praticas Inorganica

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UNIVERSIDADE DE RIBEIRÃO PRETO-UNAERP
ROTEIRO 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
Curso: Engenharia Química
Prof. Dra. Maristela Silva Martinez
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1- Normas Gerais da Disciplina
Todos os trabalhos serão realizados por equipes de no máximo cinco alunos. Compreenda, pois o seu papel e colabore para que os trabalhos realizados sejam realmente o resultado de um esforço conjunto.
Esforce-se ao máximo para resolver os problemas surgidos, consultando o professor quando for realmente necessário. Não solicite o auxílio de outras equipes.
Esteja presente na hora marcada para o inicio das aulas. Haverá uma tolerância de 10 minutos, após o que os alunos retardatários não poderão realizar as atividades do dia.
Evite saídas desnecessárias durante o trabalho de laboratório, pois a aula será encerrada no horário preestabelecido, não havendo prorrogação para os alunos que não tenham concluído os experimentos dentro do prazo previsto.
Não haverá reposição de experiências no caso de falta do aluno.
O roteiro da prática a ser executada deve ser lido com antecedência para esclarecer a seqüência das operações que serão realizadas e a finalidade de cada uma delas. Procure inteirar-se, consultando bibliografia adequada, sobre detalhes das técnicas que serão utilizadas na experiência e verifique as precauções a serem tomadas com substâncias facilmente inflamáveis, tóxicas ou corrosivas.
É obrigatório o uso do avental como medida de segurança. Ainda como medida de segurança, é proibido fumar no laboratório, mesmo fora do horário das aulas.
Trabalhe sempre com cuidado, para evitar perdas de material de vidro. Mantenha as balanças sempre limpas e utilizáveis. Após cada experiência deixe todo o material limpo sobre a bancada.
Deve ser comunicada ao professor a quebra de qualquer instrumento empregado nas experiências.
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2- CRITÉRIO DE AVALIAÇÃO
A avaliação consistirá de:
a) Questões que devem ser entregues na aula seguinte ao experimento
b) Provas escritas: Parcial e final.
A nota da parte experimental será calculada da seguinte forma:
(Questões x 0,3) + (média das provas x 0,7) 
A nota da disciplina será a média aritmética das partes teórica e experimental
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I- Condutividade elétrica de metais, compostos iônicos e covalentes
Objetivo: Observar algumas propriedades gerais características de metais, compostos iônicos e covalentes.
Comentários: A condutividade elétrica é uma das propriedades de compostos que são dependentes do tipo de ligação entre seus átomos. Neste experimento além de examinar o aspecto de cada substância, deve-se testar sua condutividade elétrica de forma qualitativa, apenas para comparação.
Materiais: Condutivímetro, 16 tubos de ensaio pequenos e vidro de relógio.
Reagentes: Cuo, Pbo, HCl 1,0M e 0,1M, CH3COOH 1,0M e 0,5M, açúcar, álcool, acetona, NaCl, CuSO4, CaCl2, NaOH, KOH, éter e naftalina.
Procedimento experimental: 
˙	Teste a condutividade das substâncias abaixo, preenchendo a tabela:
 
	Material
	Tipo
	Características
	Condutividade
	Cu metálico
	 
	 
	 
	Pb metálico
	 
	 
	 
	NaCl s
	 
	 
	 
	CuSO4 s
	 
	 
	 
	CaCl2 s
	 
	 
	 
	NaOH s
	 
	 
	 
	Açúcar s
	 
	 
	 
	álcool
	 
	 
	 
	Acetona
	 
	 
	 
	NaCl aq.
	 
	 
	 
	CuSO4 aq.
	 
	 
	 
	NaOH aq.
	 
	 
	 
	KOH aq.
	 
	 
	 
	Açúcar aq.
	 
	 
	 
	HCl aq.
	 
	 
	 
	CH3COOH 1M
	 
	 
	 
	CH3COOH 0,05M
	 
	 
	 
	NaCL Sol. álcool
	 
	 
	 
	CuSO4 Sol. álcool
	 
	 
	 
 
˙	
Questões: 1- Entregar a tabela com as observações realizadas. 2- Responda as questões: a) Quais propriedades são comuns a todos os metais?; b) Que propriedades são comuns a todos os compostos iônicos?; c) A condutividade depende da natureza do soluto?e do solvente? Explique. d) Qual a relação entre condutividade e concentração de uma solução?
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II- Condutividade térmica de metais, compostos iônicos e covalentes
Objetivo: Observar algumas propriedades gerais características de metais, compostos iônicos e covalentes.
Comentários: Calor pode ser considerada como energia que se transmite de corpos a mais alta aqueles de mais baixa temperatura por condução, convecção e radiação. A condutividade térmica de materiais depende da natureza e liberdade de movimento das partículas que os formam. Portanto esta propriedade está intimamente relacionada ao tipo e energia das ligações que unem os átomos nas substâncias.
Materiais: Tubo de Tiler, fio de cobre bitola 12, 3 termômetros, Becker de 250ml, bastão de vidro, bastão de grafite, 4 tubos de ensaio médios, funil, tripé, tela de amianto, suportes, garras, vela, tachinhas, tinta guache preta, cronômetro e bico de gás.
Reagentes: Azul de metileno, parafina, Zno, Alo, Cuo, Pbo, Na2SiO3, CuSO4, NaCl e areia.
Procedimento experimental:
˙	Montar os sistemas 1, 2 e 3 conforme indicado pelo professor.
˙	No sistema 1, colocar água e 1 gota de azul de metileno. Aqueça onde indicado e observe.
˙	No sistema 2, aqueça onde indicado e observe.
˙	Aproxime simultaneamente dois termômetros (um deles com o bulbo pintado de preto) de uma fonte de calor desligada sem que a toquem. Ligue a fonte, observe. Desligue a fonte e observe.
˙	No sistema 3, inicie o aquecimento e observe.
˙	Usando bastões de vidro, de grafite e tiras de zinco, alumínio, cobre e chumbo, cole com parafina uma tachinha na extremidade de cada um. Aqueça pela extremidade oposta e cronometre o tempo onde a tacha se desprende.
˙	Encha um terço de um tubo de ensaio com NaCl, outro terço com parafina ralada e complete com NaCl. Aqueça o tubo cronometrando o tempo que funde a parafina. 
˙	Repita o passo acima para Na2SiO3, CuSO4 e areia.
Dados necessários: Na2SiO3 =>cristal iônico, CuSO4 =>cristal iônico hidratado, NaCl =>sólido iônico e areia=>sólido covalente.
Questões: a) Quais são as energias de ligação do cobre e do ferro? Explique a diferença de condutividade entre eles; b) Como ocorre a condutividade térmica nos sólidos e líquidos? e c) Explique o que ocorreu nos dois últimos passos da prática.
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III- Escala de reatividade de alguns metais
Objetivo: Estudar algumas reações de óxido-redução estabelecendo uma escala de reatividade entre eles e relacioná-las aos potenciais redox.
Comentários: As substâncias apresentam sempre uma tendência finita de receber ou perder elétrons e isto dirige um grande número de reações químicas, formando e quebrando ligações até atingir um equilíbrio onde as tendências se contrabalançam. Esta tendência estabelece uma série de reatividade, importante em inúmeros campos da eletroquímica como geração e armazenamento de energia, eletrodeposição, metalurgia, corrosão, etc.
Materiais: 20 tubos de ensaio médios, lixa fina, pipeta de 5,0ml, tesoura, papel indicador universal e bico de Bunsen.
Reagentes: Mgo, Alo, Zno, Cuo, ZnSO4, MgCl2, CuSO4, FeCl2 e HCl. 
Procedimento experimental: 
˙	Em um 4 tubos de ensaio coloque em cada um pequenos pedaços de Mgo, Alo, Zno, Cuo, acrescentando água destilada. Observe e, caso não haja evidência de reação, aqueça o tubo. Meça o pH de cada um dos tubos após a reação.
˙	Em 15 tubos de ensaio médios coloque pequenos pedaços de Mgo, Zno e Cuo em grupos de três tubos. 
˙	No primeiro grupo de três tubos adicionar em cada um 2-3ml de solução de ZnSO4.
˙	No segundo grupo de três tubos adicionar em cada um 2-3ml de solução de MgCl2.
˙	No terceiro grupo de três tubos adicionar em cada um 2-3ml de solução de CuSO4.
˙	No quarto grupo de três tubos adicionar em cada um 2-3ml de solução de FeCl2.
˙	No quinto grupo de três tubos adicionar em cada um 2-3ml de solução de HCl.
˙	Observe em cada caso e, caso não haja evidência de reação, aqueça o
tubo. Meça o pH de cada um dos tubos após a reação.
Dados necessários: Tabela dos potenciais redox.
Cálculos: Monte uma fila de oxidantes em ordem crescente de força e uma outra de espécies redutoras, também em ordem crescente de força.
Questões: a) Escreva as equações nos casos onde houve evidência de reação; b) Escreva as semi-equações e os cálculos de potencial de reação, indicando quais são os oxidantes e os redutores e c) Prata é um oxidante mais forte que iodo mas é mais fraco que bromo e iodeto é um redutor mais fraco que cobre mas é mais forte que prata. Explique em termos dos potenciais redox.
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IV- Oxidantes e redutores típicos
Objetivo: Observar e explicar reações redox envolvendo alguns agentes oxidantes e redutores típicos, relacionando a ocorrência de reação com seu potencial padrão.
Comentários: Ver prática III.
Materiais: Becker de 250ml, 10 tubos de ensaio médio, filtro, papel de filtro, conta-gotas, bombril e bico de gás.
Reagentes: KI 0,1M, KMnO4 0,1M, ácido oxálico 0,1M, H2O2, Cuo, K2Cr2O7 0,1M, HCl 2,0M e 0,1M e H2SO4 0,1M.
Procedimento experimental: 
˙	Em um Becker colocar pedaços de bombril, adicionar HCl 2,0M filtrando-se em seguida e guardando o filtrado (solução de Fe2+).
˙	Usando os tubos de ensaio, efetuar as reações abaixo colocando o primeiro reagente mais algumas gotas de H2SO4 1,0M e o segundo reagente gota a gota sob agitação. Se nada for observado aqueça o sistema.
a) I- + MnO4- (meio ácido);
b) Fe2+ + MnO4- (meio ácido);
c) C2O42- (ácido oxálico) + MnO4- (meio ácido);
d) H2O2 + MnO4- (meio ácido);
e) I- + H2O2 (meio ácido);
f) Fe2+ + H2O2 (meio ácido);
g) Fe2+ + Cr2O72- (meio ácido);
h) Cuo + Cr2O72- (meio ácido) e
i) Cl- + SO42- (meio ácido).
Dados necessários: Tabela de potenciais redox.
Questões: a) Para cada reação efetuada, escreva as equações iônicas balanceadas e dê o potencial padrão para cada caso.
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Tabela de Potencial de redução
	Semi-reação
	ε°(V)
	Li+(aq) + e- → Li(s)
	-3,05
	Ba2+(aq) + 2e- → Ba(s)
	-2,90
	Sr2+(aq) + 2e- → Sr(s)
	-2,89
	Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s)
	-2,87
	Na+(aq) + e- → Na(s)
	-2,71
	Mg2+(aq) + 2e - → Mg(s)
	-2,37
	Al3+(aq) + 3e- → Al(s)
	-1,66
	Mn2+(aq) + 2e- → Mn(s)
	-1,18
	2H2O + 2e- → H2(g) + 2OH- (aq)
	-0,83
	Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s)
	-0,76
	Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s)
	-0,74
	Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s)
	-0,44
	Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s)
	-0,40
	PbS04(s) + 2e- → Pb(s) + SO42-(aq)
	-0,31
	Co2+(aq) + 2e- → Co(s)
	-0,28
	Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)
	-0,25
	Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) 
	-0,14
	Pb2+ (aq) + 2e- → Pb(s) 
	-0,13
	2H+(aq) + 2e- → H2(g) 
	0,00
	Sn4+(aq) + 2e- → Sn2+(aq) 
	+0,13
	Cu2+(aq) + e- → Cu+(aq) 
	+0,15
	SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → SO2(g) + 2H20 
	+0,20
	AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) 
	+0,22
	Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 
	+0,34
	O2(g) + 2H2O + 4e- → 4OH-(aq) 
	+0,40
	I2(s) + 2e- → 2I-(aq) 
	+0,53
	MnO4-(aq) + 2H2O + 3e- → MnO2(s) + 4OH-(aq) 
	+0,59
	O2(g) + 2H+(aq) + 2e- → H2O2(aq) 
	+0,68
	Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) 
	+0,77
	Ag+(aq) + e- → Ag(s) 
	+0,80
	Hg22+(aq) + 2e- → 2Hg(l) 
	+0,85
	2Hg2+(aq) + 2e- → Hg22+ (aq) 
	+0,92
	NO3- (aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O 
	+0,96
	Br2(l) + 2e- → 2Br- (aq) 
	+1,07
	O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O 
	+1,23
	MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e- → Mn2+(aq) + 2H2O 
	+1,23
	Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e- → 2Cr3+(aq) + 7H2O 
	+1,33
	Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) 
	+1,36
	Au3+(aq) + 3e- → Au(s) 
	+1,50
	MnO4- (aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4H2O 
	+1,51
	Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq) 
	+1,61
	PbO2(s) + 4H+(aq) + S042- (aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2H2O 
	+1,70
	H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O 
	+1,77
	Co3+(aq) + e- → Co2+(aq) 
	+1,82
	O3(g) + 2H+ (aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l) 
	+2,07
	F2(g) + 2e- → 2F- (aq) 
	+2,87
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V- Corrosão do ferro
Objetivo: observar a corrosão de ferro em diferentes condições.
Comentários: O ferro se enferruja quando exposto ao ar úmido ou água saturada de ar. A ferrugem é um óxido férrico hidratado de composição variável Fe2O3.xH2O que não forma um filme aderente, descamando e expondo continuamente a superfície metálica a corrosão. O mecanismo de formação da ferrugem é complexo, não sendo totalmente conhecido e varia, aparentemente dependendo das condições, e é acelerada pela presença de ácidos, sais e metais menos reativos e em altas temperaturas.
Materiais: Becker de 250ml, 8 tubos de ensaio médios, placa de Petri, fita de Alo, 20 pregos de aço, lixa fina, alicate, fios de cobre, zinco e estanho finos e bico de gás.
Reagentes: Ágar-ágar, CuSO4 1,0M, HCl concentrado e 1,0M, HNO3 1,0M, NaOH 1,0M, fenolftaleína, ferricianeto de potássio 10,0M e NaCl.
Procedimento experimental: 
˙	Mergulhe tiras de Alo previamente lixado em tubos de ensaio contendo soluções de HCl, NaOH e HNO3, observando e comparando a velocidade onde houver reação.
˙	Repita o passo acima usando fio de cobre previamente lixado. Observe após algum tempo e anote.
˙	Colocar um prego previamente decapado com HCl concentrado em um tubo de ensaio contendo cerca de 2,0ml de solução de CuSO4. Observe e anote.
˙	Em um Becker de 250ml aqueça 100ml de água, adicionando 1,0g de ágar-ágar, agitando até completar a dissolução. Em seguida dissolver 5,0g de NaCl sob agitação e 1,0ml de fenolftaleína e 1,0ml de ferricianeto de potássio. Despejar numa placa de Petri.
˙	Lixar 6 pregos até o brilho, evitando engordura-los com a mão e em seguida: a) entorte um dos pregos em forma de "V", b) enrole um fio de cobre previamente lixado em volta de outro, c) enrole um fio de estanho previamente lixado em volta de outro, d) enrole um fio de zinco previamente lixado em volta de outro e e) aqueça a ponta do último prego.
˙	Coloque delicadamente cada prego na placa de Petri contendo o gel, evitando encostar um no outro. Após um tempo, observe e anote.
Dica: 4Fe2+ + 3[Fe(CN)6]3- => Fe6[Fe(CN)6]3 (azul de Turnball). Em presença de NaOH o complexo formado é decomposto em Fe(OH)3 de cor amarela.
Questões: a)
Explique as reações observadas; b) O que é e porque se faz decapagem?; c) porque se deve evitar instalações de cobre próximo a industrias de fertilizantes e d) Pode-se fazer sabão em tacho de alumínio? e em tacho de cobre? Porque?
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VI- Separação de íons de metais de transição por troca iônica 
Objetivo: Demonstrar o uso de resinas trocadoras na separação de Fe3+, Co2+ e Ni2+.
Comentários: Resinas de troca iônica são polieletrólitos de elevada massa molecular onde um de seus macroions ( cátion ou ânion ) não se difunde tendo suas cargas neutralizadas por cargas opostas de íons pequenos que se difundem, podendo por isso ser usada como um meio de separar diferentes íons em uma solução. A maioria dos íons metálicos são adsorvidos por resinas trocadoras de ânions de solução de HCl, já que a adsorção do metal aumenta com aumento da concentração do ácido devido a estabilização do complexo de cloro negativo com aumento da concentração de cloreto, em seguida decrescendo quando o íon cloreto complexa o sítio de troca. Nesta prática há uma separação de cobalto e níquel com o cobalto sendo adsorvido como CoCl42- (azul) e eluído como Co(H2O)52+ (rosa).
Materiais: Bureta de 50ml, Becker de 250ml, proveta de 100ml, bastão de vidro, placa de toque, pipeta de 5ml, algodão e 30 tubos de ensaio médios. 
Reagentes: 30g de resina aniônica Amberite IRA-400 (na forma cloreto), HCl 9,0M, 6,0M, 4,0M e 0,5M, KSCN 0,1M e 10%(acetona), Ni2+ 0,1M, Co2+ 0,1M, Fe3+ 0,1M, NH3, dimetil-glioxima e água destilada.
Procedimento experimental:
˙	Em um Becker com 100ml de água destilada adicione 20-25g da resina, agite durante alguns minutos e decante. Repita mais 3 vezes.
˙	Coloque a resina lavada em uma bureta com um chumaço de algodão junto a torneira até o comprimento de cerca de 20cm, compactando bem e adicionando água até o nível da resina. Acrescente a coluna 20ml de HCl 6,0M e deixe gotejar (20 gotas/min.) até o nível da resina.
˙	Misture em um tubo de ensaio 1,0ml de soluções de cobalto, níquel e ferro e acrescente 3,0ml de HCl 9,0M, transferindo para a coluna com resina.
˙	Passe 6 frações de 5,0ml de HCl 9,0M através da coluna recolhendo frações de 5,0ml cada em 6 tubos de ensaio.
˙	Repita com 8 frações de 5,0ml de HCl 4,0M. Repita com 12 frações de 5,0ml de HCl 0,5M.
˙	Para cada eluído coloque uma gota em uma placa de toque e teste com KSCN (vermelho indica Fe3+), com 1 gota de NH3 e 3 gotas de dimetil-glioxima (vermelho brilhante indica níquel) e com KSCN 10%/acetona (azul indica cobalto).
Questões: a) O íon eluído com HCl 9,0M seria também eluído com 4,0M e 0,5M? Discuta os resultados e b) Qual dos íons estudados forma complexos de cloro mais estáveis?
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VII- Preparação e propriedades de um haleto de hidrogênio
Objetivo: Obter HF e observar algumas de suas propriedades.
Comentários: O flúor reage violentamente com hidrogênio formando o fluoreto de hidrogênio que embora seja um ácido fraco, tem propriedades que o tornam de difícil manuseio pois ataca o vidro e provoca queimaduras químicas dolorosas de demorada cicatrização. O HF gasoso e soluções ácidas de fluoretos devem ser manuseadas com extremo cuidado na capela e suas soluções armazenadas em recipientes plásticos.
Materiais: Lâmina de vidro, cadinho de chumbo e pipeta de 5ml.
Reagentes: Parafina, CaF2 e H2SO4.
Procedimento experimental: 
(OBS: todo esse experimento deve ser feito na capela)
˙	Cubra uma lâmina de vidro com parafina.
˙	Faça um sinal qualquer no centro dessa lâmina com um objeto pontudo.
˙	Em um cadinho de chumbo coloque cerca de 1,0g de fluoreto de cálcio e adicione 3,0ml de ácido sulfúrico.
˙	Cubra o cadinho com a lâmina de vidro parafinada, deixando em repouso por 30min.
˙	Mergulhe a lâmina em água fervendo para remover a parafina.
Questões: a) Qual a reação envolvida na obtenção do HF? e b) O que ocorreu com o vidro? Porque?
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VIII- Síntese de um composto de coordenação de Cr(III) hidratado
 
Objetivo: Preparar um sal complexo de crômio(III), Diaquo bis(oxalato) cromo(III) de potássio diidratado a partir de seus constituintes.
Materiais: 2 conjuntos grau e pistilo, cápsula de porcelana, vidro de relógio, Becker de 500ml, proveta de 10ml, bastão de vidro, conta-gôtas, tripé, tela de amianto e bico de gás.
Reagentes: Ácido oxálico diidratado, dicromato de potássio, etanol e água destilada.
Procedimento experimental:
˙	Triture em um grau 6,0g de ácido oxálico.
˙	Triture em um grau 2,0g de dicromato de potássio.
˙	Misture os pós preparados nas etapas acima em um grau e triture novamente, misturando bem. Em seguida transfira a mistura para uma cápsula de porcelana, molhe com água destilada (POUCA ÁGUA) e cubra com vidro de relógio.
˙	Aqueça brandamente a mistura da etapa acima em banho de vapor até o início de uma reação bastante vigorosa que liquefaz a mistura em um xarope colorido. Sem esperar o líquido esfriar adicione cuidadosamente 10ml de etanol agitando levemente a mistura ainda aquecida com um bastão de vidro.
˙	Retire da mistura acima o líquido sobrenadante com auxílio de um conta-gotas. Repita tantas vezes quanto necessário para obter um produto cristalino e granular.
˙	Seque o produto evaporando o álcool no banho de vapor e após esfriar determine a massa.
Questões: a) Escreva a equação balanceada da reação e b) Calcule o rendimento teórico e experimental do complexo preparado.
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IX- Curva de calibração para Cr(III)
Objetivo: Obter a curva de calibração para análise colorimétrica do complexo sintetizado na prática anterior.
Comentários: Em uma solução colorida a intensidade da coloração é função da concentração da espécie responsável pela cor, sendo essa propriedade a base de um método de determinação da concentração da espécie colorida, chamada colorimetria. A concentração da espécie colorida é determinada comparando a intensidade de sua cor com a de uma solução da mesma substância de concentração conhecida, essa última medida é chamada de curva de calibração. 
Materiais: Beckers de 250ml, 5 balões volumétricos de 25ml, espectrofotômetro e células.
Reagentes: Nitrato de cromo(III), mistura sulfocrômica e água destilada.
Procedimento experimental:
˙	Prepare 100ml de solução de nitrato de cromo(III) 0,05M.
˙	Usando balões volumétricos de 25ml, prepare por diluição da solução acima, soluções 0,01, 0,02, 0,03 e 0,04M de nitrato de cromo(III). Obs: lavar muito bem os balões utilizando mistura sulfocrômica.
˙	Determine o espectro de absorção da solução 0,05M de nitrato de cromo(III) em função do comprimento de onda, usando duas células iguais, uma para água destilada e uma para a solução de nitrato.
˙	Usando o comprimento de onda 575nm determine a absorbância de cada uma das soluções preparadas ( 0,01, 0,02, 0,03, 0,04 e 0,05M) de nitrato de cromo(III).
Cálculos: Trace o gráfico do espectro de absorção da solução 0,05M de nitrato de cromo(III) e a curva de calibração à 575nm (absorbância contra concentração).
Questões: a) Verifique se a lei de Lambert-Beer é obedecida, b) Justifique o uso de 575nm nas medidas de calibração e c) Determine o valor de  (coeficiente de extinção molar) para o íon Cr(III) pela inclinação da reta da curva de calibração.
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 X- Análise colorimétrica de compostos de coordenação
Objetivo: Analisar o conteúdo de Cr(III) no complexo sintetizado por colorimetria.
Comentários: Ver prática XI.
Materiais: Centrífuga, 2 pipetas de 5ml, 2 Beckers de 250ml, filtro, papel de filtro Whatman nº 1, balão volumétrico de 25ml, tripé, tela de amianto e bico de Bunsen.
Reagentes: KOH 10%p/p, HNO3 e água destilada.
Procedimento experimental:
˙	Pese 250mg do complexo sintetizado em um tubo de centrífuga, adicionando 3,0ml de água destilada e 3,0ml de KOH 10%p/p. Coloque o tubo num banho de água fervente por 15min.
 
˙	Ao fim
do aquecimento adicione mais 5,0ml de água destilada, misture bem e centrifugue essa mistura a quente.
˙	Despreze o sobrenadante, adicione mais 5,0ml de água quente misturando bem e centrifugue novamente. Repita a operação mais duas vezes.
˙	Adicione 1,5ml de HNO3 concentrado no precipitado, aqueça em água fervente por 15min ou até que todo o sólido se dissolva. 
˙	Após esfriar a mistura acima, adicione 10,0ml de água destilada, filtre coletando o filtrado em um balão volumétrico de 25ml. Lave o tubo da centrífuga com água destilada várias vezes com pequenas porções e filtre coletando o filtrado para o mesmo balão.
˙	Complete o volume no balão à 25ml, misture bem e meça a absorbância com o mesmo comprimento de onda, as mesmas células e espectrofotômetro usados na preparação da curva de calibração da prática anterior.
Cálculos: Através da curva de calibração determine a concentração de íons Cr(III) em solução.
Questões: Escreva as equações balanceadas das reações envolvidas em cada etapa do processo. Calcule a % de pureza do composto sintetizado.