Funções Inorgânicas

Funções Inorgânicas

Professor: Jairo Esteves

Química Geral II

Caracterização das

Funções Inorgânicas

1. Introdução teórica e objetivo

Esta prática teve como objetivo a verificação experimental de algumas propriedades das principais funções inorgânicas.

A química inorgânica é um ramo da química que estuda os elementos químicos e as substâncias da natureza que não possuem carbono coordenado em cadeias. Estes materiais compreendem 95% das substâncias existentes na terra e podem ser divididos em quatro principais grupos funcionais: Ácidos, Bases, Sais e Óxidos, cada um com suas propriedades químicas específicas.

Os óxidos são compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Óxidos de caráter acentuadamente iônico são classificados como óxidos básicos, pois quando reagem com água, geram como produto final uma base; quando reagem com um ácido, geram como produto final sal + água; quando reagem com óxidos-ácidos, geram como produto final um sal.

Óxidos de caráter acentuadamente covalente são classificados como óxidos ácidos, porque ao reagir com a água produzem um ácido e, ao reagirem com uma base, geram como produto final: sal + água. Os óxidos ácidos podem ser denominados também como anidridos.

Óxidos anfóteros possuem caráter intermediário entre o iônico e o covalente, tendendo para o covalente. Possuem um comportamento ambíguo pois se comportam tanto como óxidos básicos como óxidos ácidos, dependendo do meio em que se encontram, gerando nos dois casos como produto final sal e água.

Óxidos salinos, também chamados de duplos ou mistos, são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico.

Superóxidos são compostos binários onde o oxigênio possui NOX igual a – ½. Os superóxidos são formados exclusivamente por metais alcalinos e metais alcalino-terrosos.

Peróxidos são óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos. Nos peróxidos, o oxigênio apresenta NOX igual a -1.

Os ácidos são compostos moleculares que reagem com água, sofrendo ionização, e produzem o cátion H+. Segundo Arrhenius, os ácidos são eletrólitos pois apresentam íons em solução aquosa.

As Bases são compostos, capazes de sofrer dissociação na água liberando íons livres, mesmo em pequena quantidade, dos quais o único ânion é o hidróxido OH-. Segundo Arrhenius, as bases são eletrólitos, pois elas conseguem se dissociar.

Um indicador de pH, também chamado indicador ácido-base, é um composto químico que é adicionado em pequenas quantidades à uma solução e que permite saber se ela é ácida ou alcalina. Os indicadores de pH são frequentemente, ácidos ou bases fracas. Quando adicionados a uma solução, ligam-se aos íons H+ ou OH-. A ligação a estes íons provoca uma alteração da configuração eletrônica dos indicadores, e consequentemente, altera-lhes a cor

2. Materiais e Reagentes

  • Pinça metálica;

  • Bico de Bunsen;

  • Tripé de Ferro;

  • Tela de Amianto;

  • Becker;

  • Erlenmeyer;

  • Bastão de Vidro;

  • Tubos de Ensaio;

  • Estante para Tubos de Ensaio;

  • Funil de decantação;

  • Mangueira de Látex;

  • Kitassato;

  • Espátula;

    • Magnésio metálico (Mg);

    • Enxofre em pó (S);

    • Sódio metálico (Na);

    • Solução de 0,1 mol/L e a 10% de HCl – Ácido clorídrico;

    • Solução de0,1 mol/L de NaOH – Hidróxido de Sódio;

    • Solução de Ba(OH)2 – Hidróxido de Bário;

    • Carbonato de Cálcio (CaCO3);

    • Fenolftaleína;

    • Papel de Tornassol;

    • Verde de bromocresol (C21H14Br4O5S);

    • Vermelho do congo(C32H22N6Na2O6S2)

    • Azul de bomotimol(C27H28Br2O5S);

3. Procedimentos, observações, resultados e conclusões

Procedimento 1

Com uma tira de magnésio previamente decapada, utilizando uma pinça metálica, introduziu-se a ponta do magnésio na chama oxidante do bico de bunsen a fim de provocar sua combustão de acordo com a seguinte equação química:

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

Durante a incineração observou-se uma chama intensa, branca e brilhante, que é característica desse metal. Verificou-se uma reação de síntese, que teve como único produto formado o óxido de magnésio.

Em seguida, foram recolhidas em um béquer de 50 mL as cinzas dessa queima, as quais se tratam de óxido de magnésio, adicionando posteriormente um pouco de água. A reação ocorrida pode ser representada pela seguinte equação:

MgO(s) + H2O → Mg(OH)2

 

Observou-se que o reagente se tratava de um óxido básico, pois logo quando reagiu com a agua formou o hidróxido de magnésio, que é a base correspondente do óxido em questão.

Agitou-se o sistema com um bastão de vidro, e em seguida acrescentou-se uma gota de fenolftaleína e observou que a coloração ficou rosa, pois a fenolftaleína é um indicador ácido-base, que tem por suas caracteristicas ficar rosa em meio básico

Procedimento 2

Utilizando um fio de cobre com um pequeno anel nas extremidades, recolheu-se uma pequena quantidade de enxofre (S), e em seguida, colocou-se o enxofre em contato direto com a liberação constante da chama oxidante do bico de Bunsen, para provocar sua combustão.

Assim que a reação foi iniciada, colocou-se o fio de cobre dentro de um Erlenmeyer, tapando-o com um pedaço de parafilme. A equação a seguir representa a reação ocorrida:

S(s) + O2(g) → SO2(g)

O produto formado foi o gás dióxido de enxofre, ou anidrido sulfuroso, que é possível observar, pois ele apresenta a coloração verde.

Em seguida, acrescentou-se ao sistema uma pequena quantidade de água, agitando a solução.

Ocorreu uma reação que pode ser representada pela seguinte equação:

SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)

Tendo como produto formado um óxido ácido sulfuroso,pois quando um óxido ácido (SO2) reage com água forma um ácido.Posteriormente, colocou-se uma tira de papel de tornassol azul no Erlenmeyer, e observou-se que o indicador ficou vermelho, confirmando que se tratava de um meio ácido.

Procedimento 3

Para um béquer de 250 mL, contendo água e gotas de fenolftaleína, transferiu-se uma pequena porção de sódio (Na). Houve uma reação que pode ser representada pela seguinte equação:

2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)

A reação é muito rápida, e logo após colocar-se em contato a água e o sódio,o sistema ficou rosa, e entra em combustão produzindo hidróxido de sódio, e liberando hidrogênio. A reação é exotérmica. Pelo fato de haver pouca água no béquer, o hidrogênio liberado pela reação se expandiu no espaço vazio do béquer, provocando a quebra do vidro.

Esta reação comprova que os metais alcalinos são os metais mais reativos que existem, e que o sódio é mais reativo que o hidrogênio.

Procedimento 4

Numerou-se três tubos de ensaio, e transferiu-se aprpximadamente 3 mL de solução 0,1 mol/L de HC (ácido clorídrico) para cada um deles.

Para outros três tubos de ensaio numerados transferiu-se aproximadamente 3 mL de solução 0,1 mol/L NaOH (hidróxido de sódio).

Organizou-se em uma estante para tubos de ensaio os três tubos contendo ácido clorídrico em uma fila na ordem crescente, atrás destes dispôs-se também em ordem crescente os três tubos contendo hidróxido de sódio.

Nos tubos da frente, adicionou-se na ordem: gotas de verde bromocresol, gotas de vermelho do congo e gotas de azul bromotimol. Repetiu-se o processo com os tubos postos atrás destes. Observou-se a cor natural de cada indicador e, em seguida, a cor que eles conferem em soluções ácidas e alcalinas. A tabela a seguir expõe o resultado obtido: Os resultados obtidos no experimento estão representados na tabela a seguir:

Indicador

Coloração

Original

Meio ácido

Meio básico

Verde de Bromocresol

Amarelo escuro

amarelo

Azul

Vermelho do congo

Vermelho vinho

Roxo

Vermelho sangue

Azul de Bromotimol

Amarelo alaranjado

Amarelo fraco

Azul anil

Conclui-se que os indicadores sofrem mudança de cor a partir de certos valores de pH. O verde bromocresol, quando está em um meio com o pH abaixo de 3,8 tem a cor amarela, e acima de 5,4 a cor fica azul. O vermelho congo, quando está em um meio com o pH abaixo de 3, fica com a cor azul, e acima de 5,2 fica com a cor vermelha. O azul de bromotimol quando está em um meio com o pH menor que 6,6, fica com a cor amarela, e se o meio tiver pH acima de 7,6, a cor do indicador fica azul. E entre os valores fixos mínimos e máximos de viragem de cor, tem-se uma lenta e gradativa mudança, até chegar o momento da troca da coloração.

Procedimento 5

Montou-se uma aparelhagem com um funil de decantação encaixado em um Kitassato, e uma mangueira de látex com uma ponta presa ao Kitassato, e a outra ponta dentro de um béquer, e após, colocou-se cerca de cinco pontas de espátula de carbonato de cálcio (CaCO3) sólido no Kitassato, acrescentando em seguida no funil de decantação solução de ácido clorídrico a 10%. Gotejou-se a solução que estava no funil dentro do Kitassato e, posteriormente, recolheu-se o gás que se desprende da solução em um béquer contendo solução límpida de Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio, água de cal). A reação entre o carbonato de cálcio sólido e solução de ácido clorídrico pode ser representada pela equação a seguir:

CaCO3(s) + 2HC(aq) → CaC2(aq) + H2O(l) + CO2(g)

Os produtos dessa reação são: cloreto de cálcio aquoso, água no estado líquido e gás carbônico.A reação se deve ao fato de um ácido reagir com o sal formando outro sal e água e um produto volátil.

A presença do gás carbônico pode ser observada devido a efervescência notada no béquer com água de barita. Houve uma reação entre o CO2 (gás carbônico) e a água de barita (Ca(OH)2) que pode ser representada pela seguinte equção:

CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O

Substituiu-se o béquer com hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) por outro béquer contendo cerca de 1 mL de hidróxido de sódio (Na(OH)), aproximadamente 10 mL de água destilada e uma gota de fenolftaleína. Observou-se que após algum tempo a coloração rosa foi diminuindo até desaparecer totalmente e ficar incolor. O CO2 que está sendo borbulhado em solução de hidróxido de sódio neutraliza a base, porém o excesso do gás reage com a água, resultando em um sal solúvel em água, o sulfito de sódio. A equação subsequente representa a reação obtida:

CO2(g) + 2NaOH(aq) → Na2CO3 + H2O

4. Referências Bibliográficas

LIVROS:

FELTRE, Ricardo, 1928. Química Geral, Volume 1, 6ª Edição. São Paulo: Editora Moderna, 2004.

FONSECA, Martha Reis Marques da. Completamente Química - Química Geral. 1ª edição - 2001

PERUZZO, Tito Miragaia :/Tito miranguaia Peruzzo, Eduardo Leite do Canto.quimica volume único 1° ed—São Paulo: Moderna, 1999

PERUZZO,Francisco Mirangaia Peruzzo, Eduardo Leite do Canto. – 3ed. –São Paulo : Moderna, 2003

Comentários