem.Educ., 63(1986)441


AULA PRÁTICA: 1. OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO: DECOMPOSIÇÃO DE TIOSSULFATOS Coloque em um tubo de desprendimento de gases, 10 mL da solução de tiossulfato de sódio 0,1 mol.L-1 e 5 mL de ácido sulfúrico 0,2 mol.L-1. Feche o tubo rapidamente, aqueça lentamente e recolha o gás que se desprende em um tubo de ensaio contendo água destilada. Cuide para não mergulhar na água a ponta da pipeta. Meça o pH no tubo de ensaio.

Equacione: a) a reação no tubo de desprendimento de gases; b) a reação no tubo de ensaio.

Qual o produto sólido formado nestas reações e quais as observações experimentais desta prática?

REUS

E

RECICLE

REDUZA Filtre o sólido obtido e guarde-o. Qual a composição da solução? Onde ela deve ser descartada?

2. SOLUBILIDADE DO ENXOFRE: ENXOFRE COLOIDAL O enxofre não é solúvel em água mas bastante solúvel em álcool etílico e, finamente dividido, forma com a água uma suspensão coloidal. Coloque 10 mg de enxofre em pó em um tubo de ensaio. Adicione cerca de 3 mL de acetona e agite até que se forme uma solução. Adicione água destilada aos poucos. Observe e anote o que acontece.

Filtre todo o sólido obtido, utilizando o mesmo papel de filtro do item anterior. Descarte-o em recipiente apropriado. Após evaporar o solvente orgânico do filtrado, descarte-o na pia.

REUS

E

RECICLE

REDUZA

3. COMPORTAMENTO ANÔMALO DO ENXOFRE SOB AQUECIMENTO: Coloque 2 g de enxofre em um tubo de ensaio e aqueça cuidadosamente, observando o que acontece em cada etapa de aquecimento até a formação de um líquido escuro e vapores amarelados.

Verta rapidamente o enxofre líquido em água gelada. Observe a formação do enxofre plástico.

Relacione suas observações com as mudanças na estrutura molecular do enxofre.

REUS

E

RECICLE

REDUZA Guarde o sólido obtido da maneira que lhe for indicada pelo professor.


4. PROPRIEDADE DESIDRATANTE DO ÁCIDO SULFÚRICO: A sacarose é um carboidrato com dois átomos de H para cada O. O ácido sulfúrico, poderoso desidratante quando concentrado, remove moléculas de água da sacarose e deixa uma massa negra de carbono. Coloque aproximadamente 0,5 g de sacarose dentro de um becker e verta lentamente, com uma proveta, 5 mL de H2SO4 concentrado. Adicione 1-3 gotas de água Observe.

Apresente a equação da reação. Repita o mesmo procedimento com 5 mL de H2SO4 diluído. Onde devem ser descartados os produtos sólidos formados?

REUS

E

REDZA

RECICLE

U

Neutralize a solução resultante com NaOH 4 Mol/L (utilizando um banho de gelo) e descarte na pia.

5. REAÇÃO DE O2 COM SULFETOS METÁLICOS

Prepare a montagem de obtenção de O2 a partir da decomposição de peróxido de hidrogênio, conforme a aula anterior. Coloque 20 mg de sulfeto metálico em um tubo de ensaio com saída lateral mergulhada em água. Feche-o com uma rolha contendo um tubo para entrada de gás. Adapte-o na saída do O2. Quando começar a ocorrer despreendimento de gás aqueça o sulfeto metálico. Observe.

Coloque um pedaço de papel tornassol azul na saída do tubo. Complete a tabela abaixo:

Sulfeto metálico Cor do sulfeto Cor do produto Reação

Sb2S3 FeS MoS2 K2S Bi2S3

Qual a composição dos produtos obtidos? Quais deles podem ser diretamente jogados no lixo? Descarte os demais nos frascos fornecidos pelo laboratório.

REUS

E

RECICLE

REDUZA


ESTUDO DO NITROGÊNIO

QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Comente a ocorrência do nitrogênio no ar e crosta terrestre. 2. Sobre o N2: a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares. b) Explique as seguintes propriedades: inércia química, baixos PF e PE, reatividade

com os metais. c) Descreva o método de obtenção por destilação fracionada do ar líquido

e) Aplicações. 3. Sobre os nitretos: a) Definição geral b) Apresente para cada tipo de nitretos abaixo relacionados: alguns exemplos,

método de obtenção, aplicações e propriedades químicas. nitretos intersticiais, nitretos iônicos e nitretos covalentes 4. Sobre a hidrazina: a) importância industrial b) estrutura e ligação química

c) reatividade 5. Sobre a amônia: a) estrutura e ligação química (diagrama de orbitais moleculares). b) importância industrial c) método de obtenção industrial d) reatividade NH3 + CH4⇒ NH3 + O2 + H2O⇒ NH3 + COCl2⇒ NH3 + HX⇒ 6. Principais óxidos de nitrogênio (NO, N2O e NO2) a) importância industrial b) estrutura e ligação química

c) propriedades químicas 7. Justifique a ordem crescente de poder oxidante das espécies: NO3

- < HNO3 < NO28. Justifique a ordem decrescente de estabilidade das espécies: NO3

- > HNO3 > NO2 9. Sobre o HNO3: a) estrutura e ligação química. b) importância industrial. c) método de obtenção industrial. d) propriedades químicas. BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 1. Bailey, P.S. at alii, J. Chem. Educ., 52(1975)524,.


AULA PRÁTICA: 1. OBTENÇÃO EM LABORATÓRIO: Decomposição térmica do (NH4)2Cr2O7: Esta reação química é conhecida como "vulcão químico" e é bastante usada em demonstrações químicas. O dicromato de amônio, de coloração alaranjada, passa a óxido de cromo III, de coloração verde. Colocar cerca de 5 g de dicromato de amônio em uma cápsula de porcelana, formando um pequeno monte. Colocar 2 gotas de acetona no pico do monte e atear fogo.

Descrever o que ocorre e escrever a reação química correspondente.

EUSE

RED

R

RECICLE

UZA Guarde o sólido em frasco apropriado fornecido pelo laboratório. 2. OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DA AMÔNIA: TESTE DO PODER REDUTOR (vide figura 1) Dissolver 8 g de hidróxido de sódio em 50 mL de água destilada em um balão de fundo redondo e acrescentar cerca de 11 g de cloreto de amônio. Colocar 1 g de óxido de cobre II em um tubo de ensaio com saída lateral. Conectar este tubo ao balão através de um tubo secante contendo sulfato de sódio seco. Aquecer o balão e o tubo de desprendimento.

Na SO2 4

CuO

NaOHNH Cl

(aq)

(s)

+

4

Algodão

Algodão

FIGURA 1: OBTENÇÃO E CARACTERIZAÇÃO DA AMÔNIA

Descrever o que ocorre e equacionar as reações no balão e no tubo de desprendimento de gases.

Determinar o pH do gás que sai no escape lateral do tubo, com um pedaço de papel tornassol rosa úmido.

Descrever o que ocorre. Equacionar a reação. US

E

Como você trataria o resíduo gerado no balão e no tubo de desprendimento?

RE A

RECICLE

REDUZ


3. OBTENÇÃO E DECOMPOSIÇÃO DO CLORETO DE AMÔNIO: 3.1. Obtenção: Molhar um bastão de vidro com ácido clorídrico concentrado e aproximá-lo da boca de um tubo de ensaio contendo hidróxido de amônio concentrado.

O que acontece? Equacionar a reação: 3.2. Decomposição térmica:

Colocar cerca de 10 mg de cloreto de amônio em um tubo de ensaio seco e aquecer. Observar.

Descrever o que acontece e equacionar a reação química: 4. OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DOS TRIHALETOS DE NITROGÊNIO: Estes compostos são instáveis. O NBr3 e o NI3 são conhecidos apenas na forma de amoniatos instáveis. O nitreto de iodo amoniacal (NI3.NH3) detona se não estiver em presença de excesso de amônia. Misturar 0,5 g de iodo finamente dividido com 4 a 5 mL de hidróxido de amônio concentrado até obter um precipitado preto. Filtrar e lavar o precipitado com hidróxido de amônio concentrado, deixando secar sobre o papel de filtro.

Descrever o que ocorre após alguns minutos:

O papel de filtro deve ser lavado com hidróxido de amônio e o líquido de lavagem deve ser colocado no frasco fornecido pelo laboratório.

REUS

E

RECICLE

REDUZA


ESTUDO DO FÓSFORO

QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Comente a ocorrência do fósforo na crosta terrestre: 2. Sobre as formas alotrópicas do fósforo (branco, vermelho e preto): a) apresente as propriedades químicas; b) descreva a estrutura.; c) descreva o método de obtenção; d) aplicações. 3. Descreva a ligação e as propriedades químicas dos principais óxidos de fósforo: 4. O fósforo possui uma grande variedade de oxiácidos que podem ser classificados em:

a) ânions simples; b) ânions polimerizados pelos átomos de oxigênio; c) ânions polimerizados pelos átomos de fósforo.

Estude as características estruturais deles e apresente algumas aplicações tecnológicas.

5. Descreva a ligação química no H3PO4 (semelhante ao ClO4

- e SO4-2 ) e no H3PO3 ,

relacionando-a com as suas propriedades químicas.


AULA PRÁTICA: REAÇÃO DO FÓSFORO COM OXIGÊNIO:

Execute as reações a seguir colocando uma pequena porção do não-metal em um cadinho e aquecendo ao rubro em bico de bunsen. Descreva o que observar: a) P(branco) + O2 →

b) P(vermelho) + O2 →

Após esfriar acrescente água ao cadinho e verifique o valor do pH.

REUS

E

RECICLE

REDUZA Neutralize a solução do cadinho e descarte na pia.

REAÇÃO DE COMBUSTÃO DO FÓSFORO BRANCO: A vidraria a ser utilizada deverá ser montada conforme o desenho da figura abaixo:

Coloque peróxido de hidrogênio a 3% no funil de adição e MnO2 no balão (1). Pese cerca de 0,1 g de fósforo branco em um pesa-filtro e o transfira para o balão (2). No kitasato (3) adicione 50 mL de água destilada e 3 gotas de vermelho de metila a 0,1%. Adicione gota a gota o H2O2 3% sobre o dióxido de manganês sólido e observe a liberação de O2 para o balão (2). Interrompa a adição de H2O2 e aqueça o balão (2) de forma lenta e moderada. Observe o que acontece no balão (2) e no kitasato (3).

Descrever o que acontece e equacionar a reação química: Qual o gás que se desprende do balão (2)?


ESTUDO DO CARBONO

QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Comente a ocorrência do carbono na crosta terrestre e na atmosfera. 2. Sobre as formas alotrópicas do carbono (grafite, diamante e fulereno). a) Apresente as propriedades químicas. b) Descreva a estrutura e relacione com suas propriedades físicas. c) Descreva o método de obtenção d) O que são compostos de intercalação? 3. Sobre os óxidos de carbono (CO e CO2): a) Apresente o diagrama de orbitais moleculares para cada um dos compostos. b) Descreva as propriedades químicas e físicas destes compostos. c) Descreva a ligação de CO com metais. d) Qual é o efeito tóxico do CO? e) Explique o efeito estufa. 4. Sobre os carbonatos (CO3

-2): a) Descreva a sua estrutura. b) Explique a variação da solubilidade e da estabilidade térmica dos carbonatos

alcalinos e alcalinos terrosos baseado na estrutura do ânion carbonato e na capacidade de polarização dos cátions.

c) Apresente a reação geral de decomposição térmica dos carbonatos. 5. Sobre os carbetos: a) Apresente a definição geral. b) Os carbetos dividem-se em iônicos, metálicos, metalóides e moleculares. Explique a ligação química em cada um deles, apresente exemplos e aplicações.


AULA PRÁTICA: 1. OBTENÇÃO E REAÇÕES DO CO2: Coloque aproximadamente 2 g de calcário em um tubo de desprendimento de gases. Adicione 5 mL de HCl 6 mol.L-1. Feche o tubo e borbulhe o gás que se desprende nas soluções abaixo: Observe e anote. Verifique o pH no primeiro tubo.

a) 5 mL de água destilada b) 5 mL de Ca(OH) 0,05 mol.L-1 2 c) 5 mL de Ba(OH)2 0,05 mol.L-1 d) 5 mL de NaOH 0,1 mol.L-1

O que você observou em cada reação? Qual o pH no primeiro tubo? Explique: Quais as reações químicas envolvidas em cada tubo de ensaio?

Descarte o conteúdo dos tubos a, b e d na pia. O resíduo do tubo c deve ser descartado no frasco de resíduos de bário.

R

REUS

E

ECICLE

REDUZA

2. SOLUBILIDADE DOS CARBONATOS DO GRUPO IA E IIA: Adicione 1 mL de água destilada a cerca de 10 mg de cada um dos carbonatos listados abaixo. Agite e observe. Acrescente mais 1 mL de água destilada. Agite, observe e anote. Verifique o pH em cada tubo.

Complete o quadro abaixo:

Carbonato pH solubilidade em água Carbonato de lítio Carbonato de sódio Carbonato de potássio Carbonato de magnésio Carbonato de cálcio Carbonato de bário Carbonato de estrôncio

Os tubos contendo carbonato de bário e de estrôncio devem ser guardados em frascos apropriados fornecidos pelo laboratório. O conteúdo dos outros tubos pode ser descartado na pia.

REUS

E

RECICLE

REDUZA


ESTUDO DO SÍLICIO

QUESTÕES DE ESTUDO: 1. Comente a ocorrência do silício na crosta terrestre. 2. Sobre o silício elementar: a) Apresente as propriedades químicas. b) Descreva a estrutura. c) Descreva o método de obtenção. d) Descreva suas propriedades elétricas. 3. Sobre a sílica (SiO2): a) Descreva as suas formas cristalinas b) Apresente as propriedades químicas. 4. Sobre os silicatos: a) Qual a unidade fundamental? b) Quais os tipos de silicatos? c) Apresente as propriedades químicas. 5. Sobre os silicones: a) Obtenção. b) Qual a unidade monomérica básica? c) Apresente as propriedades químicas. d) Relacione a estrutura com as suas propriedades físicas. 6. Sobre os silanos:

a) Definição e como podem ser obtidos? b) Quais as suas principais propriedades? c) Explique as principais diferenças na reatividade dos silanos e dos organossilanos e dos compostos análogos de carbono.


AULA PRÁTICA:

1. PROPRIEDADES ADSORVENTES DA SÍLICA-GEL: Dissolva cerca de 10 mg de sulfato amoniacal de cobre em 10 mL de água destilada. Acrescente 3 g de sílica-gel com granulometria entre 0,25 e 0,50 mm e agite a mistura durante 2 a 3 minutos. Decante a solução e observe a mudança de coloração da mesma. Adicione 4 mL de ácido clorídrico diluído à sílica-gel e agite vigorosamente.

Descreva o que se observa.

REUS

E

RECICLE

REDUZA Filtre a mistura para separar a sílica. Descarte a solução no frasco de resíduos de cobre.

2. PREPARAÇÃO DE GEL DE ÁCIDO SILÍCICO Adicione 2 mL de uma solução aquosa de silicato de sódio (20% v/v) a igual volume de ácido clorídrico concentrado, em um becker. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20 min.

Descreva o que se observa. Sugira uma maneira de limpar o becker.

Reflita sobre o pH e o descarte adequado. RE

USE

RECICLE

REDUZA

3. PREPARAÇÃO DE SÍLICA GEL PARA DESSECADOR Em um becker, misture 4 mL de uma solução aquosa de silicato de sódio (20% v/v) a igual volume de solução de sais de cobalto (resíduos de cobalto) e adicione em seguida, 4 mL de ácido clorídrico concentrado. Agite bem e deixe descansar por 10 a 20 min. Secar o gel em chapa de aquecimento, mexendo de vez em quando.

Descreva o que se observa? Qual a finalidade dos sais de cobalto? Explique as mudanças de cor observadas no material antes e depois do aquecimento.

O produto final é seu. Se não o desejar, coloque-o no frasco de resíduos de sílica com cobalto.

REUS

E

RECICLE

REDUZA

BIBLIOGRAFIA ESPECÍFICA: 1. Lavabre, D. , Micheau, J.C., Levy,G., J.Chem.Educ., 65(1988)274 2. Bucley,M., Greenblatt,M., J.Chem.Educ., 71(1994)599

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CICLO DE REAÇÕES DO COBRE - chasqueweb.ufrgs.brricardo.gomes/Disciplinas/145/Roteiro/... · 2.1 Obtenção do Sulfato Duplo de Níquel e Amônio Dissolva 2 g de sulfato de níquel