1INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 01 ASSUNTO: Hidrogênio Introdução: O hidrogênio é o mais leve dos elementos naturais. Na sua forma estável, ele existe sob a forma de moléculas diatômicas, H2 que é a mais leve das moléculas conhecidas. Como só existe em quantidades mínimas na natureza, o hidrogênio deve ser preparação por reações químicas dos compostos que o contenham, como água, alguns ácidos, algumas bases, além dos hidrocarbonetos. Para a preparação de Hidrogênio a partir de ácidos em laboratório, inicialmente requer a escolha correta dos ácidos, onde os mais convenientes são os ácidos não-oxidantes como o H2SO4 diluído e o HCI diluído ou concentrado, que reagem rápida e calmamente com muitos metais sem oxidar o hidrogênio formado. A escolha do metal é importante e devese levar em consideração a relação de eletropositividade do metal (Série Eletromotriz dos metais), em que a eletropositividade do metal deve ser inversamente proporcional a concentração do ácido. Para a preparação de hidrogênio a partir de bases, ou seja, soluções aquosas de bases fortes (bases de metais alcalinos), apenas os metais como zinco, alumínio e estanho reagem produzindo hidrogênio gasoso, H2 e hidroxo-complexo do metal. A energia interna de dois átomos de hidrogênio, H, é maior do que o de uma molécula deste elemento, H2 por esta razão o hidrogênio atômico é muitas vezes utilizado nas reações de redução (hidrogênio "nascente"). Por regra geral, as reações em que o hidrogênio molecular toma parte realizam-se a temperaturas elevadas. Material e Reagentes: H2SO4 – 2 mol/L Mg (pó) Al (granulado) NaOH – 2 mol/L Solução KMnO4 Mangueira de borracha Procedimentos: Parte I – Obtenção de Hidrogênio a partir de ácidos com metais. 1 – Em um tubo de ensaio coloque uma ponta de espátula de magnésio granulado 2 – Coloque 4 ml de H2SO4 a 2 mol/L no tubo contendo o Mg e em seguida tampe-o com a rolha que contém o tubo de vidro. 3 – Coloque um tubo de ensaio sobre o tubo que contém a mistura reacional para colher o gás obtido, conforme a figura abaixo Tubos de ensaio 2 suportes universais Garra de madeira Rolhas furada Espátula Tubos de vidros para saída de gás Figura 1. Sistema para o recolhimento do gás produzido. 4 – Retire o tubo coletor do gás e aproxime da abertura do tubo um fósforo acesso. Se o hidrogênio não estiver misturado com o ar, inflama-se com um pequeno estalido, é o grito do hidrogênio. OBS: Afaste o tubo da saída de hidrogênio para acender o fósforo. Parte II – Obtenção de Hidrogênio a partir de bases com metais. 1 – Repita os procedimentos 1, 2, 3, 4 da Parte I, substituindo o magnésio por alumínio e o ácido sulfúrico diluído por hidróxido de sódio 2 mol/L. 2 – O hidrogênio produzido deverá ser usado na Parte III. + Parte III – Diferenciação do hidrogênio atômico “nascente”, H , e o H2. 1 – Colocar num tubo de ensaio 9 ml de solução de ácido sulfúrico 2 mol/L e adicionar 5 gotas de solução diluída de 2 – Agitar a solução e dividi-la em três tubos de ensaio: Tubo 1 – adicionar o zinco. Que ácidos não podem ser usados na obtenção de hidrogênio? Por quê? 3. Qual a massa de alumínio necessária reagir totalmente com 20. 37% em massa. que deverá ser empregado para reagir totalmente 500. Questionário: 1. Sistemas para borbulhar H2.0g do minério de zinco que apresenta 85% do metal puro ? 6. Escreva e classifique as equações químicas correspondentes às reações de obtenção do hidrogênio. 4.18g/mL. Qual o volume de HCl. d = 1. Qual o peso de magnésio deve ser empregado para reagir totalmente 20.2 permanganato de potássio. Que metais podem ser usados para obtenção de hidrogênio pelo deslocamento de ácidos? 2. nesta reação? .0 mL de hidróxido de sódio 2 mol/L? Qual o volume de hidrogênio obtido nas CNTP. Figura 2. Tubo 2 – borbulhar o H2 produzido na Parte II (Figura 2) Tubo 3 – padrão 3 – Observar e anotar os resultados.0 mL de ácido sulfúrico 2 mol/L? 5. CuCl2. é reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero na molécula de H2 (H+ → H2O). Questionário: 1. aumentando a pressão sobre a superfície da água. Corte um pedacinho de sódio e coloque no álcool. Material e Reagentes: 1 béquer de 250 mL Sódio metálico (Na(s)) 2 béqueres de 50 mL Álcool etílico 10 pipetas de 5mL NaOH – 2 mol/L 1 vidro de relógio (pode-se utilizar placa de Petri ou béquer de 50 mL) Solução de fenolftaleína 10 tubos de ensaio MgCl2 – 1mol/L. mol/L. 8. Quais íons apresentam seus hidróxidos coloridos? Justifique a coloração destes íons. FeCl3. como também pela reação do carbonato de sódio (Na2CO3) com o hidróxido de cálcio. fazendo com que a coluna líquida baixe de nível. Vemos que a reação líquida do sódio metálico consiste essencialmente na oxidação do Na0 → Na+. este processo é conhecido como caustificação. CaCl2 – 1 mol/L Bastão de vidro FeCl3 – 1 mol/L. Observe a formação do gás hidrogênio.que permanece em solução. Metais Alcalinos para utilização em laboratório devem ser guardados sob líquidos inertes. Escreva as reações químicas entre NaOH e os diversos sais utilizados. Ao mesmo tempo um átomo de hidrogênio da molécula da água. a partir de reações de precipitação. Em seguida adicionar 2 mL de solução de NaOH – 2 mol/L em cada tubo de ensaio. CoCl2. Hidróxidos insolúveis podem ser obtidos em laboratório.3 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. Qual a reação entre o sódio e o álcool etílico? 4. Quando se adiciona água de cal a uma solução quente de carbonato de sódio. A obtenção do hidróxido (NaOH) pode ser preparado em laboratório (com o máximo de cuidado) pela adição de pedaços muitos pequenos de sódio metálico em água. Para cada molécula de H2O que tenha reagindo forma-se um íon OH. Por que não devemos usar pedaços grandes de sódio? 5. Parte II Transferir 5 mL de cada uma das soluções de MgCl2. CaCl2. coloque no tubo de ensaio e inverta rapidamente o tubo de ensaio cheio no béquer. Por que não devemos tocar o sódio com as mãos? 2. Espátula Ni(NO3)2 – 1 mol/L. CoCl2 – 1 Procedimentos: Parte I Retire um pedacinho de sódio e corte-o em pequenos fragmentos. quanto de NaOH se obtém ? Qual o volume de hidrogênio obtido nas CNTP? . que permanece em solução na forma de íons Na+ hidratados. como querosene ou tolueno. Coloque água destilada em um béquer de 50 mL e adicione 3 gotas de fenolftaleína. Ni(NO3)2. Em um béquer de 250 mL. Observe a reação. o carbonato de cálcio precipita e o hidróxido de sódio permanece em solução. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 02 ASSUNTO: Reações dos Metais Alcalinos e Reações dos Hidróxidos de Metais Alcalinos Introdução: O sódio é um metal fortemente eletropositivo. Encha também um tubo de ensaio. Pela reação de 50g de sódio em água. para seis tubos de ensaio respectivamente. 7. pois todos os metais alcalinos reagem espontaneamente e a baixa temperatura como o oxigênio e a umidade da pele. causando fortes queimaduras. ocorre reação violenta e o pedaço de sódio rapidamente com a água formando hidróxido de sódio e desprendendo hidrogênio conforme a reação: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g). Observe a formação de H2 e do NaOH. Como podemos obter NaOH em laboratório? 6. Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína? 3. Observe e anote. CuCl2 – 1 mol/L. coloque água até metade de sua capacidade. Em um béquer de 50 mL adicione 10 mL de álcool etílico. entre uma base de metal alcalino com sais solúveis de metais. Quando um pequeno pedaço de sódio é colocado em água a temperaturas ambiente. Em seguida vá adicionando os pedacinhos de sódio com cuidado para não ficar muito perto. desloca o hidrogênio da água a temperaturas ordinárias. Corte um pedacinho de sódio. Na2CO3(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCO3(s) + 2NaOH(aq). Quanto de sódio deve ser usado para obter 10g de NaOH? 10. Comente as reações dos metais alcalinos com a água. Fe+2. Al+3. Cu+2. 11. Co+2. Complete as equações e equilibre. Escreva as configurações eletrônicas dos íons metálicos: Mg+2.4 9. Ca+2. se não deve ocorrer a reação. escreva NR: A – NaOH + Al2(SO4)3 → ____________________________ ( ) B – Na2CO3 + H3PO4 →______________________________( ) C – NaOH + H2SO4 →_______________________________( ) D – NaOH + CuSO4 →_______________________________( ) E – Na2CO3 + Ca(NO3)2 →____________________________( ) 12. Ni+2. . utilizava-se o propileno para a síntese destes alquilbenzeno-sulfonatos. são anfipáticas (possuem uma parte polar e outra apolar). a micela. Diferenciem detergentes “duros” e “moles”. A capacidade de limpeza dos detergentes depende de sua capacidade de formar emulsões com materiais solúveis nas gorduras. Partículas sólidas de sujeira se dispersam na emulsão. as moléculas de detergentes envolvem a "sujeira" de modo a colocá-la em um envelope solúvel em água. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 03 ASSUNTO: Fabricação de Detergente Introdução: Os detergentes são compostos de moléculas que contêm grandes grupos carbônicos. Por fim adicione 1 mL do corante e 1 mL da essência. Que são grupos “hidrofóbicos” e “hidrófilos”? 8. Qual a principal vantagem dos detergentes sobre os sabões? 7. Os sais de sódio dos ácidos sulfônicos são talvez os detergentes mais utilizados. As partes não polares de tais moléculas dissolvem-se em gorduras e óleos e as porções polares são solúveis em água. Questionário: 1. Utilize o papel indicador de pH.0 (neutro). 6. estes detergentes denominados duros vêm sendo substituídos por detergentes denominados moles ou biodegradáveis. Na emulsão.5 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. as moléculas de todos eles têm uma característica em comum também apresentada pelo sabão. Para a obtenção destes detergentes. Reação: + R-C6H5SO3H(aq) + NaOH(aq) → (R-C6H5SO3 Na )(aq) + H2O(l) Material e Reagentes: Béquer de 500 mL Ácido Sulfônico Solução de hidróxido de sódio 40% Proveta de 100 mL Bureta de 50 mL Bastão de vidro Corante Essência Cloreto de sódio Água Papel indicador de pH Procedimento: Em um béquer de 500 mL dissolver 50 mL de ácido sulfônico em 400 mL de água bem lentamente para que não faça muita espuma e deixe em repouso por 10 minutos. adiciona-se o cloreto de sódio. com o objetivo de obter o pH = 7. Até algum tempo atrás. Embora os detergentes sintéticos difiram consideravelmente uns dos outros quanto a estrutura química. Dê exemplo de uma reação de saponificação. Seguidamente efetua-se a sulfonação e finalmente a neutralização. O que é um detergente? Qual a sua fórmula química? 4. Adicionar o Hidróxido de sódio com auxílio da bureta ao Ácido Sulfônico. Os álcoois de C12 a C18 utilizam-se em quantidades enormes na manufatura de detergentes. O que é um sabão? Qual a sua fórmula química? 2. e um ou mais grupos polares. Estes impediam a rápida degradação biológica do detergente nas instalações de tratamento de água. Como medir a capacidade de limpeza dos sabões e detergentes? . os grupos hidrofóbicos (que não têm afinidade pela água). Para dar viscosidade adequada ao detergente. ligase primeiramente um grupo alquil de longa cadeia a um anel bezênico por ação de um haleto de alquila. Na maioria dos países industriais. 5. de um alceno ou de um álcool conjuntamente com catalisador de Frieldel-Crafts. 3. os grupos hidrofílicos (que têm afinidade pela água). Comente a reação observada na experiência. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 04 ASSUNTO: Obtenção de Hidróxidos de Metais Alcalinos Terrosos Introdução: Todos os óxidos de metais alcalinos terrosos. Qual a função medicinal do óxido de magnésio? Como é conhecida vulgarmente a solução deste óxido? 5. até que tenha obtido um filtrado límpido e transparente. Qual a solução é mais fortemente básica? Quais os valores de pH obtidos? 3. isto é. 6 tubos de ensaio Bastão de vidro Espátulas Estantes para tubos de ensaio Vidro de relógio Fenolftaleína 2 erlenmeyeres de 250 mL Papel indicador de pH Papel de filtro Funil Procedimento: 1. Repita o procedimento de 1 a 3 usando o óxido de cálcio. Qual a solubilidade dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos? . MO(s) + H2O(l) → M(OH)2(aq) A velocidade desta reação aumenta diretamente com a dimensão do íon metálico. M(OH)2. Os hidróxidos aumentam consideravelmente suas solubilidades com a dimensão do íon metálico. Agite bem. Os óxidos e os hidróxidos dos metais alcalinos terrosos apresentam caráter básico e a basicidade aumenta com o tamanho do íon metálico. Material e Reagentes: 2 béqueres de 50 mL MgO 3 pipetas de 5 mL CaO 1 proveta de 25 mL CuSO4 sol. 5. exceto o BeO reagem com água formando hidróxido iônicos. 4.6 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. 5% Ba(OH)2 sol Sat. Anote o aspecto. Qual o óxido de metal alcalino terroso mais solúvel em água? 2. e depende também do prétratamento que o óxido tenha sofrido. o MgO que tenha sido aquecido a uma temperatura muito elevada não reage com água. Assim. o Mg < Ca < Sr < Ba. então o hidróxido mais solúvel é o hidróxido de bário. Em 6 tubos de ensaio adicione: Tubo 1 – 2 mL da solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina Tubo 2 – 2 mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina Tubo 3 – 2 mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de Fenolftaléina Tubo 4 – 2 mL da solução de Mg(OH)2 e 2 gotas de CuSO4 Tubo 5 – 2 mL da solução de Ca(OH)2 e 2 gotas de CuSO4 Tubo 6 – 2 mL da solução de Ba(OH)2 e 2 gotas de CuSO4 Observe e anote. Exceto o BeO e o Be(OH)2 que são anfóteros. 3. Filtre a mistura tantas vezes quantas forem necessárias. Pese 2g de óxido de magnésio em um béquer de 50 mL e depois adicione 2 mL de água destilada. Uma elevação de temperatura aumenta ou diminui a solubilidade de uma substância? 4. 2. Em um vidro de relógio coloque 2 gotas de cada solução e determine o pH. Questionário: 1. Agite bem. isto em função da diminuição da energia de rede. Adicione ao béquer mais 25 mL de água destilada. Anote o aspecto. 7. Escreva as reações obtidas após a adição do hidróxido de cálcio. ou não reações químicas independentes com formação ou não de precipitados. 2. necessário para formar uma solução saturada em 100g de solvente. 4. Com base nos valores de pH obtidos classifique os sais usados em sais ácidos. 5. Escreva as reações que se verificam após adição do HCl. que são capazes de se mover no seio da solução e de produzir. Determine o pH de cada solução usando papel indicador. Tire conclusões com relação às reações que se verificaram. 3. 6. e de acordo com isso. Quando ácidos poliácidos e bases polibásicas reagem totalmente. Uma solução aquosa de qualquer sólido iônico contém íons positivos relativamente livres de atrações mútuas. Coloque com cuidado em cada tubo. 5. Pesquise os valores de solubilidade dos sais usados nesta prática. Defina solubilidade de compostos iônicos em água. 6. Material e Reagentes: Carbonato de sódio Cloreto de sódio Sulfato de sódio Bicarbonato de sódio Nitrato de sódio Ca(OH)2 1 mol/L HCl 1 béquer de 250 mL 6 tubos de ensaio 1 pipeta de 10 mL 1 estante para tubos de ensaio Espátula Papel indicador de pH Procedimento: 1. Em seguida adicione 2 mL de HCl aos tubos de ensaio. a solução resultante é neutra. .5 g de determinados compostos: Tubo 1: Nada Tubo 2: Cloreto de sódio Tubo 3: Bicarbonato de sódio Tubo 4: Carbonato de sódio Tubo 5: Sulfato de sódio Tubo 6: Nitrato de sódio 3. Comente a solubilidade dos produtos obtidos. o sólido passa a solução e a dissolução prossegue até a solução ficar saturada. Comente a solubilidade dos produtos obtidos. Faça observações com relação à formação ou não de precipitados. Faça observações e tire conclusões com respeito à solubilidade desses sais. porém quando a neutralização não ocorre totalmente. a massa de sal dissolvido. Quando um sal iônico é gradualmente adicionado à água. o que devemos manter constante? Justifique. Adicione 1 mL de solução de hidróxido de cálcio 1 mol/L a cada tubo de ensaio. coloque em cada um deles 10 mL de água destilada. Questionário: 1. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 05 ASSUNTO: Solubilidade de Sais Introdução: A quantidade de um sólido que se dissolve numa quantidade fixa de um solvente particular é limitada. desde que a temperatura se mantenha constante. 7. 35g é a solubilidade do cloreto de sódio a 28°C. os sais resultantes contêm átomos de hidrogênio ou íons hidroxilas substituíveis e os sais resultantes são chamados de sais ácidos ou sais básicos. Em uma estante com seis tubos de ensaio. Assim 100g de água a 28°C dissolvem 35g de cloreto de sódio. Experiências mostram que este limite é uma constante para determinadas substâncias. 4. Defina sais ácidos. básicos e neutros. básicos e neutros. Na determinação da solubilidade de um composto. Dependendo da origem que se tem em termos do ácido ou da base.7 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. Determina-se solubilidade de um sal. 2. a uma dada temperatura. tem-se maior acidez ou basicidade para o sal. 3. 6. O abrandamento pode ser efetuado por fervura ou pela adição de substância amolecedoras. Explique porque os detergentes são mais eficientes que os sabões em água dura.005 mol/L 1 vidro de relógio Sabão Fósforo Detergente Estantes para tubos de ensaio Papéis de filtro Bastão de vidro Fenolftaleína sol. Repetir esse procedimento. Observar e anotar. Observar e anotar. mostrando todas as equações? 11. Águas duras de dureza permanente são aquelas que apresentam íons de cálcio e/ou magnésio na forma de outros ânions. Parte II – Dureza Permanente: Retirar 30 mL de solução de sulfato de magnésio 0. Retirar 30 mL de filtrado e transferir 15 mL para o tubo de ensaio I e 15 mL para o tubo de ensaio II. 5. 9. Qual a fórmula química do sabão. Colocar um pedacinho de sabão em cada um dos tubos de ensaio II e III e agitar vigorosamente. Filtrar e ter-se-á água de bicarbonato de cálcio. Em que consiste a água desionizada? Onde ela é empregada? 3. Cite os principais processos utilizados para o abrandamento da água. . etc. Diferenciem detergentes “duros” de detergentes “moles”. Descreva os processos de tratamento utilizados neste experimento. tais como as já citadas anteriormente. 4. adicionando em seguida 5 gotas de fenolftaleína. bicarbonato de sódio. O método mais comum para se remover a dureza. Colocar um pedacinho de sabão em cada um dos tubos de ensaio II e III e agitar vigorosamente. Explique o significado de “água dura”. sulfatos. considerando-o como um estearato de sódio solúvel? Cite algumas desvantagens que o mesmo pode apresentar. Material e Reagentes: Funil Bicarbonato de Sódio 9 tubos de ensaio de 18/2. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 06 ASSUNTO: Dureza Temporária e Permanente da Água Introdução: Águas duras de dureza temporária são aquelas que contêm íons de cálcio e/ou magnésio na forma de bicarbonato. utilizando ao invés do sabão.005 mol/L e transferir 15 mL para o tubo de ensaio I e 15mL para o tubo de ensaio II. deixá-lo esfriar e depois filtrar.8 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. tais como: hidróxido de sódio. fosfato de trisódico.5 cm Pipetas 2 erlenmeyer de 250mL Bico de Bunsen Espátula Carbonato de cálcio Carbonato de sódio 10% Sulfato de sódio Sulfato de magnésio 0. 10. O que é um trocador de íons? Caracterize os melhores. Escreva as equações esquemáticas gerais para desionização da água dura por meio de um trocador de íons. hidróxido de cálcio. como: cloretos. Passar o novo filtrado para o tubo de ensaio III. tanto a temporária como a permanente. carbonato de sódio. nitratos. Adicionar ao tubo I 5 mL de carbonato de sódio a 10% e em seguida filtrar para dentro do tubo III. O abrandamento não pode ser efetuado por fervura e sim somente por adição de substância que provocam o amolecimento. Ferver o tubo de ensaio I durante 5 minutos. Borbulhar gás carbônico durante 5 minutos com auxílio de uma pipeta. Questionário: 1. Procedimento: Parte I – Dureza Temporária: Pesar em um vidro de relógio 1g de carbonato de cálcio em pó e colocar num erlenmeyer contendo 100 mL de água destilada. da água é a passagem da água dura através de um trocador de íons. Explique o que vem ser uma “substância amolecedora”. 7. 4 gotas de detergente. 8. Observar e anotar. Diferencie água “temporariamente dura” de “permanentemente dura”. 2. e considera-se que a ligação boro-oxigênio tem 1/3 da dupla ligação. -10 A primeira ionização do ácido bórico. em seguida adicione 2 mL de metanol. Qual o pH de uma solução para a lavagem de olhos preparada pela adição de 1.9 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO.5g de ácido bórico em água suficiente para obter 100 mL de solução? 4. Qual a melhor representação para o ácido bórico H3BO3 ou B(OH)3. cuja estrutura cristalina consiste em camadas planas de moléculas de H3BO3. Em um tubo de ensaio coloque uma pequena quantidade de ácido bórico. introduza-o no tubo de ensaio. 3. determine o pH. Qual a equação do ácido bórico em água? 2. Depois acrescente uma pequena quantidade de ácido bórico. na qual se comporta como um ácido fraco.0x10 mol/L) e geralmente escrita da seguinte forma: + H3BO3(s) + H2O(l) → B(OH)4 (aq) + H (aq) O ácido bórico reage com o metanol em presença catalítica do ácido sulfúrico para formar um éster volátil. que é uma das formas que o boro ocorre na natureza. dando uma coloração verde brilhante a chama. agite bem e usando papel indicador. . Qual a geometria do éster formado. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 07 ASSUNTO: Comportamento Químico do Ácido Bórico Introdução: Os compostos do Boro contendo grupos OH têm caráter ácido. escamoso. Explique. é provavelmente solúvel em água. queima. retire uma amostra do éster formado e leve-o a chama do bico de gás. Material e Reagentes: 2 tubos de ensaio Ácido bórico 3 pipetas de 5 mL Metanol Capilar de vidro ou alça de platina Solução de H2SO4 1mol/L Papel Indicador de pH Estante para tubo de ensaio Procedimento: Em uma estante de tubo de ensaio coloque 1 tubo de ensaio. O ácido bórico (H3BO3) tem ponto de fusão baixo (189ºC) e é volátil. o borato de metila. Quando este éster é levado a uma chama. A medida da intensidade desta coloração é usada numa técnica chamada espectroscopia de emissão de chama para estimar a quantidade de boro presente numa amostra. e adicione 2 mL de água destilada. Questionário: 1. o átomo do boro é ligado covalentemente a três átomos de oxigênio e com uma estereoquímica trigonal regular. agite até completa dissolução do ácido bórico. agite novamente. Qual a reação do ácido bórico com o metanol em presença de H2SO4? 5. As camadas adjacentes são unidas no cristal por atrações de Van der Waals relativamente fracas. Explique a finalidade de adição do ácido sulfúrico. Observe. é um sólido branco. O ácido bórico H3BO3 ou B(OH)3. Em que região do espectro eletromagnético ocorre a espectroscopia de emissão do boro? 6. Usando um tubo de capilar. que é uma única que ocorre numa extensão (Ka = 6. Com o auxílio de uma pipeta adicione duas gotas de H2SO4 1 mol/L. gota a gota. Quais as suas observações tiradas em relação à reação do hidróxido de amônia com o cloreto de alumínio.nH2O. As soluções aquosas de quase todos os sais de alumínio são ácidas. pois embora se dissolva facilmente em ácido clorídrico. provavelmente devido à formação da película de óxido de alumínio. Questionário: 1. Observe. Qual o gás formado na reação do hidróxido de sódio com o alumínio metálico? Escreva a reação. devido a hidrólise do íon Al+3. Este óxido por ser anfótero é solúvel em ácidos e bases. Qual a reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico? 4. cuja fórmula 3+ provável. Material e Reagentes: 4 tubo de ensaio Alumínio metálico 6 pipetas de 5mL Solução de NaOH 1mol/L 1 espátula Solução de HCl 2 mol/L 1 estante para tubos de ensaio Ácido Nítrico (concentrado) Obs: Para obtenção do AlCl3. no ácido nítrico não ocorre reação visível. 3 mL da solução de hidróxido de sódio. formado o íon [Al(OH)4] . mas que com o passar do tempo cai se tornando cada vez mais difícil de solubilizar. Papel indicador de pH Hidróxido de amônia 1mol/L Cloreto de alumínio Procedimento: Coloque em um tubo de ensaio. forma-se um precipitado branco. Qual a razão do alumínio não ser solúvel no ácido nítrico? 2. . mas a reação é muito lenta para ser percebida. reagir Al(s) + HCl(aq). verifique o pH. em reações que podem ser descritas como: Al(s) + 6H+(aq) → Al3+(aq) + 3H2(g) Al(s) + 2OH (aq) + 6H2O(l) → 2Al(OH) 4 (aq) + 3H2(g) A primeira dessas reações parece indicar que o alumínio se dissolve em todos os ácidos. mas isto não é verdade. usando uma espátula. Quando se adiciona progressivamente uma base as soluções aquosas de alumínio. No mesmo tubo de ensaio adicione 3 mL da solução de hidróxido de amônia. Em outro tubo de ensaio coloque 3 mL de água destilada. em seguida. 3. Em outro tubo de ensaio coloque 3 mL de ácido nítrico concentrado. sob agitação. Observe. Depois adicione a solução hidróxido de sódio com agitação. Observe. Observe. 5. de fórmula Al(OH)3. facilmente solúvel em ácidos ou excesso de base quando recentemente precipitado. em seguida adicione uma pequena quantidade de alumínio. Explique e escreva as reações. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 08 ASSUNTO: Reações do Alumínio Metálico e do Cloreto de Alumínio Introdução: O potencial de oxidação levado indica que o alumínio deve reduzir a água. adicione uma pequena quantidade de alumínio. deste íon é [Al(H2O)6] . gelatinoso. adicione uma pequena quantidade de cloreto de alumínio. adicione uma pequena quantidade de alumínio. gota a gota. Al2O3. Escreva as reações do hidróxido de alumínio com o HCl e o NaOH.10 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. Em outro tubo de ensaio coloque 3 mL da solução de ácido clorídrico. até a formação de um precipitado. o oxigênio do ar oxida soluções Sn(II) à Sn(IV) a menos que algum Sn metálico esteja presente em contato com a solução de Sn(II).e do SnCl3-? Qual a razão do Pb metálico não dissolve apreciavelmente em HCl. Questionário: 1. para a maior simplicidade escrita como SnO2. assim o Sn se dissolve completamente em água-régia. O Pb por outro lado. O chumbo metálico não se dissolve. para formar o ácido complexo H2SnCl6. Porque o estado de oxidação 2 é mais estável para o Pb do que para o Sn? Qual a razão de utilizar na solução de HCl a quente para dissolver o Sn Quais as estruturas de SnCl42. Com os ácidos oxidantes. Entretanto isto só é possível na prática se utilizarmos uma solução de HCl ou H2SO4 a quente. observe que o aquecimento deve favorecer a reação. Quando o HNO3. 2. O estanho reage lentamente formando o dióxido insolúvel. como HNO3 concentrado o estanho e o chumbo reagem diferentemente.11 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. só se consegue colocar o Sn em solução adicionando-se uma alta concentração de Cl-. nesse caso. não sob a forma de íons Sn+2(aq) e sim sob a forma dos cloro-complexos 2SnCl4 ou SnCl3 . Aqueça os tubos dos itens 1 e 2. Por outro lado.).H2O. Em seguida adicione 5mL de HCl 1 mol/L. Em um tubo de ensaio adicione Pb (metálico) a 2 mL de HNO3 e observe a reação. Material e Reagente: 6 Tubos de ensaio Estante para tubo de ensaio 4 pipetas Bico de Bursen HCl 1 mol/L H2SO4 1 mol/L HNO3 Sn sólido Pb sólido Procedimento: Com o auxílio de uma espátula. 6. Tanto o Sn como o Pb metálicos podem dissolver-se solução 1mol/L de ácidos não oxidantes. SnO2. Em outro tubo de ensaio coloque uma porção de Sn (metálico) e adicione 5 mL de H2SO4 1 mol/L. SnO2. 7. 5. Observe. Observe a dissolução rápida do Sn. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 09 ASSUNTO: Reações do Estanho e Chumbo Metálico Introdução: A química desses dois elementos mostra muitas semelhanças. Soluções que contenham Sn(II) são bons agentes redutores de fato. 2 e 3 usando o Pb (metálico) e faça as suas observações? Em um tubo de ensaio adicione Sn(metálico) a 1 mL de HNO3(conc. é de fato o hidróxido hidratado. A solução formada contém íons Sn(II). 8. 4. apreciavelmente em HCl diluído ou em H2SO4 com concentração até 50%. exceto que o estado de oxidação +2 é mais estável para o chumbo do que o estanho. reage rapidamente com HNO3 gerando o nitrato de Pb(II) solúvel. somente os oxidantes muito fortes podem oxidar Pb(II) a Pb(IV) em solução aquosa. Embora o dióxido insolúvel do Sn(IV) formado seja. Repita as operações 1. é usado como ácido oxidante. resulta no estado de oxidação (+4). diluído? Qual a reação do Sn(s) e HNO3(aq)? O que é água régia? Qual a reação entre Sn(s) com água régia? Qual a equação da reação entre o Pb(s) e HNO3(aq)? . Observe. coloque uma porção de Sn(metálico) em um tubo de ensaio. 3. ) Em um terceiro tubo de ensaio adicionar 2mL de NaNO2 3M e NaI 1 mol/L.) Identificar pelo cheiro o gás formado. 2. 5. contém nitrogênio na forma de nitratos. 4.) Adicionar ao tubo de ensaio 0. Observar. estando os compostos de nitrogênio em soluções ácidas ou básicas. O íon nitrito pode ser oxidado a nitrato por muitos pares oxidantes relativamente fracos.07g de enxofre e 0.18 mol/L.12 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. Parte II 1.) Deitar a mistura sobre a tela de amianto e aquecer. 7. 7. 5. percebe-se que qualquer composto formado por nitrogênio e que tenha um número de oxidação +3 e +5 pode em condições adequadas de pH atuar como um oxidante ou como redutor. Quantos litros de gás. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 10 ASSUNTO: Propriedades Oxidantes e Redutoras do NO3. 5. 3.18 mol/L. 6. 2.08g de carvão. Já o íon nitrato (NO3-) tem uma estrutura trigonal planar e em presença de íons H pode atuar como um oxidante.) Em um tubo de ensaio colocar 1mL de solução de NaNO2 3 mol/L.) Pesar um papel de filtro 0. Questionário: 1. .) Em outro tubo de ensaio juntar 3mL de NaNO2 e 3mL de H2SO4 2.) Reservar o tubo de ensaio para posterior observação. Observar. 8. Misturar e deixar arrefecer.) Misturar cuidadosamente com o auxílio de uma espátula. mas não como um redutor. especialmente em regiões férteis.) Adicionar cuidadosamente a mistura. Material e Reagentes: Balança Bico de bursen Espátulas Papel de filtro Pinça de madeira Pipetas Procedimento: Parte I 1. nitritos e outros compostos.5mL de H2SO4 2. é uma fonte conveniente de matéria prima para a preparação de compostos de nitrogênio. torna se nitidamente evidente quando se compara o com o mesmo efeito sobre o íon nitrito.) A um outro tubo de ensaio adicionar 2 mL de solução de KNO3(NaNO3) e 3mL de solução de hidróxido de potássio 30% 4.) Adicionar à solução pequena quantidade de zinco metálico e aquecer. 1 mL de ácido nítrico 1:1. Considerando-se conjuntamente as diagramas de oxidação. se libertarão após a combustão de: 100g de pólvora 2g de pólvora Fale sobre os usos dos nitritos. Comente as propriedades oxidantes dos nitritos. Observar. A combustão da pólvora negra processa-se de acordo com a seguinte reação aproximada Tela de amianto Tripé de ferro Tubos de ensaio Vidro de relógio KNO3 ou NaNO3 Ácido nítrico Ácido sulfúrico concentrado Carvão em pó Enxofre em pó Nitrato de potássio em pó Solução de FeSO4 Solução de H2SO4 2. Observar a coloração da solução. É relativamente estável em soluções básicas e neutras. 2. Além disso. O solo. os reagentes sobre o vidro de relógio.5mL de H2SO4 2. 0. reduzido às condições de ⎯→ a) b) 4. O íon nitrito (NO2 ) é angular com ângulo de ligação de 125°.e NO2Introdução: O nitrogênio (N2) constitui cerca de 78% do volume da atmosfera. em um tubo de ensaio. 3. O efeito da concentração do íon H sobre a capacidade de oxidação do íon nitrato. 3.) Adicionar à solução 0.18 mol/L.51g de KNO3(NaNO3). Balancear todas as equações das reações utilizadas na prática por oxi-redução identificando os agentes oxidantes e redutores? Comente as propriedades oxidantes e redutores do íon NO3-.18 mol/L Solução de KOH 30% Solução de Na2Cr2O7 1 mol/L Solução de NaI 1 mol/L Solução de NaNO2 3 mol/L Zinco Metálico Solução de KNO3(NaNO3) 1 mol/L 2 KNO3 ( s ) + 3C ( s ) + S ( s ) ⎯Δ K 2 S ( s ) + 3CO2 ( g ) + N 2 ( g ) . além de possuir o estado de oxidação +3.) Colocar 1 mL de solução de sulfato ferroso e 3 mL de ácido sulfúrico concentrado. deixando escorrer pelas paredes do tubo de ensaio. 6.) Adicionar a mistura 1mL da solução de Na2Cr2O7 1 mol/L e aquecer. T = 29°C e P = 1atm. 7. 8. . Comente a importância do HNO3 na química orgânica.13 6. Comente as estruturas geométricas dos íons nitrato e nitrito. Quais os métodos de preparação do HNO3? Comente resumidamente. A maioria dos usos do peróxido de hidrogênio baseia-se na sua ação oxidante. H2O (óxido de hidrogênio).25 mol/L Tetracloreto de carbono K2Cr2O7 Papel indicador de pH H2O2 . 2. porque ambos o peróxido de hidrogênio e a base hidróxido de sódio são solúveis em água. mergulhá-lo lentamente no tubo já preparado. adicionando-se um peróxido de sódio sólido à água gelada. devemos começar com reagentes que venham a produzir peróxido de hidrog6enio e um sal insolúvel. entretanto.25 mol/L.45g de peróxido de bário num vidro de relógio e transferir para um béquer juntamente com 25 mL de ácido sulfúrico 2 mol/L.) Põe-se 2 mL de peróxido de hidrogênio e ácido sulfúrico 1 mol/L num tubo de ensaio. 2.45 g de Peróxido de Bário Éter etílico Ácido sulfúrico 1 mol/L e 2 mol/L Permanganato de potássio (sólido) 2mL de KI 0. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 11 ASSUNTO: Síntese e Propriedades do Peróxido de Hidrogênio Introdução: Normalmente. 3. 3. Material e Reagentes: Cuba de vidro 4 Bastões de vidro Vidro de relógio Erlenmeyer Béquer Pipetas Funil 3 tubos de ensaios Espátula Gelo picado Papel de filtro Procedimento: Parte I: Síntese do peróxido de hidrogênio 1. pela ação da luz ultravioleta sobre o oxigênio na presença de vapor d'água. O peróxido de hidrogênio é um dos agentes descorantes mais largamente usados porque ele é eficaz.) Num tubo de ensaio. mas suave e pode agir como oxidante em soluções neutras. Somente leves traços de peróxido de hidrogênio ocorrem na natureza na atmosfera e na chuva e na neve.) Molhar um bastão de vidro limpo numa mistura de dicromato de potássio 0. por 2 mL de ácido sulfúrico 1 mol/L com 2mL do filtrado obtido.) Pesar 8.14 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO.) Adicionar 2 mL de KI 0. como se vê na seguinte reação: H2O2 + 2NaOH Na2O2 + 2H2O O produto é uma solução alcalina de peróxido de hidrogênio. Parte III: Propriedade oxidante 1. 2.) Põe-se 2 mL de peróxido de hidrogênio e 2 mL de ácido sulfúrico 1 mol/L em um tubo de ensaio. o hidrogênio e o oxigênio combinam-se para formar água comum. Observe. Questionário: 8. Parte II: Identificação 1. Agitar com o bastão de vidro. coloca-se uma mínima quantidade de permanganato neste tubo anterior. adiciona-se 1 mL de CCl4. 2.) Com uma espátula. como será mostrado na prática. eles podem-se combinar para formar um composto menos estável de fórmula.5 mol/L e em seguida. Sob condições especiais. Também se pode usar uma solução bastante diluída de peróxido de hidrogênio na desinfecção bucal.A. resultando no peróxido de hidrogênio e no hidróxido de sódio. Faça o mesmo teste com o H2O2 P. Mas é difícil separar o peróxido de hidrogênio de qualquer um desses compostos dissolvidos exceto por destilação.) Filtrar o precipitado para um erlenmeyer em banho de gelo.) Adiciona-se lentamente a mistura éter etílico até que seja formada uma coluna de 1 mm acima desta. Conseqüentemente. Esses traços são formados. chamado peróxido de hidrogênio. se tivermos de obter uma solução que contenha somente peróxido de hidrogênio pela reação de um peróxido metálico com um ácido. Depois. 4.) Medir o pH do filtrado obtido. por exemplo. Parte IV: Propriedade redutora 1. Pode-se preparar uma solução diluída de peróxido de hidrogênio no laboratório.) Agitar o bastão de modo que a reação se processe na fase éter. H2O2. provavelmente. 3. Por que usamos o banho de gelo nesta prática? Qual o nome e a coloração do produto resultante da reação do dicromato de potássio com o peróxido e o ácido sulfúrico? Escreva a reação balanceada. Escreva a reação referente à parte IV (propriedade redutora) citando os agentes oxidante e redutor com seus respectivos NOX. 7. 6. 4. Escreva a reação balanceada do peróxido com o ácido sulfúrico e KI. 2. 8. 5.15 1. Qual é a estrutura do peróxido de hidrogênio? Como se dá a preparação laboratorial do peróxido de hidrogênio? Qual a importância dos estabilizadores no H2O2? . 9. Comente as propriedades físicas e químicas do H2O2. Qual o pH do peróxido de hidrogênio? Escreva a reação para sua síntese feita no laboratório. 1g de iodeto e 0. Observe a reação e depois completar para 1.) Em seguida goteja-se ácido fluorídrico a 30%. A solubilidade do iodo em água é limitada. Escreva as reações de obtenção do iodo com os reagentes usados na prática. 5. Comente as propriedades oxidantes do iodo. SiO2. Calcule a massa de iodo produzida em cada reação. 2. Observar. Material e Reagentes: Estilete Vidro Algodão 7 tubos de ensaio Pipetas de 5mL Espátula Estante para tubos de ensaio Papel de filtro Procedimento: Parte I: Gravação em vidro 1.) Em seguida adicionar 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado em cada tubo. (Gravação em vidro) Obtenção e Propriedades do Iodo Introdução: O fluoreto de hidrogênio.05g de iodo em quatro tubos de ensaio e adicionar 2. 8.16 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO. Seu vapor é violeta-escuro. usam-se recipientes de polietileno. 2. cor que é reforçado nas soluções em solventes apolares como CCl4 e CS2. HF. é obtido da reação do H2 e F2 que reage de forma espontânea. 4. 4.0mL com água destilada. Comente a utilização da tintura de iodo. de metais como cobre. com um brilho semimetálico. Parte III: Solubilidade do iodo 1. O iodo é um sólido cinza-escuro. Descreva a solubilidade do iodo nos diferentes solventes. Apresenta uma alta pressão de vapor pode ser facilmente percebido. 10. O iodo forma um complexo azul-escuro com o amido. resultando no HF. Parte II: Obtenção do iodo 1. água e etanol.) Colocar em três tubos de ensaio 0. 6. ΔGº = -541 KJ H2(g) + F2(g) O método mais comum para se preparar o HF em laboratório. 3.) Aguardar uma hora e meia ou duas horas e então remover o ácido com água e a parafina com água fervendo e um algodão embebido em benzeno.) Aquecer lentamente o estilete para facilitar a remoção da parafina solidificada. é baseado na reação do ácido sulfúrico concentrado sobre um fluoreto metálico. Sol.) Colocar 0. acondicionamento e transporte de soluções aquosas corrosivas do ácido fluorídrico. 2. CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO MARANHÃO DIRETORIA DE ENSINO SUPERIOR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA Professores: Gilvan / Hilton AULA PRÁTICA Nº 12 ASSUNTO: Utilização do Fluoreto de Hidrogênio. O que uma tintura? 9. Dê exemplos de obtenção de HF em laboratório. . a cor das soluções é castanha. Agitar e em seguida deixar em repouso. 2HF(g) . Para manipulação. Explique como se pode aumentar esta solubilidade. O HF tem propriedades que o torna extremamente perigosos: causa “queimaduras” químicas que são extremamente dolorosas e que geralmente leva vários meses para cicatrizar. 30% Parafina Querosene – C2H5OH – CCl4 Iodo H2SO4 concentrado KI – MnO2 – KMnO4 K2Cr2O7 Questionário: 1.) Fundir a parafina e espalhar uma fina camada sobre uma superfície vítrea. aço ou revestidos de parafina. chumbo.0mL dos seguintes solventes: Água – Álcool Etílico – Querosene – Tetracloreto de Carbono. Em solventes polares com. 3. apesar de ser um oxidante forte. Qual a reação do ácido fluorídrico com o vidro? O vidro também é atacado por hidróxidos? Explique. de HF. 7. executando o desenho desejado. Explique o acondicionamento do flúor em recipientes metálicos.1g de oxidante na ordem indicada: MnO2 – KMnO4 – K2Cr2O7. O ácido fluorídrico ataca o vidro. platina. reagindo com a sílica.