Química Inorgânica - Práticas

Química Inorgânica - Práticas

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PRÁTICA 01: HIDROGÊNIO

  1. OBJETIVOS:

1.1. Preparar hidrogênio por vários processos;

1.2. Verificar propriedades físicas do hidrogênio;

1.3. Analisar a reatividade do hidrogênio;

1.4 .Estudar a série eletroquímica.

2. MATERIAL NECESSÁRIO:

2.1. SOLUÇÕES/ REAGENTES:

a) Metais: sódio, zinco, cobre.

b) Ácidos: ácido clorídrico diluído e concentrado;

ácido sulfúrico diluído e concentrado.

c) Base: hidróxido de sódio.

d) Sais: sulfato de cobre, sulfato de zinco e cloreto de ferro (III).

e) Indicador fenolftaleína.

2.2. VIDRARIA/PORCELANA:

Béquer cap. 50ml

Béquer cap. 100ml;

Cápsulas de porcelana;

Pipetas diversas;

Tubos de ensaio;

Tubos de desprendimento.

Vidros de relógio.

2.3. OUTROS MATERIAIS:

Bico de Bunsen;

Espátula de aço com cabo de madeira;

Estante de madeira para tubos de ensaio;

Papel de filtro;

Pinças de madeira para tubo de ensaio.

03. FUNDAMENTOS TEÓRICOS

3.1. MÉTODOS DE OBTENÇÃO DE HIDROGÊNIO EM LABORATÓRIO:

Como só existem quantidades mínimas de hidrogênio, na natureza, ele deve ser preparado por reações químicas dos compostos que o contenham. Os compostos de hidrogênio que servem como matéria-prima para produção do gás hidrogênio são: água, certos ácidos, certas bases e hidrocarbonetos.

O hidrogênio pode ser obtido utilizando-se suas propriedades. Em ambos os casos, obtem-se o hidrogênio atômico, conhecido como hidrogênio nascente que é uma espécie reativa e que rapidamente se converte em hidrogênio molecular.

3.1.a) PELA REAÇÃO ENTRE UM METAL E UM ÁCIDO:

Muitos metais podem substituir diretamente o hidrogênio dos ácidos. O ácido sulfúrico diluído, o ácido clorídrico, diluído ou concentrado, reagem rápida ou lentamente com muitos metais sem oxidar o hidrogênio formado. Estes ácidos sãoos mais convenientes para a preparação do hidrogênio em laboratório, pelo seu deslocamento com metais. No entanto, alguns outros ácidos, como o ácido nítrico concentrado ou diluído, ou o ácido sulfúrico concentrado, são agentes oxidantes fortes, e, quando reagem com metais, ocorre a redução dos seus íons negativos, o metal é oxidado e em vez de hidrogênio, forma-se água.

HIDROGÊNIO MOLECULAR E HIDROGÊNIO NASCENTE

Em muitos casos o hidrogênio que se produz é capaz de realizar reações que não ocorrem com o hidrogênio molecular e se deve a capacidade especial de reação do estado nascente. Seu fundamento se baseia no fato de que o hidrogênio que reage se encontra em estado atômico, ativado, rico em energia. Assim se observa, por exemplo, que o hidrogênio que se desprende na reação do zinco com ácidos, pode reduzir cromatos e permanganatos.

3.1.b) A PARTIR DE METAIS MUITO REATIVOS COM A ÁGUA:

Os metais mais eletropositivos tais como o potássio, sódio, cálcio, podem deslocar o hidrogênio da água a temperatura ordinária. Estas experiências devem ser conduzidas com muita precaução porque são muito violentas e podem ser explosivas.

3.1.c) A PARTIR DE HIDRÓXIDOS:

Metais como zinco, alumínio e estanho reagem com soluções aquosas concentradas de hidróxidos metálicos fortemente básicos, por exemplo, NaOH e KOH, produzindo hidrogênio e hidroxo-complexos do metal.

Certos não-metais também reagem com soluções aquosas concentradas de bases fortes produzindo hidrogênio. Por exemplo, o silício reage com solução concentrada de NaOH, produzindo H2 e Na2SiO3.

3.2 SÉRIE ELETROQUÍMICA DOS METAIS:

À base dos dados experimentais e de medidas elétricas muito exatas, os químicos puderam dispor os metais comuns e o elemento hidrogênio na ordem das suas respectivas tendências a perder elétrons, formando íons positivos. A compreensão da chamada série eletroquímica ajuda a memorização dos elementos que podem liberar (deslocar) hidrogênio da água, dos ácidos e das bases.

A tabela 01 indica que os metais mais eletropositivos podem deslocar hidrogênio da água, a frio. Alguns metais menos eletropositivos podem deslocar o hidrogênio dos ácidos, ou, a temperaturas mais elevadas, do vapor d’água. Os metais que ficam abaixo do hidrogênio na série eletroquímica não deslocam este elemento nem da água nem de ácidos. Assim, por exemplo, o HCl mesmo concentrado não ataca os metais que estão abaixo do hidrogênio na série eletroquímica. O H2SO4 diluído atua sobre os metais que estão acima do hidrogênio com formação de sulfato metálico com o metal no menor estado de oxidação. Já o H2SO4 concentrado e a quente, atua sobre os metais que estão acima e abaixo do hidrogênio na série eletroquímica (exceção Au e Pt), com desprendimento de SO2, agindo portanto como oxidante. O HNO3 diluído ou concentrado atua sobre os metais (exceção Au e Pt), agindo sempre como agente oxidante. Quando diluído, o gás desprendido é o óxido nítrico, NO, e quando concentrado, é o óxido nitroso (NO2). Às vezes o ácido nítrico atua sobre metais de forma diferente dependendo da concentração do ácido. Por exemplo, com Sn e com Zn, o ácido nítrico diluído atua sem desprendimento gasoso, porque, provavelmente o ácido em excesso transforma a amônia em NH4NO3. O ácido nítrico de concentração mediana ataca o Sn com desprendimento de NO2 e formação de um precipitado branco de ácido metaestânico. Também se observa que o metal mais eletropositivo deslocará de uma solução os íons de um metal menos eletropositivo.

04. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

4.1. PREPARAÇÃO DE HIDROGÊNIO ( PROPRIEDADES )

4.1.a.) A PARTIR DE ÁCIDOS:

* Colocar em um tubo de ensaio grande, Zno e 5ml de solução concentrada de HCl. Observar o desprendimento de H2 e verificar propriedades como: cor, odor, e combustibilidade. Para examinar a pureza do gás desprendido, utilizar um palito de fósforo aceso e aproximá-lo da abertura do tubo, quando notará uma pequena explosão. Repetir o teste até não ocorrer mais o estampido. Então, acender o H2 que sai. (CUIDADO!)

Reatividade - PODER REDUTOR

* CuO + H2 -----> Cu + H2O (Temperatura elevada)

* Em dois béqueres (A e B) de 50ml, colocar em cada um, 5ml de solução de FeCl3. 0,1N. No béquer “A” passar H2 comum, preparado como descrito anteriormente (metal + ácido). No béquer “B” adicionar 1mL de HCl concentrado e Zno. Observar! Comparar o que acontece em ambos os casos.

4.1.b.) A PARTIR DA REAÇÃO DE METAIS MUITO REATIVOS, COM A ÁGUA:

* Colocar em uma cápsula de porcelana, 10ml de água destilada e 2 gotas de indicador fenolftaleína. Em seguida adicionar um pequeno pedaço de sódio metálico. Observar o desprendimento de hidrogênio.

4. 1.c.) A PARTIR DE BASES FORTES, CONCENTRADAS.

* Colocar em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Zn o e 5ml de solução de NaOH 6N. Aquecer e observar o desprendimento de H2.

4.2. ESTUDO DA SÉRIE ELETROQUÍMICA

* Marcar 4 tubos de ensaio. Realizar os testes abaixo usando sempre pequena quantidade do metal indicado e 3ml de solução.

Tubo 1: Cu + H2SO4 conc  (aquecer cuidadosamente)

Tubo 2: Zn + H2SO4 conc

Tubo 3: Zn + CuSO4 2N 

Tubo 4: Cu + ZnSO4 1N 

05. PÓS-LABORATÓRIO:

a) Escrever as equações das reações químicas.

b) Qual dos metais apresentou maior reatividade com a água?

c) Por que o pequeno glóbulo de Nao deslizou na superfície da água?

d) Por que devemos testar a pureza do hidrogênio antes de acendê-lo?

e) Quais as propriedades físicas do H2 evidenciadas nessa experiência?

PRÁTICA 02. METAlS ALCALINOS E

METAlS ALCALINOS TERROSOS

  1. OBJETIVOS:

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