QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL...da disciplina Química Inorgânica Experimental do curso de Licenciatura em Química, modalidade à distância, da Universidade Federal do Pará

APRESENTAÇÃO

Este livro é um manual do professor para o aluno. Trata-se de um texto

destinado, basicamente, às atividades de aulas práticas de laboratório no ensino

da disciplina Química Inorgânica Experimental do curso de Licenciatura em

Química, modalidade à distância, da Universidade Federal do Pará.

Para cada assunto tratado foram escolhidos modelos experimentais,

que não são os únicos existentes sobre o tema considerado. O estudante

certamente contribuirá para a melhoria deste manual ao participar das atividades

recomendadas e ao apresentar sugestões.

Este manual é constituído de unidades que envolvem (sempre que

possível) itens relacionados com objetivo, considerações gerais, trabalho

experimental em laboratório e questionário de orientação.

Os objetivos destacam os resultados a serem alcançados,

caracterizando os meios pelos quais se pretende atingir os fins.

O item considerações gerais constitui um resumo informativo sobre o

assunto a ser abordado nas aulas práticas de laboratório. Por sua natureza,

optou-se por não se apresentar extenso, pois seu objetivo é concentrar atenção

para situações mais imediatas, que serão desenvolvidas no trabalho

experimental. Neste caso, considerar-se-á que o aluno já tenha conhecimento

teórico do assunto e, portanto, já estudado de modo satisfatório.

O trabalho experimental em laboratório é a atividade realizada no

laboratório, sob orientação do professor (ou Tutor). Deve o estudante registrar,

atenciosamente, suas observações no seu caderno de laboratório, indagar ao

professor (ou Tutor) alguma dúvida no procedimento descrito, e abster-se de

misturar reagentes sem o prévio consentimento do professor (ou Tutor).

O questionário de orientação refere-se, sobretudo, aos assuntos do

trabalho experimental, de modo a torná-lo mais compreensível, a suscitar

questionamentos e especulações, visando a estimular o raciocínio. Deve o

questionário ser resolvido pelos estudantes (p. ex. formar 4 equipes de no

máximo cinco alunos) e entregue ao professor (ou Tutor) após a realização das

experiências relativas a cada aula, que deverá fazer as devidas correções, atribuir

pontuação (0 – 10 pontos) e devolver ao grupo.

Durante o transcorrer do curso o aluno deverá ser submetido à no

mínimo três avaliações que poderão ser assim distribuídas:

A 1ª e 2ª avaliação será de caráter teórico-prático, individual, sendo

atribuídos 10 pontos a cada;

A 3ª avaliação poderá ser atribuída à média dos pontos obtidos nos

questionários de orientação e valerá 10 pontos;

O conceito final será atribuído à média aritmética dos pontos

obtidos nas três avaliações.

O sucesso deste trabalho dependerá, em grande parte, da capacidade

do aluno em seguir as sugestões e conselhos do professor (ou Tutor). Em muitas

experiências, o procedimento do aluno deve ser de tal natureza que favoreça o

espírito de cooperação da equipe que trabalha na mesma investigação. É

importantíssimo manter um ambiente de camaradagem no laboratório, evitando

todas as práticas que possam provocar distúrbios, irritações ou danos aos

colegas.

As seguintes recomendações devem ser levadas em consideração

para garantir segurança no laboratório:

O uso deste livro é imprescindível a partir da 1a aula.

O aluno deverá tomar conhecimento, a partir da 1a aula, das

instalações do laboratório bem como de suas normas de funcionamento.

Aconselha-se, por razões de segurança o uso de jaleco durante as

aulas.

Pelos mesmos motivos acima, não fumar no laboratório.

Usar sempre o material de laboratório de maneira adequada e

somente usar os reagentes e soluções para os fins indicados.

Lavar todo o material usado no final de cada aula e deixá-lo

organizado no local apropriado (armários).

Após o uso deixar os reagentes nos devidos lugares.

Não acender a chama do bico de gás antes de verificar se alguém

trabalha com material inflamável.

Usar a capela sempre que manusear substâncias tóxicas ou

voláteis.

O material não mais utilizável deve ser jogado na caixa do lixo; se

este for tóxico ou corrosivo consultar o professor (ou Tutor) sobre como proceder.

Evitar conversar em voz alta e tratar de assuntos alheios à aula.

SUMÁRIO

APRESENTAÇÃO 1. O LABORATÓRIO DE QUÍMICA 9 1.1. Objetivos 9 1.2. Considerações Gerais 9 1.3. Cuidados e Precauções em Laboratório 10 1.4. Produtos Químicos 11 1.5. Símbolos de Periculosidade 12 1.6. Parte Experimental 13 1.7. Questionário de Orientação 13 2. OPERAÇÕES BÁSICAS EM LABORATÓRIO 15 2.1. Objetivos 15 2.2. Considerações Gerais 15 2.2.1. Pulverização 15 2.2.2. Secagem de Substâncias Sólidas 16 2.2.3. Medida de Material 16 2.3. Parte Experimental 17 2.3.1. Preparação do sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) 19 2.4. Questionário de Orientação 22 3. ALGUMAS PROPRIEDADES RELACIONADAS À CONFIGURAÇÃO

ELETRÔNICA 24 3.1. Objetivos 24 3.2. Considerações Gerais 24 3.2.1. Raio atômico e iônico 24 3.2.2. Solubilidade 25 3.2.3. Propriedades ópticas 26 3.3. Parte Experimental 27 3.3.1. Tamanho iônico e solubilidade 27 3.3.2. Cor da chama do bico de gás e a configuração eletrônica 28 3.3.3. Cor das soluções e a configuração eletrônica 28 3.4. Questionário de Orientação 30 4. PREPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS GASOSAS. 32 4.1. Objetivos 32 4.2. Considerações Gerais 32 4.3. Parte Experimental 32 4.3.1. Produção e identificação do gás hidrogênio 32 4.3.2. Produção e identificação do gás oxigênio 33 4.3.3. Produção e identificação do gás dióxido de carbono 33 4.3.4. Produção e identificação do gás cloro 34 4.3.5. Produção e identificação do gás amônio 34 4.3.6. Produção e identificação do dióxido de nitrogênio 35 4.4. Questionário de Orientação 36 5. REAÇÕES DE ÁCIDOS E BASES 38 5.1. Objetivos 38 5.2. Considerações Gerais 38 5.3. Parte Experimental 41 5.3.1. Desenvolvimento do caráter ácido-base 41 5.3.2. Evidências experimentais dos indicadores de neutralização no

desenvolvimento do caráter ácido-base. 41 5.3.3. Reação ácido-base em solvente não aquoso 43 5.3.4. Reações ácido-base de Lewis 44 5.3.5. Determinação experimental da constante de ionização de um ácido através

da medida eletrométrica do pH. 44 5.4. Questionário de Orientação 45 6. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO. 48 6.1. Objetivos 48 6.2. Considerações Gerais 48 6.2.1. Transferência de elétrons 48

6.2.2. A série eletroquímica 50 6.3. Parte Experimental 51 6.3.1. Evidências de reações de oxi-redução 51 6.3.2. Montagem de uma célula galvânica 53 6.4. Questionário de Orientação 54 7. PREPARAÇÃO DE COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 56 7.1. Objetivos 56 7.2. Considerações Gerais 56 7.2.1. Número de coordenação e geometria 57 7.2.2. Tipos de ligantes comuns 58 7.2.3. Nomenclatura dos complexos 58 7.2.3.1. Nome de alguns ligantes comuns 58 7.2.3.2. Complexos catiônicos ou neutros 59 7.2.3.3. Complexos aniônicos 59 7.2.3.4. Uso dos prefixos bis,tris,tetraquis, tec. 59 7.2.3.5. Ligantes diferentes em um mesmo complexo 59 7.2.3.6. Sais complexos 60 7.3. Parte Experimental 60 7.3.1. Síntese do sulfato de tetra(amina)cobre(II) hidratado ([Cu(NH3)4]SO4 .H2O) 60 7.4. Questionário de Orientação 63 8. CARACTERIZAÇÃO DE COMPOSTOS POR ANÁLISE QUÍMICA ELEMENTAR 65 8.1. Objetivos 65 8.2. Considerações Gerais 65 8.2.1. Por via úmida 65 8.2.2. Por via seca 67 8.2.3. Algumas Reações que Caracterizam os Sais a Serem Analisados 67 8.3. Parte Experimental 68 8.3.1. Caracterização do Sulfato de Cobre Através da Análise Química Qualitativa. 68 8.3.1.1. Preparação da solução para análise (solução estoque) 69 8.3.2. Caracterização do Sulfato de Tetra(amina)cobre(II) Através da Análise

Química Qualitativa 70 8.3.2.1. Preparação da solução para análise (solução estoque) 70 8.3.3. Determinação da Pureza dos Sais Sulfato de Cobre e Sulfato de

Tetra(amina)cobre(II) Através da Analise do Teor de Cobre por Iodometria 72 8.3.3.1. Determinação iodométrica do cobre 72 8.4. Questionário de Orientação 75 REFERÊNCIAS 78 ANEXO I - RESPOSTAS DOS QUESTIONÁRIOS DE ORIENTAÇÃO 79

9

1. O LABORATÓRIO DE QUÍMICA

1.1. Objetivos

Apresentar e descrever, sucintamente, um modelo comum de

laboratório de ensino de química.

Salientar da necessidade de se procurar adquirir um

comportamento adequado no laboratório visando a segurança pessoal e dos

demais usuários do ambiente.

Apresentar o material mais comum num laboratório de ensino de

química.

1.2. Considerações Gerais

Um laboratório de química, Figura 1, em linhas gerais, apresenta uma

sala, na qual se encontram as bancadas (que podem ser centrais e laterais). Nas

bancadas são encontradas fontes de gás, água, energia elétrica (110 ou 220V,

em geral) e ainda quando necessário ar comprimido. Todas essas fontes devem

ser convencionadas por uma cor, e assinaladas numericamente sobre

capacidade. As bancadas centrais são separadas uma das outras por espaços

livres e destinadas às manipulações básicas. Nas prateleiras existentes sobre

essas bancadas são mantidos frascos de soluções-estoque.

Figura1. Laboratório de Química Inorgânica e Analítica da UFPA.

Espalhadas convenientemente nas paredes laterais estão às capelas,

equipadas com exaustores, que se destinam ao escape imediato de gases.

Os dispositivos de segurança (extintor de incêndio, por exemplo) e o

armário de pequenos socorros são de máxima necessidade.

Os armários, localizados sob as bancadas, contêm as vidraria e todo o

material acessório (estes já vistos pelos alunos durante as aulas da disciplina

Química Geral Experimental). As Figuras 2 e 3 apresentam algumas vidrarias e

materiais acessórios que serão usados no transcorrer do nosso curso.

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Figura 2. Vidrarias: 1. tubos de ensaio; 2. pipeta graduada; 3. pipeta capilar; 4. bureta; 5. cadinho filtrante com placa sinterizada; 6. vidro de relógio; 7. erlenmeyer; 8. kitazato; 9. gral de porcelana e pistilo.

Figura 3. Materiais acessórios: 1. borracha para kitazato; 2. grade para tubo de ensaio; 3. suporte para bureta; 4. garra para bureta; 5. piceta; 6. espátula.

1.3. Cuidados e Precauções em Laboratório

O trabalho em laboratório químico, pela especificidade das tarefas

executadas, sempre foi motivo de preocupação quanto aos riscos existentes e à

observância das normas de segurança pessoal que atua de forma permanente

(laboratorista) ou eventual (aluno, pessoal de limpeza, etc.) é de suma

importância.

O desconhecimento das situações de perigo, característica na fase de

aprendizado e mesmo com pessoal já experiente no trabalho com produtos novos

ou não identificados, acentua ainda mais os riscos citados. Criam-se, desta forma,

situações que podem causar sérios acidentes. Para preveni-los, devem ser feitas

avaliações dos riscos e tomadas medidas de controle que, rigorosamente

observadas, propiciam condições de trabalho a níveis de segurança adequados.

Entre os riscos mais comuns, segundo Stassun, 2000, p. 3, destacam-se os

seguintes:

Uso de substâncias tóxicas, corrosivas, inflamáveis, explosivas,

muito voláteis;

Manuseio de material de vidro;

Trabalho a temperaturas elevadas;

Uso do fogo;

11

Uso de eletricidade;

Contaminação por falta de limpeza.

O aluno no laboratório deve observar atentamente as instruções do

professor Tutor, que lhe dará informações suplementares relativas às

experiências a serem executadas como também as referentes a medidas de

segurança. Algumas destas medidas de segurança estão descritas no item

apresentação deste livro e uma relação mais completa encontra-se no material

didático da disciplina Química Geral Experimental.

1.4. Produtos Químicos

São encontrados em frascos devidamente rotulados, com indicativo

sobre pureza, teor analíticos dos componentes, etc. Alguns devem ser guardados

em geladeira; outros, em dessecadores (recipiente de vidro contendo um forte

desidratante, como, por exemplo, cloreto de cálcio anidro); outros, ainda, devem

ser mantidos na obscuridade. Os assim denominados produtos PA (pro analysi)

são especiais, pois guardam pureza elevada, e são usados apenas para análises

e sínteses especiais. Alguns exemplos estão apresentados na Figura 4.

Figura 4. Exemplos de Produtos PA

Devem ser observadas as recomendações do fabricante, no que diz

respeito ao manuseio do produto químico. Assim, por exemplo, os frascos de

ácido fluorídrico (HF) são de polietileno ou Teflon, pois esse reagente químico

ataca o vidro. Também soluções concentradas de hidróxidos alcalinos devem ser

mantidas em frascos de polietileno pelas mesmas razões. Tanto o ácido nítrico

(HNO3) como o nitrato de prata (AgNO3) devem ser guardado em frascos escuros.

No manuseio do material químico, os sólidos são coletados, em geral,

pela espátula (de porcelana, quando o metal for atacado facilmente pelo produto

químico). Os líquidos corrosivos são transvasados diretamente a um recipiente

coletor (proveta, Becker, etc.) no interior das capelas.

Todo o trabalho com produtos químicos em laboratório deve ser

precedido por pesquisa sobre as propriedades químicas, físicas e toxicológicas

dos produtos, seu manuseio seguro, armazenagem e medidas de primeiros

socorros em caso de acidente, a fim de conscientizar o operador sobre os riscos

aos quais está exposto.

12

Os recipientes vazios, mas não limpos, que contiveram

substâncias perigosas devem ser considerados como potencialmente perigosos,

devendo ser cuidadosamente fechados e tratados segundo o risco que

apresentam.

Embalagens contendo produtos perigosos devem ser identificadas por

meio de rótulo de risco, Figura 5, com a finalidade de:

Tornar tais produtos reconhecíveis à distância, pela aparência geral dos

símbolos (como forma e cor);

Permitir a identificação rápida dos riscos que apresentam e prover, por

meio das cores dos rótulos de risco, uma primeira indicação quanto aos

cuidados a observar no manuseio.

Figura 5. Exemplos de rótulo de risco.

Para a indicação de riscos mais agressivos deve ser usada simbologia

adequada, reconhecida internacionalmente e de rápida identificação visual. Os

símbolos mais comumente usados são apresentados a seguir.

1.5. Símbolos de Periculosidade

Os símbolos de periculosidade são formas clara e rápida de identificar

o perigo de uma substância. Devem estar presentes nos rótulos das substancias

e ser de fácil visualização.

Símbolo: E

Indicações de perigo: Explosivo

Símbolo: O

Indicações de perigo: Oxidante

Precauções: Evitar todo contato com substâncias combustíveis. Perigo de inflamação: podem favorecer incêndios e dificultar sua extinção

13

Símbolo: F ou F+

Indicações de perigo: Facilmente Inflamável (F) ou Extremamente Inflamável (F+)

Precauções: Manter longe de chamas, faíscas e fontes de calor.

Símbolo: T ou T+

Indicações de perigo: Tóxico (T) ou Muito Tóxico (T+)

Precauções: Evitar qualquer contato com o corpo humano. Em caso de mal estar procurar imediatamente um médico. No caso de substâncias cancerígenas, mutagênicas ou tóxicas, ver indicações especiais.

Símbolo: C

Indicação de perigo: Corrosivo

Precauções: Evitar contato com os olhos, pele e roupa mediante medidas protetoras especiais. Não inalar os vapores! Em caso de acidente ou mal estar, procurar imediatamente um médico.

Símbolo: Xn ou Xi

Indicações de perigo: Nocivo(Xn) ou Irritante (Xi)

Precauções: Evitar o contato com o corpo humano. Em caso de substâncias sob suspeitas de serem cancerígenas, mutagênicas ou tóxicas para a reprodução, ver indicações especiais.

Símbolo: N

Indicações de perigo: Perigoso para o Meio Ambiente

Precauções: Segundo o potencial de perigo, evitar que alcancem a canalização, o solo ou o meio ambiente.

Figura 6. Símbolos de identificação de segurança.

1.6. Parte Experimental

O professor Tutor apresentará as dependências físicas componentes

do laboratório de ensino de Química e os de materiais de laboratório

estabelecendo comentários, e objetivando: Para que serve? Como se usa?

1.7. Questionário de Orientação

Deve este questionário (modelo no final deste capitulo) ser resolvido

pelos estudantes, em equipes de no máximo cinco alunos e entregue ao professor

Tutor após a realização desta aula, que deverá fazer as devidas correções,

atribuir pontuação (0 – 10 pontos) e devolver ao grupo. Os conhecimentos

adquiridos pelos alunos ao cursarem a disciplina Química Geral, a leitura do item

considerações gerais, constate desse texto, e as anotações realizadas durante as

aulas de laboratório são suficientes para que o aluno possa resolver as questões

relativas a este questionário.

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QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO

Capitulo 1: O Laboratório de Química.

Equipe:

1. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................





Baseado no que você observou e anotou durante a visita ao laboratório

de química e nos conhecimentos adquiridos ao cursar a disciplina

Química Geral responda o que se pede:

1. Cite a principal utilização dos seguintes materiais de laboratório: a) estufa; b)

cadinho de porcelana; c) funil de decantação, d) frasco Erlenmeyer; e) pipeta

graduada; f) pipeta volumétrica; g) pesa-filtro.

2. Identifique a natureza das substâncias abaixo, conforme seja: a) corrosiva; b)

inflamável; c) altamente tóxica: acetona comercial, amônia, benzeno, arsênico,

éter de petróleo, querosene.

3. Líquidos inflamáveis devem ser aquecidos cuidadosamente em bicos de

Bunsen? Justifique.

4. As pipetas volumétricas destinam-se à obtenção de medidas precisas de

volume de soluções inofensivas à saúde? Justifique.

5. Que equipamento de laboratório se utiliza quando se deseja efetuar uma

calcinação?

6. Que equipamento de laboratório se utiliza quando se deseja efetuar uma

secagem de materiais?

7. Como se deve proceder quando se deseja misturar ácidos em água?

8. Como se deve proceder quando se deseja aquecer uma substância num tubo

de ensaio?

9. Como se chama o rótulo utilizado em embalagem que contém produtos

perigosos? E qual a finalidade desses rótulos?

10. Como se deve proceder ao cheirar uma substância volátil?

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2. OPERAÇÕES BÁSICAS EM LABORATÓRIO

2.1. Objetivos

Executar as operações de laboratório normalmente utilizadas nos

trabalhos de Química Inorgânica.

Assimilação de modelos úteis ao trabalho experimental quantitativo.

Demonstrar experimentalmente a preparação de um sal hidratado.

Desenvolvimento de cálculo estequiométrico a partir de resultados

experimentais.


Quando as substâncias reagem entre si, guardam relações

quantitativas importantes. A lei das proporções definidas, por exemplo, define

uma relação quantitativa constante entre dois reagentes na formação de

determinada espécie química; isto significa assinalar que um excesso de um dos

reagentes não produzirá mais a mesma espécie química já formada, entretanto,

pode um excesso de reagente agir sobre a substância já formada, produzindo

outra espécie. As conseqüências mais imediatas e importantes das relações

quantitativas entre os componentes de uma reação química constituem o cálculo

estequiométrico. Este, por sua vez, envolve relações de massa com massa,

massa com volume de gás e todas as variações e conseqüências relacionadas

com os cálculos numéricos úteis em Química.

As técnicas utilizadas nas operações de laboratório já foram

apresentadas aos alunos na disciplina Química Geral Experimental de maneira

que, faremos aqui um breve resumo das que normalmente serão aplicadas nas

experiências executadas na disciplina Química Inorgânica Experimental.

Terminada esta aula os alunos devem estar aptos a executá-las.

2.2.1. Pulverização

É feita num laboratório de química com as mais diferentes finalidades.

Por exemplo:

Para determinar o ponto de fusão (Pf);

Para facilitar a reação com outra(s) substância(s);

Para facilitar a dissolução em solvente adequado;

Para permitir pesagens mais precisas, etc.

Para triturar um sólido usa-se o gral ou almofariz e o pistilo. Estes

podem ser metálicos, de porcelana, de vidro ou ágata. Cuidados devem ser

tomados ao triturar um sólido desconhecido, pois algumas substâncias explodem

quando trituradas ou submetidas a força; por exemplo, os percloratos em

presença de substâncias orgânicas.

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2.2.2. Secagem de Substâncias Sólidas

Nos casos mais gerais, a substância é colocada em uma cápsula, ou

vidro de relógio, ou pesa-filtro, e submetida a um dos processos seguintes:

Secagem ao ar, à temperatura ambiente;

Secagem por aquecimento, em banhos ou estufas e depois

colocada em dessecador;

Secagem em ambiente fechado e seco, muitas vezes a pressão

reduzida. Usa-se para isso o dessecador.

Dessecador: aparelho de vidro pyrex, grosso e resistente capaz de

suportar baixas pressões internas.

Secantes: substâncias utilizadas nos dessecadores com a finalidade

de retirar a água de umidade do interior dos mesmos. Por exemplo: silica-gel e

cloreto de cálcio anidro.

2.2.3. Medida de Material

Sólidos e líquidos podem ser quantitativamente determinados por

pesagem.

As massas de líquidos são comumente determinadas através de

medidas de volume e emprego do valor numérico da densidade do líquido.

a. Pesagem

A determinação da massa de uma substância é feita por comparação

com massas conhecidas, com a utilização das balanças. Embora se trate de

medida de massa, o processo é denominado “pesagem”.

Há diversos tipos de balança com capacidades e sensibilidades

diferentes. No laboratório de química inorgânica serão normalmente usadas

balanças analíticas, para determinação de massas de até centésimos de gramas,

com desvio avaliado de 0,005 g e outra com capacidade máxima de 160 g e

desvio de 0,0005 g.

Cuidados no uso de uma balança:

As balanças são aparelhos delicados e caros que devem ser tratados

com todo cuidado para que permaneçam em boas condições de funcionamento.

São os seguintes os cuidados gerais com uma balança:

Conhecer, previamente, o seu modo de funcionamento. Verificar

sua capacidade e sua sensibilidade antes de usá-la.

Manter a balança limpa. Remover imediatamente algum material

que tenha caído sobre o prato ou outra parte da balança.

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As substâncias a serem pesadas não devem ser colocadas

diretamente sobre o prato da balança, mas em recipientes adequados ( pesa-

filtro, vidro de relógio, Becker, papel impermeável, etc.), que devem estar limpos e

secos.

As substâncias a serem pesadas devem estar a temperatura

ambiente.

Terminada a pesagem desligar a balança, retirar a tomada do plug

e cobri-la com sua capa plástica apropriada para protegê-la do pó.

b. Medidas de Volume

Na medida de volume de líquidos são empregados comumente a

proveta graduada (que não oferece precisão suficiente), a bureta, a pipeta e o

balão volumétrico (que oferecem volumes muito precisos).

c. Dissolução

A mistura sólido-líquido se classifica nos seguintes tipos fundamentais:

soluções verdadeiras, soluções coloidais e suspensões.

Denomina-se solubilidade de um soluto num solvente, a uma

determinada temperatura, à quantidade de soluto necessária para saturar 100 g

desse solvente, na referida temperatura. Assim, por exemplo, 100 g de água, a

20 oC, dissolvem 35 g de cloreto de potássio; logo , a solubilidade do KCl em

água, a 20 oC, é 35 .

A supersaturação é o estado posterior à saturação; é onde se verifica

a precipitação ou deposição do soluto no solvente.

As soluções verdadeiras são muito úteis nos trabalhos de laboratório.

Por isso, é recomendável relembrar que a concentração de soluto num solvente

ou solução constitui um parâmetro importante na avaliação quantitativa de

resultados experimentais. Assim, por exemplo, são importantes as concentrações

expressas em gramas por 100 mL de solução (denominada simplesmente de

porcentagem), gramas por 100 g de solução (denominada porcentagem em

peso), molaridade (a fração ou número de moles do soluto por litro de solução),

etc.

d. Separação de Componentes

Os componentes de misturas e substâncias em geral podem ser

separados ou fracionados por diversos processos, operações ou técnicas, tais

como: decantação, centrifugação, filtração, cristalização e recristalização,

extração por solvente, precipitação química, cromatografia, destilação, entre os

mais comuns em laboratório. Discutiremos aqui somente aquelas que serão

utilizadas durante as aulas práticas.

18

e. Filtração

Esta operação consiste na separação da fase sólida da fase líquida, de

uma mistura. É efetuada por um meio filtrante. A natureza da fase sólida

(precipitado) determinará a escolha do meio filtrante, que pode ser:

Papel de filtro - com diferentes porosidades;

Cadinho de vidro com fundo de sílica porosa;

Funil com placa de vidro sinterizado;

Algodão de vidro, asbesto, etc.

Filtração simples. Usa-se o funil de vidro no qual se adapta o papel de

filtro e que pode ser:

De colo longo ou curto;

Liso ou radiado.

Filtração à pressão reduzida ou a vácuo. O papel de filtro é

adaptado ao funil de Büchner e este ao Kitazato, que é ligado à bomba de vácuo

ou trompa de vácuo a água.

f. Cristalização

É a separação do soluto sólido do solvente líquido, que constitui uma

solução. É denominada cristalização porque, em geral, o sólido se separa na

forma de cristais. É usada:

Para obtenção de cristais de certas substâncias;

Para purificação de substâncias e separação de soluto.

Distinguem-se 2 tipos:

Cristalização simples - quando a solução contém apenas um soluto.

Cristalização fracionada - quando a solução contém mais de um

soluto.

Pode se obtida por diversos processos:

Evaporação do solvente.

Resfriamento.

Combinação dos dois processos acima.

Adição de outro solvente, no qual o soluto é insolúvel.

Precipitação, sublimação ou fusão.

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2.3.1. Preparação do sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O)

O sulfato de cobre pentahidratado é um sal que se apresenta na forma

de cristais triclínicos, comumente tabulares, com brilho vítreo, cor azul celeste

intenso, transparente. Não é fusível. Solúvel em água. O seu mineral a calcantita

é um minério secundário.

O vitríolo azul artificial é empregado na estampa de tecidos, nos

elementos galvânicos, como inseticida e para fins industriais.

Pode-se obter, no laboratório, o CuSO4.5H20 através da reação entre o

óxido de cobre (II) e o ácido sulfúrico diluído.

Procedimento

1. Em Becker de 50 ou 100 mL, pesar aproximadamente 1,5 g de

óxido de cobre (II), CuO (anotar a massa registrada na balança). Observar Figura

7.

Figura 7. a) Balança zerada; b) Balança tarada, isto é, balança zerada com o peso do béquer; c) Pesagem do óxido de cobre (II).

2. Dissolver a massa pesada de CuO em 30 mL de solução de ácido

sulfúrico (H2SO4) 2 mol/L (medidos em proveta) aquecendo suavemente a

mistura, Figura 8. Usar chapa aquecedora ou banho Maria. Deixe a solução

esfriar e se houver algum vestígio de CuO que não tenha se dissolvido, filtre.

Caso contrário passe para a etapa seguinte.

Figura 8. Solução resultante da dissolução do CuO em H2SO4 2M.

3. Evaporar a solução, lentamente, até a formação de cristais (usar

banho-maria ou chapa aquecedora).

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4. Dissolver os cristais formados em um pouco de água e deixar

evaporar ao ar até recristalização, Figura 9. Esta etapa pode demorar um ou dois

dias.

Figura 9. Cristais de sulfato de cobre pentahidratado após recristalização.

5. Adaptar o funil de Büchner com papel de filtro ao Kitazato e

proceder à filtração a vácuo dos cristais formados e a seguir lava-los com álcool.

Observar Figura 10.

Figura 10. Filtração a vácuo dos cristais de sulfato de cobre formados.

6. Terminada a filtração secar os cristais o máximo possível por

sucção, no próprio funil.

7. Transferir os cristais para um papel de filtro e pressioná-los com

outro papel de filtro até ficarem bem secos. Observar Figura 11.

Figura 11. Secagem do sulfato de cobre entre papeis de filtro.

8. Pesar os cristais obtidos em vidro de relógio ou em papel de filtro.

9. Transferir os cristais de sulfato de cobre para um recipiente de vidro

com tampa, limpo e seco, devidamente identificado (nome ou fórmula do

composto) e guarda-los para serem usados em aula posterior.

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10. Calcular o rendimento do processo. Para isso siga as etapas abaixo

onde se levará em consideração que a massa pesada de CuO foi de 1,5 g. A

massa utilizada, por vocês para este cálculo, devera ser a registrada na balança.

1ª etapa: Escrever a equação equilibrada do processo.

CuO + H2SO4 + 4H2O CuSO4.5H2O

2ª etapa: Verificar se os reagentes estão em quantidades

estequiométricas.

Foram usados 1,5 g de CuO e 30 mL de solução de H2SO4 2 mol/L, o

que corresponde a 3,92 g de H2SO4 puro. Isto por que:

1 mol 98 g 1000 mL

2 mol x g 30 mL x = 5,88 g

Assim temos:

(I) CuO H2SO4

79,5 g 98 g

1,5 g x x = 1,85 g de H2SO4 puro

(II) CuO H2SO4

79,5 g 98 g

y 5,88 g y = 4,77 g de CuO

Observando o cálculo feito em (I), verifica-se que para 1,5 g de CuO

será necessário usar apenas 1,85 g de H2SO4.

Observando o cálculo feito em (II), verifica-se que se a massa de

H2SO4 (5,88 g) for completamente usada, serão consumidos 4,77 g de CuO.

Como foram utilizados na prática 1,5 g CuO e 30 mL de H2SO4 2 mol/L

(que corresponde a 5,88g de H2SO4) , verifica-se que o H2SO4 está em excesso

de: 5,88 - 1,85 = 4,03 g.

O cálculo do rendimento deve ser feito, portanto, a partir do CuO que é

o reagente limitante da reação.

22

3ª etapa: Determinação da massa estequiométrica do sulfato de cobre:

(III) CuO CuSO4. 5H2O

79,5 g 249,5 g

1,5 g x x = 4,71 g de CuSO4.5H2O

Para um rendimento de 100% devem ser obtidos 4,71 g de sulfato de

cobre.

Assim, o rendimento do processo será dado pela relação:

4,71 g CuSO4. 5H2O 100%

Massa obtida no laboratório y ,

onde y é o rendimento do processo.

Material necessário

CuO (óxido cúprico), ácido sulfúrico 2M, álcool etílico, becker de 50 ou

100 mL, bastão de vidro, papel de filtro diâmetro pequeno ou médio, funil de

Büchner, proveta de 100 mL, kitazato, chapa aquecedora bastão de vidro.

2.4. Questionário de orientação

Deve este questionário (modelo no final do capitulo) ser resolvido pelos

estudantes, em equipes de no máximo cinco alunos e entregue ao professor Tutor

após a realização desta aula, que deverá fazer as devidas correções, atribuir

pontuação (0 – 10 pontos) e devolver ao grupo. A leitura do item considerações

gerais, constate desse texto, e as anotações realizadas durante as aulas de

laboratório são suficientes para que o aluno possa resolver as questões relativas

a este questionário.

23


Capitulo 2: Operações Básicas em Laboratório

Equipe:






Baseado no que foi exposto no item 2.3.1 e nos resultados obtidos

durante a realização desta aula, responda o que se pede:

1. Cite a principal utilização dos seguintes materiais de laboratório: a) estufa; b)

cadinho de porcelana; c) funil de decantação, d) frasco Erlenmeyer; e) pipeta

graduada; f) pipeta volumétrica; g) pesa-filtro.

2. Identifique as operações realizadas em cada etapa do procedimento para a

obtenção do sulfato de cobre. Se uma operação foi executada várias vezes

não precisa ser repetida.

3. Escreva a equação equilibrada do processo de obtenção do sulfato de cobre

pentahidratado?

4. Qual a massa de óxido de cobre pesada (massa registrada na balança, sem

arredondamento)?

5. Qual a massa de ácido sulfúrico contida nos 30 mL de solução 2 mol/L?

6. Qual a massa de ácido sulfúrico que reagiu com a massa de CuO (massa

registrada na balança)?

7. Qual o reagente limitante?

8. Qual a massa de CuSO4.5H2O estequiométrica?

9. Qual a massa de CuSO4.5H2O obtida no laboratório?

10. Determinar o rendimento do processo?

24

3. ALGUMAS PROPRIEDADES RELACIONADAS À CONFIGURAÇÃO

ELETRÔNICA.

3.1. Objetivos

Demonstrar alguns modelos experimentais que evidenciem a

estreita relação existente entre as propriedades periódicas dos elementos e sua

posição no quadro periódico.

Evidenciar a relação existente entre o tamanho do íon e a

solubilidade de substâncias químicas.

Estabelecer relação entre a configuração eletrônica dos elementos

e suas propriedades ópticas.


As propriedades químicas dos átomos, a natureza dos compostos, o

curso das reações químicas são determinados pela distribuição de elétrons em

cada átomo.

A tabela periódica procura evidenciar a correlação existente entre a

distribuição dos elementos na classificação e a distribuição de elétrons nos

átomos (configuração eletrônica). Assim o fazendo, é possível estabelecer

relações entre elementos da mesma família e do mesmo período. É importante

conhecer as características que dependem dessas configurações eletrônicas; os

volumes e os raios atômicos, os raios iônicos, os potenciais de ionização, as

eletronegatividade, as eletroafinidades, as propriedades magnéticas, as

propriedades óticas, a natureza das ligações, os números de oxidação.

3.2.1. Raio atômico e iônico

Uma das propriedades atômicas mais úteis de um elemento é o volume

de seus átomos e íons. O raio atômico pode ser definido como o conjunto de raios

metálicos e covalentes. As tendências periódicas observadas na Tabela Periódica

mostram que o raio atômico aumenta ao se descer nos grupos e diminui da

esquerda para a direita.

O raio iônico, Tabela 1, está relacionado com a distância entre os

núcleos de cátions e ânions vizinhos. Suas tendências gerais se semelham a dos

raios atômicos, assim:

O raio iônico aumenta ao se descer em um grupo:

Li+ < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+.

O raio dos íons de mesma carga diminui através do período:

Ca2+ < Mn2+ < Zn2+.

Quando um íon pode ocorrer em ambientes com diferentes

números de coordenação (NC), seu raio aumenta com o aumento do numero de

coordenação: 4 < 6 < 8 < 10 < 12.

25

Se um elemento pode existir em diferentes estados de oxidação,

então para um dado NC seu raio iônico diminui com o aumento do número de

oxidação: Fe2+ > Fe3+.

Como uma carga positiva indica um número reduzido de elétrons e,

assim, uma atração nuclear maior, cátions são usualmente menores que ânions.

Elemento Íon Coordenação 6

Sódio Na+ 0,97

Magnésio Mg2+ 0,66

Cálcio Ca2+ 0,99

Bário Ba2+ 1,34

Ferro Fe2+ 0,74

Fe3+ 0,64

Tabela 1. Raios iônicos de algumas espécies químicas em A°

3.2.2. Solubilidade

Denomina-se solubilidade (ou coeficiente de solubilidade) de um

soluto (um sal, por exemplo) num solvente, a uma determinada temperatura, à

quantidade de soluto necessária para saturar 100 g desse solvente, na referida

temperatura. Assim, por exemplo, 100 g de água, a 20 °C dissolvem 35 g de

cloreto de potássio; logo a solubilidade do cloreto de potássio em água, a 20 °C, é

35.

A supersaturação é o estado posterior à saturação; é onde se verifica

a precipitação ou deposição do soluto no solvente.

Existem substâncias químicas que são solúveis em certos solventes,

não o sendo em outros. Assim, por exemplo, alguns sais apresentam solubilidade

apreciável em água, enquanto outros são praticamente insolúveis. Tais espécies

insolúveis constituem os denominados precipitados. Para que uma substância

seja solúvel, a energia de hidratação deve ser maior que a energia reticular.

Uma regra geral amplamente obedecida, para a solubilidade de sólidos

iônicos em água, é aquela em que:

Compostos que contém íons de raios amplamente diferentes são

normalmente solúveis em água.

Reciprocamente, os sais com mínima solubilidade em água são os

de íons com raios similares.

Isto é, em geral, a diferença de tamanho favorece a solubilidade em

água.

26

Espécies Kps

Mg(OH)2 1,8 x 10-11

Fe(OH)2 1,8 x 10-15

Fe(OH)3 6,0 x 10-38

CaSO4 2,4 x 10-5

BaSO4 1,1 x 10-10

Tabela 2. Produtos de solubilidade (Kps) de algumas espécies químicas (25 °C)

3.2.3. Propriedades ópticas

São aquelas que dependem da natureza da luz e de sua interação com

a matéria.

A maioria dos compostos químicos absorve “luz” dentro da região

espectral que compreende a região do ultravioleta e do visível (200 e 1000 nm).

Essa absorção está relacionada com transições de elétrons, a níveis mais

elevados, provocadas pela excitação de átomos e moléculas, por isso os

espectros nessa região são também denominados espectros eletrônicos. Os

espectros de absorção mostram os comprimentos de onda determinados da luz

absorvida quando o elétron é promovido, isto é, a quantidade de energia

necessária para levar o elétron para um nível energético superior; já os espectros

de emissão mostram a energia emitida quando o elétron retorna do estado

excitado para um nível energético inferior.

A energia da região espectral está relacionada com a sua freqüência

de vibração, isto é, E = hν; por outro lado, o produto que relaciona o comprimento

de onda (У) com a freqüência (ν) é igual a uma constante universal, isto é, Уν = c

(constante da velocidade da luz).

O ensaio à chama utilizado na identificação de metais alcalinos e

alcalinos terrosos está diretamente relacionado com o princípio da excitação de

átomos pela energia proveniente da chama do bico de gás. Como conseqüência

se observa o aparecimento de imagens coloridas na chama, como as

apresentadas na Tabela 3.

Elemento emissor Coloração da chama Comprimento de onda das linhas (A°)

Na Amarelo-ouro 5890

K Vermelho-violeta 7665

Li Vermelho-carmim 6708

Ca Vermelho-alaranjada 6162

Sr Vermelho-escarlate 6870

Ba Verde-amarelada 5778

Cu Verde 5590

Tabela 3. Características de espectros ópticos de emissão de alguns elementos.

27

Os compostos iônicos e covalentes dos elementos de transição são

usualmente coloridos, em contraste com os compostos dos elementos dos blocos

“s” e “p” da tabela periódica, que são quase sempre brancos. A cor está

associada à capacidade de promoção de um elétron de um nível energético a

outro. A quantidade exata de energia para esta transição é obtida na absorção de

luz de um determinado comprimento de onda.

Os orbitais “d” não são todos idênticos em termos de energia, e em

elementos de transição com uma camada “d” parcialmente preenchida torna-se

possível promover elétrons de um nível “d” a outro nível “d”. Isto corresponde a

uma diferença de energia muito pequena, ocorrendo absorção de luz da região

visível do espectro. Se for absorvida luz vermelha, então a luz transmitida contém

um excesso das demais cores do espectro – principalmente o azul, de modo que

o composto se mostra azul, por exemplo, Cu2+. Nos elementos dos blocos “s”e “p”

não pode haver transições eletrônicas “d-d”, e a energia necessária para

promover um elétron “s” ou “p” a um nível energético mais alto é muito maior,

podendo corresponder a radiação de luz ultravioleta, e o composto se mostra

incolor a nossos olhos.


3.3.1. Tamanho iônico e solubilidade

Procedimento 1

1. Em três tubos de ensaios pequenos, adicione, separadamente, 1

mL ( ou 20 gotas) de soluções de cloretos de sódio (NaCl), magnésio (MgCl2) e

ferro III (FeCl3) e em seguida, para cada tubo, junte 5 gotas de hidróxido de

amônio 1:1. Anote, as colorações das soluções, em qual dos tubos ocorreu

precipitação e a cor do precipitado formado. Para efeito de comparação observe a

Figura 3.1.

Figura 3.1. A) Soluções de NaCl (1), MgCl2 (2) e FeCl3 (3) antes da adição de solução de NH4OH. B) As respectivas soluções depois da adição de solução de NH4OH.

28

Procedimento 2

1. Em três tubos de ensaios pequenos, adicione, separadamente, 1

mL de soluções de cloretos de magnésio(MgCl2), cálcio(CaCl2) e bário(BaCl2) e

em seguida, para cada tubo, junte 5 gotas de solução de ácido sulfúrico 1:4.

Anote as colorações das soluções e em qual dos tubos ocorreu precipitação e a

cor do precipitado formado. Para efeito de comparação observe a Figura 3.2.

Figura 3.2. A) Soluções de MgCl2 (1), CaCl2 (2) e BaCl2 (3) antes da adição de solução de H2SO4. B) As respectivas soluções depois da adição de solução de H2SO4.

3.3.2. Cor da chama do bico de gás e a configuração eletrônica

Procedimento 3

1. Tome pequenas porções de sais de cloreto de sódio, cálcio, ferro,

níquel, cobre e zinco e proceda a ensaios à chama, utilizando uma pequena alça

(uma para cada sal), que deve ser feita com um clips para papeis. Observe e

anote. A Figura 3.3 exemplifica alguns ensaios.

]

Figura 3.3. Alguns ensaios a chama. A) Chama característica do Na. B) Chama característica do Ca. C) Chama característica do Cu.

3.3.3. Cor das soluções e a configuração eletrônica

Procedimento 4

1. Em três tubos de ensaios pequenos, adicione, separadamente,

pequenas porções de óxidos de cálcio, óxido de cobre e óxido de ferro (III) e

acrescente 3 mL de solução de ácido clorídrico 1:1 em cada tubo. Aqueça e

aguarde o desenvolvimento da reação (para o óxido de ferro III). Observe e anote.

Para efeito de comparação observe a Figura 3.4.

29

Figura 3.4. A) Óxidos de cálcio (1), óxido de cobre (II) (2) e óxido de ferro (III) (3) . B) Suas respectivas soluções após adição de solução de HCl.

Procedimento 5

1. Em tubo de ensaio, adicione 2mL de solução de permanganato de

potássio 0,001M, junte 1 mL de solução de ácido sulfúrico 1:4 agite e, em

seguida, acrescente um pequeno cristal de sulfato ferroso e agite até dissolução

do sólido ou, até que se processe desaparecimento de coloração. Para efeito de

comparação observe a Figura 3.5.

Figura 3.5. Tubo (1) solução de KMnO4 acidificada. Tubo (2) solução resultante após adição de cristais de FeSO4 no tubo (1).

Procedimento 6

1. Em tubo de ensaio, adicione 2 mL de solução de cromato de

potássio 0,02 mol/L (observe coloração), junte 1 mL de solução de ácido sulfúrico

1:4 agite, e em seguida, acrescente gota a gota, sob agitação, solução de água

oxigenada a 3% até que se processe variação de coloração. Para efeito de

comparação observe a Figura 3.6.

Figura 3.6. Tubo (1) solução de K2CrO4 acidificada. Tubo (2) solução resultante após adição de H2O2 no tubo (1).

30

Materiais necessários

Soluções 0,1M de cloretos de: sódio, magnésio, cálcio, bário e ferro;

solução de hidróxido de amônia 1:1; solução de ácido sulfúrico 1:4; substâncias

sólidas: cloreto de sódio, de cálcio, de ferro, de níquel, de cobre e de zinco;

óxidos de cálcio, de ferro e de cobre; e sulfato ferroso; solução de ácido clorídrico

1:1; solução de permanganato de potássio 0,01M; solução de dicromato de

potássio 0,02 M; solução de água oxigenada a 3%; tubos de ensaio; pipetas de 2

mL ou conta-gotas; bico de gás; clips para papel( para ser usado como alça no

ensaio à chama).


Deve este questionário (modelo no final do capitulo) ser resolvido pelos







31


Capitulo 3: Algumas Propriedades Relacionadas a Configuração Eletrônica

Equipe:






Baseado no que você observou e anotou durante a execução desta aula

e da leitura do item 3.2 responda o que se pede:

1. Que relação se observa entre os raios iônicos dos cátions discriminados no

procedimento 1 e a solubilidade dos respectivos hidróxidos? (Consultar

tabelas 1 e 2)

2. Que relação se observa entre os raios iônicos dos cátions discriminados no

procedimento 2 e a solubilidade dos respectivos sulfatos? (Consultar tabelas 1

e 2)

3. Escreva as equações químicas das reações ocorridas nos procedimentos 1 e

2.

4. Nos procedimentos 1 e 2 que tipo de evidência foi observada por você

indicativo de reação química? (Por exemplo, produção de efervescência,

formação de precipitado, mudança de cor da solução, etc.)

5. Considerando o procedimento 3, quais as espécies que apresentaram chama

colorida ?

6. Considerando ainda o procedimento 3, relacione a cor da chama com a

espécie emissora.

7. Considerando o procedimento 4, que íons se apresentam, no espectro visível,

incolores e quais as espécies coloridas?

8. Escreva as equações químicas das reações do procedimento 4.

9. Nos procedimentos 5 e 6, há transformação de cromato(CrO42-) e

permanganato(MnO4-) em íons Cr3+ e Mn2+, respectivamente. Relacione a

variação do número de oxidação com a coloração.

10. Escreva as equações químicas das reações dos procedimentos 5 e 6.

32

4. PREPARAÇÃO E IDENTIFICAÇÃO DE ALGUMAS SUBSTÂNCIAS

GASOSAS.

4.1. Objetivos

Demonstrar, experimentalmente, a preparação dos gases,

Hidrogênio (H2), Oxigênio (O2), Cloro (Cl2), Amônio (NH3), Carbônico (CO2) e

dióxido de nitrogênio (NO2).

Demonstrar fatos experimentais que caracterizam estas

substâncias gasosas.


A análise de gases constitui procedimento dos mais importantes no

campo de pesquisa e controle de qualidade de componentes químicos em

misturas. Os procedimentos são os mais variados, e envolvem técnicas das mais

simples às mais sofisticadas.

Produzem-se gases, em laboratório, por diversos tipos de reações

químicas, tais como ação de um ácido sobre metal, ação de um alcali forte sobre

metal, etc.

Gases produzidos em laboratório podem ser imediatamente

identificados através da obtenção de uma chama característica (gases

inflamáveis) ou mediante borbulhamento do gás em solução (reações

características em solução).

Também os gases produzidos em laboratório podem ser recolhidos em

vasilhames especiais, por deslocamento de líquidos imiscíveis com tais gases (ou

que não ocorram reações químicas entre si). Assim, por exemplo, o gás flúor não

pode ser recolhido em recipiente de vidro (o flúor forma facilmente o ácido

fluorídrico que ataca rapidamente o vidro); o cloro é solúvel em água, não sendo

aconselhável o deslocamento da mesma para coleta do gás, pois ocorrerão

perdas.


4.3.1. Produção e identificação do gás hidrogênio

Procedimento 1

1. Em um tubo de ensaio, adicione 3 mL de ácido sulfúrico 1:4, e

acrescente pequena porção de limalhas de magnésio metálico e observe a

efervescência que se produz, Figura 4.1A. Imediatamente, tampe a boca do tubo

de ensaio com o dedo polegar, Figura 4.1B, e identifique o gás produzido

mediante reação de combustão promovida pela aproximação da chama de um

palito de fósforo a boca do tubo de ensaio já destampado, Figura 4.1C. Um leve

estampido deve ser ouvido.

33

Figura 4.1. Etapas do procedimento 1. A) Solução de H2SO4 na presença de Mg metálico. B) Retenção do gás produzido em A. C) Identificação do gás produzido em A.

4.3.2. Produção e identificação do gás oxigênio

Procedimento 2

1. Em tubo de ensaio adicione 3 mL de solução concentrada de água

oxigenada e acrescente pequena porção de dióxido de manganês (cuidado!),

Figura 4.2A. Imediatamente, introduza no tubo de ensaio um palito de fósforo em

brasa, Figura 4.2B, e observe a chama retornar ao palito, Figura 4.2 C.

Figura 4.2. Etapas do procedimento 2. A) Solução de H2O2 na presença de MnO2. B) Palito de fósforo em brasa sendo introduzido na mistura mostrada em A. C) Retorno da chama ao palito de fósforo o que identifica o gás produzido em A..

4.3.3. Produção e identificação do gás carbônico

Procedimento 3

1. Em tubo de ensaio, adicione 3 mL de água de barita (Ba(OH)2),

Figura 4.3 A, em seguida, pelas paredes do tubo, faça espargir cuidadosamente,

pequeno volume de álcool etílico, Figura 4.3 B ; finalmente promova a combustão

do álcool no interior do tubo e aguarde a formação de um precipitado, revelado

por uma pequena turvação na solução de água de barita, Figura 4.3 D.

34

Figura 4.3. Etapas do procedimento 3. A) solução de Ba(OH)2. B) Álcool sendo espargido na parede do tubo de ensaio. C) Gás formado após combustão do álcool. D) Precipitado branco formado após contato do gás com a solução de Ba(OH)2 o que confirma o gás produzido pela queima do álcool.

4.3.4. Produção e identificação do gás cloro

Procedimento 4 (Atenção, este procedimento deve ser realizado

em capela).

1. Em tubo de ensaio de vidro pirex, adicione pequena quantidade de

dióxido de manganês e a seguir acrescente 5 mL de ácido clorídrico 1:1, feche o

dispositivo, com uma rolha, mantendo um tubo de desprendimento. Aquecer em

chama de bico de gás. Observe o odor produzido (cuidado, tóxico). Borbulhar o

gás produzido em uma solução de nitrato de prata contida em um tubo de ensaio,

Figura 4.4A. O turvamento da solução de nitrato de prata confirma o gás

produzido, Figura 4.4B.

Figura 4.4. A) Produção do gás cloro e seu borbulhamento em solução de AgNO3. B) Identificação do gás cloro através da formação de um precipitado branco quando em contato com a solução de AgNO3.

4.3.5. Produção e identificação do gás amônio

Procedimento 5 (Atenção, este procedimento deve ser realizado

em capela).

1. Em tubo de ensaio de vidro pirex, misture bem cloreto de amônio

(sólido) e óxido de cálcio (sólido), feche o dispositivo, com uma rolha, mantendo

um tubo de desprendimento. Aquecer em chama de bico de gás. Observe o odor

produzido (cuidado tóxico). Borbulhar o gás produzido em uma solução de sulfato

de cobre contida em um tubo de ensaio, Figura 4.5A. O tingimento da solução de

sulfato de cobre de um azul intenso confirma o gás produzido, Figura 4.5B.

35

Figura 4.5. Produção do gás amônio e seu borbulhamento em solução de CuSO4. B) Identificação do gás amônio através do tingimento da solução de CuSO4 de um azul intenso.

4.3.6. Produção e identificação do dióxido de nitrogênio

Procedimento 6

1. Em tubo de ensaio, adicione pequena porção de limalhas de cobre,

e junte 3 mL de solução de ácido nítrico 1:4, Figura 4.6.A. Aqueça se necessário.

Observe a reação que se produz com liberação de gás castanho-avermelhado,

que identifica o gás NO2, e aparecimento de típica coloração azul na solução,

Figura 4.6.

Figura 4.6. A) Limalhas de cobre em solução de HNO3. B) Produtos da reação ocorrida em A. Tingimento da solução de azul e formação de um gás castanho avermelhado.


Solução de água oxigenada a 6%; solução de ácido sulfúrico 1:4;

solução de ácido nítrico 1:4; limalhas de cobre e magnésio metálicos; cloreto de

amônio (sólido) e óxido de cálcio (sólido); solução alcoólica de fenolftaleina 1%;

dióxido de manganês (sólido); solução de ácido clorídrico 1:1; solução de nitrato

de prata 0,01M;álcool etílico; solução de hidróxido de bário; tubos de ensaio;

pipetas de 5 mL; espátula; suporte para tubo de ensaio; rolhas com furo central;

tubos de desprendimento para identificação de gases em solução aquosa.

36


Deve este questionário (modelo no final do capítulo) ser resolvido pelos







37


Capitulo 4: Preparação e Identificação de Algumas Substâncias Gasosas

Equipe:

1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................





Baseado no que você observou e anotou durante a execução desta aula,

responda o que se pede:

1. Escreva a equação química da reação do procedimento 1. O gás produzido é

combustível ou comburente? Justifique.

2. Escreva a equação química da reação do procedimento 2. O gás produzido é

combustível ou comburente? Justifique.

3. Qual o papel do dióxido de manganês no desenvolvimento da reação do

procedimento 2?

4. Escreva a equação química de combustão do álcool ocorrida no procedimento

3.

5. Que evidência levou você a identificar o gás produzido no procedimento 3?

6. Escreva a equação química de identificação do gás produzido no

procedimento 3?

7. Escreva a equação química da reação entre o dióxido de manganês e o ácido

clorídrico ocorrida no procedimento 4. Que evidência levou você a identificar o

gás produzido?

8. Escreva a equação química da reação de identificação do gás produzido no

procedimento 4 com o nitrato de prata.

9. Escreva a equação química da reação entre o cloreto de amônio e o óxido de

cálcio ocorrida no procedimento 5. Que evidência levou você a identificar o

gás produzido?

10. Considerando o procedimento 6, escreva a equação química da reação

entre o cobre metálico e o ácido nítrico produzindo o respectivo sal de cobre,

água e óxidos de nitrogênio (NO eNO2). Por que se produz intensa coloração

azul na solução?

38

5. REAÇÕES DE ÁCIDOS E BASES.

5.1. Objetivos

Observação sobre o comportamento ácido – base segundo

Bronsted-Lowry.

Observação sobre o comportamento ácido – base segundo Lewis.

Aprendizagem de alguns fundamentos experimentais na medida

colorimétrica do pH.

Manuseio de aparelhagem na obtenção de medidas de pH e sua

interpretação.


Os primeiros estudos sobre ácidos e bases estiveram restritos a

soluções aquosas, caracterizando-se pelo desconhecimento das particularidades

do solvente.

O conceito de Arrhenius, possivelmente o mais antigo, define ácidos

como substâncias hidrogenadas que liberam íons hidrogênio ao se ionizarem em

água e bases quando liberavam íons hidroxila.

Bronsted-Lowry propuseram em 1923, que a característica essencial

de uma reação ácido - base é a transferência de um próton de uma espécie a

outra. Neste contexto, um próton é um íon hidrogênio, H+. Os estudos modernos

demonstram que o íon hidrogênio, H+, não pode existir livre em água sob

concentrações apreciáveis, e que a hidratação do próton é uma reação

fortemente exotérmica. Atualmente, costuma-se representar essa hidratação

segundo

H+ + H2O H3O+ + 290 kcal

Na realidade, o H+ se encontra, em solução aquosa, associado a mais

de uma molécula de água. A representação acima é uma simplificação aceita.

Portanto, o solvente tem atuação físico-química e o processo de dissolução não

deve ser considerado mera interação física. Assim, é interessante destacar, a

título de orientação, alguns exemplos significativos dessas interações, em meio

aquoso:

HCl(aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + Cl-(aq)

H2O(l) + NH3(aq) ⇆ NH4+(aq) + OH-(aq)

A simetria de cada uma das reações direta e inversa, que dependem

da transferência de prótons de um ácido para uma base, é expressa escrevendo-

se o equilíbrio de Bronsted geral como:

39

Ácido1 + base2 ⇆ Ácido2 + base1

Nesses casos, pode-se observar o comportamento da água, que ora

atua como ácido (cede prótons), ora como base (recebe prótons). A classificação

de uma substância como ácido ou base depende da reação em que participa.

Uma classificação mais abrangente de acidez foi introduzida por Lewis

e define ácido como uma substância que atua como receptora de par

eletrônico e base como doadora. Se simbolizarmos um ácido de Lewis por A e

uma base de Lewis por: B temos:

A + :B A:B (A B)

Esse tipo de reação é chamado de formação de complexo e é a mais

simples das reações ácido – base de Lewis.

Exemplo: a hidratação do Co2+, na qual pares solitários de H2O (atuando como

uma base de Lewis) são doados ao cátion central para originar [Co(H2O)6]2+.

Co2+(aq) + H2O(l) [Co(H2O)6]2+

Todas as reações de Bronsted de transferência de próton são reações

de deslocamento de Lewis na qual uma base ou um ácido é deslocado por outro

da mesma espécie.

Exemplo:

HCl(aq) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + Cl-(aq)

Nesta reação, a base de Lewis H2O desloca a base de Lewis Cl- de seu

complexo com o ácido H+.

Como a grande maioria das soluções estudadas é em meio aquoso a

água torna-se um modelo adequado para estudo do comportamento ácido – base.

A acidez de um meio aquoso pode ser avaliada através de uma escala

de pH. Assim, considera-se a autoionização da água segundo

H2O(l) + H2O(l) ⇆ H3O+(aq) + OH-

(aq) Kw = 10-14 a 25 °C ,

como modelo de equilíbrio ácido-base. Como por definição,

pH = - log[H3O+] e pOH = - log[OH-] resulta pH = pOH = 7.

Em solução aquosa, a adição de um ácido mais forte do que a água

provocará aumento de concentração de H3O+, bem como a adição de uma base

mais forte do que o solvente considerado provocará diminuição de íons H3O+.

Pode-se medir a força com que certo ácido cede prótons à água, bem

como a força com que certa base aceita prótons da água.

40

Exemplo:

5

3

33 1085,1][

]][[

xCOOHCH

COOCHOHK a

Pela simples observação do valor numérico da constante de ionização

do ácido (Ka) pode-se concluir que a concentração do ácido não dissociado é

elevada, revelando a fraca capacidade doadora desse ácido.

A acidez total ou de titulação é obtida pela volumetria de

neutralização.

A acidez atual é determinada pela medida do pH e pode ser feita por

colorimetria e potenciometria.

A acidez potencial é representada pela parte não dissociada da

espécie.

Na medida colorimétrica utiliza-se os assim chamados indicadores

de neutralização, que são substâncias capazes de evidenciar determinada

coloração ao meio, coloração essa que está associada à acidez. O uso desses

indicadores, em solução aquosa de sais solúveis, revela a natureza do ácido ou

da base que deu origem a esses sais. Considerando que os indicadores de

neutralização apresentam intervalos de pH bem definidos, é possível caracterizar

a região em que se encontra o valor numérico do pH. Para tanto, considere-se,

por exemplo, alguns indicadores e neutralização muito conhecidos:

Indicador Intervalo de pH Coloração abaixo de Coloração acima de

Alaranjado de metila 3,1 - 4,4 3,1: alaranjada 4,4: amarela

Vermelho de metila 4,2 - 6,3 4,2: vermelha 6,3: azul

Azul de bromotimol 6,0 - 7,6 6,0: amarela 7,6: azul

Fenolftaleína 8,2 - 10,0 8,2: incolor 10,0: vermelho-violáceo

Como se observa, há variação de coloração conforme a solução esteja

sob acidez abaixo ou acima do intervalo de pH de certo indicador de

neutralização.

A mistura conveniente de vários indicadores de neutralização tem

permitido obtenção de meios mais precisos de determinação experimental de pH

de soluções. Tais misturas apresentam amplos intervalos de pH, sendo possível o

estabelecimento de variações gradativas de coloração com o valor numérico do

pH. Comercialmente, tais misturas apresentam-se sob a forma de soluções ou em

papeis indicadores.

41

A medida eletrométrica do pH é realizada convenientemente por

potenciometria.


5.3.1. Desenvolvimento do caráter ácido-base

Procedimento 1

1. Aproxime dois frascos contendo soluções concentradas de HCl e

NH3; deixe os vapores emanados desses frascos entrarem em contato e observe

intensa névoa que se forma, Figura 5.1.

Figura 5.1. Névoa de NH4Cl formada quando os vapores de HCl e NH3 entram em contato.

Procedimento 2

1. Misture em gral de porcelana, Figura 5.2, pequenas porções de

acetato de sódio sólido e sulfato ácido de sódio sólido; proceda a

homogeneização da mistura, mediante pulverização, e observe, durante o

procedimento, o desprendimento de um odor característico de vinagre.

Figura 5.2. Representação do procedimento 2.

5.3.2. Evidências experimentais dos indicadores de neutralização no

desenvolvimento do caráter ácido-base.

Procedimento 3

1. Em um tubo de ensaio contendo 5 mL de água adicione uma

pequena porção de acetato de sódio sólido. Agite a mistura e acrescente uma

42

gota do indicador fenolftaleina, e observe a coloração da solução. Compare a cor

obtida com a apresentada na Figura 5.3.

2. Repita o procedimento anterior substituindo o indicador fenolftaleina

pelo indicador azul de bromotimol, e observe a coloração da solução. Compare a

cor obtida com a apresentada na Figura 5.3

Figura 5.3. Coloração da solução de acetato de sódio frente ao indicador fenolftaleina e azul de bromotimol. Tubo 1, solução resultante da mistura do acetato de sódio em água. Tubo 2, coloração da solução do tubo 1 na presença do indicador fenolftaleina. Tubo 3, coloração da solução do tubo 1 na presença do indicador azul de bromotimol.

Procedimento 4

1. Em um tubo de ensaio contendo 5 mL de água adicione uma

pequena porção de cloreto de amônio sólido. Agite a mistura e acrescente uma

gota do indicador fenolftaleina, e observe a coloração da solução. Compare com a

cor obtida com a apresentada na Figura 5.4.

2. Repita o procedimento anterior substituindo o indicador fenolftaleina

pelo indicador vermelho de metila, e observe a coloração da solução. Compare

com a cor obtida com a apresentada na Figura 5.4.

Figura 5.4. Coloração da solução de cloreto de amônio frente ao indicador fenolftaleina e vermelho de metila. Tubo 1, solução resultante da mistura do cloreto de amônio em água. Tubo 2, coloração da solução do tubo 1 na presença do indicador fenolftaleina. Tubo 3, coloração da solução do tubo 1 na presença do indicador vermelho de metila.

43

Procedimento 5

1. Em tubo de ensaio, adicione 3 mL de solução de carbonato de

sódio 0,05M , junte 2 gotas de solução alcoólica de fenolftaleina, observe a cor da

solução, e a seguir, gota a gota, agitando sempre, solução de ácido clorídrico

0,1M, até que desapareça por completo qualquer vestígio de coloração; agora,

junte a essa solução 2 gotas de solução de azul de bromotimol, observe a

coloração. Continue a adicionar ácido, gota a gota, agitando sempre, até que se

processe nítida mudança de coloração para amarelo. Compare as cores obtidas

com as apresentadas na Figura 5.5.

Figura 5.5. Colorações adquiridas pela solução de carbonato de sódio durante o procedimento 5. A) Solução de carbonato de sódio. B) Coloração da solução A na presença do indicador fenolftaleina. C) Coloração adquirida pela solução B após adição de solução de HCl. D) Coloração adquirida pela solução C na presença do indicador azul de bromotimol. E) Coloração adquirida

pela solução D após adição de solução de HCl.

5.3.3. Reação ácido-base em solvente não aquoso

Procedimento 6

1. Em tubo de ensaio, adicione 3 mL de solução acética de uréia

(H2N-CO-NH2) contendo o indicador verde malaquita e acrescente gota a gota

solução acética de ácido perclórico até mudança de coloração. Observe.

Compare a cor obtida com a apresentada na Figura 5.6.

Figura 5.6. Colorações adquiridas pela solução acética de uréia na presença do indicador verde de malaquita (A) e após adição de solução acética de ácido perclórico (B).

44

5.3.4. Reações ácido-base de Lewis

Procedimento 7

1. Em tubo de ensaio contendo 3 mL de água acrescente uma

pequena porção de sulfato de níquel sólido e agite até completa solubilização,

observe a cor da solução. Junte 1 mL de solução de amônia 1:1 e observe a

mudança de cor da solução. Acrescente, aos poucos, solução alcoólica de

dimetilglioxima a 1% (C4H6(NOH)2 ou DMG) até que se produza um precipitado

vermelho típico. Compare as cores obtidas com as apresentadas na Figura 5.7.

Figura 5.7. Coloração da solução resultante da solubilização do sal de níquel em água (1) e desta solução na presença de hidróxido de amônio (2) e de solução alcoólica de dimetilglioixima (3).

5.3.5. Determinação experimental da constante de ionização de um

ácido através da medida eletrométrica do pH.

Procedimento 8

1. Proceda a leitura de medida Potenciométrica do pH, utilizando um

potenciômetro comum e soluções diluídas de ácido acético 0,1M e 0,01M. Faça 2

leituras de pH para cada caso.


Gral de porcelana e pistilo; acetato de sódio sólido; sulfato ácido de

sódio sólido; sulfato de níquel sólido; solução concentrada de amônia; solução

concentrada de ácido clorídrico; cloreto de amônio sólido; solução alcoólica de

fenolftaleina; solução de azul de bromotimol; solução de carbonato de sódio 0,05

M; solução de ácido clorídrico 0,1 M; solução de vermelho de metila; soluções de

ácido acético 0.1 e 0,01M; solução alcoólica de dimetilglioxima 1%; pH-metro

(potenciômetro); tubos de ensaio; espátula; pipetas de 5mL; suportes para tubo

de ensaio; solução de uréia em ácido acético glacial (dissolver 0,2 g de uréia

em 50 mL de ácido acético glacial, acrescente 10 mL de solução de verde de

malaquita a 0,01%, e complete o volume para 100 mL); solução de ácido

perclórico, 0,2 M, em ácido acético glacial (dilua 8,5 mL de ácido perclórico a

72% em peso em 100 mL de ácido acético glacial, e adicione 10 mL de anidrido

acético, dilua a mistura a 500 mL com ácido acético glacial).

45

5.4. Questionário de Orientação.

Deve este questionário (modelo no final deste capítulo) ser resolvido



atribuir pontuação (0 – 10 pontos) e devolver ao grupo. A leitura do item




46


Capitulo 5: Reações de Ácidos e Bases

Equipe:






Baseado no que você observou e anotou durante a execução desta aula,

responda o que se pede:

1. Considerando os reagentes empregados nos procedimentos 1 e 2 escreva as

equações químicas das reações representativas dos sistemas ácido-base e

destaque os respectivos pares ácido-base conjugados indicando que

espécies, presentes na reação, atuam como fortes e fracos.

2. Considerando as colorações e os intervalos de pH dos indicadores de

neutralização, constante do item 5.2, estime em que região de pH (abaixo de,

entre ou acima de) se encontra as soluções de acetato de sódio e cloreto de

amônio observadas nos procedimentos 3 e 4 respectivamente.

3. Considerando as colorações e os intervalos de pH dos indicadores de

neutralização, constante do item 5.2, estime a região de pH (abaixo de, entre

ou acima de) da solução de carbonato de sódio (usada no procedimento 5)

quando esta solução torna-se incolor frente a adição de ácido clorídrico e

quando ela torna-se amarela.

4. Escreva a equação química representativa da primeira etapa de neutralização

do carbonato de sódio (1mol de carbonato para 1 mol de ácido) e da segunda

e última etapa (1 mol do produto da primeira etapa para 1 mol de ácido).

5. No procedimento 6, tanto a uréia como o ácido perclórico interagem com o

ácido acético produzindo um sistema ácido-base, escreva a equação química

que representa a reação de neutralização deste sistema e indique o ácido e a

base.

6. Do procedimento 7 escreva a equação de solubilização do sal de níquel em

água e indique o ácido e a base de Lewis.

7. Considerando ainda o procedimento 7, escreva as equações químicas das

reações que ocorrem quando da adição de solução de hidróxido de amônio e

de solução de dimetilglioxima (DMG).

47

8. Classifique as reações de Lewis do procedimento 7 como sendo de formação

de complexo ou de deslocamento base/base?

9. Nos procedimentos 3, 4, 5, 6 e 8, que tipo de acidez você esta determinando,

a acidez total, a acidez atual ou acidez potencial?

10. Do procedimento 8, calcular a constante de ionização do ácido acético, e

confira os resultados obtidos com o valor numérico registrado na literatura.

48

6. REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO.

6.1. Objetivos

Familiarização com reações redox, de fácil demonstração

experimental.

Demonstrar, experimentalmente, os princípios úteis à compreensão

dos fenômenos de oxi-redução.


A definição original de “oxidação” afirmava tratar-se de uma reação

na qual um elemento reage com o oxigênio e é convertido a um óxido.

Exemplo: Ca + ½O2 CaO

A “redução” originalmente significou a reação inversa, ou seja, um

óxido de um metal foi convertido a um metal.

Exemplo: CaO + H2 Ca + H2O

Ambos os termos foram generalizados e expressos em termos de

transferência de elétrons e mudança no número de oxidação.

6.2.1. Transferência de elétrons

O ganho de elétrons por uma espécie química é chamado de redução

e a sua perda é denominada de oxidação.

Exemplo: Ca + Cl2 CaCl2 (há transferência total de elétrons)

O processo em comum é chamado de reação redox.

A espécie que fornece elétrons é o agente redutor (ou “redutor”).

Ex. Ca

A espécie que remove elétrons é o agente oxidante (ou

“oxidante”). Ex. Cl2

Nas reações: 2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

C(g) + O2(g) CO2(g),

ocorrem transferência parcial de elétrons. H2O e CO2 são substâncias covalentes,

em que os elétrons das ligações são compartilhados entre os átomos que se

ligam em cada molécula. Essas reações são consideradas de redox, uma vez

que houve alteração nos números de oxidação dos elementos envolvidos.

Número de oxidação de um átomo é um número que descreve seu

estado relativo de oxidação e redução. Não indica, portanto, uma carga iônica

real. Não possui significado físico preciso, são muito úteis, não só para

49

reconhecer as reações redoxes, como para balanceá-las e, muito importantes

para a sistematização do estudo das propriedades das substâncias.

A transferência de elétrons é freqüentemente acompanhada pela

transferência de átomos e é algumas vezes difícil se determinar de onde os

elétrons vêm ou para onde vão. Deste modo, é mais seguro – e mais simples –

analisar as reações redoxes utilizando uma série de regras formais expressas em

termos de número de oxidação. Assim, oxidação corresponde a um aumento no

número de oxidação de um elemento e redução corresponde a um decréscimo

no número de oxidação.

Uma reação redox é uma reação química na qual há mudança no

número de oxidação de no mínimo um dos elementos envolvidos.

Desproporcionamento: uma reação redox em que um mesmo

elemento sofre simultaneamente oxidação e redução. Portanto, um

desproporcionamento é uma reação do tipo:

A B + C,

em que, A, B e C são espécies de um mesmo elemento e em que,

forçosamente, o número de oxidação da espécie A é intermediário entre os

da espécie B e C.

Reações inversas de desproporcionamento são aquelas do tipo:

D + E F,

em que D, E e F são espécies de um mesmo elemento e em que,

necessariamente, o número de oxidação da espécie F é intermediário entre

os das espécies D e E. Essas reações podem também serem chamadas de

comproporcionamento.

De acordo com a teoria moderna, uma corrente elétrica consiste no

transporte de elétrons. É possível, experimentalmente, observar a passagem de

corrente elétrica em reações redox montando-se uma célula galvânica (uma

célula eletroquímica na qual uma reação química é usada para gerar uma

corrente elétrica).

Também se pode prever, teoricamente, mediante breves cálculos

numéricos, que utilizam valores de potenciais padrão ou potenciais de redução

padrão, Eo, se determinada reação química é espontânea.

Exemplo: Conhecidos os potenciais padrão de semi-reação

Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 = - 0,76 Volt

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = 0,34 Volt

50

Verificar se a reação:

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s) é espontânea.

O potencial da reação total, sob condições padrão, é chamado de

potencial padrão de célula, Eo, e é determinado pela diferença dos dois

potenciais padrão das duas semi-reações de redução, dentro da qual a reação

total pode ser dividida. Seu valor é de 1,1 V. Assim:

EΘpilha = EΘCu - EΘZn

EΘpilha = 0,34 + 0,76

EΘpilha = 1,1 V

A teoria das reações redox oferece possibilidades de estudos

experimentais os mais variados. São de grande utilidade para trabalhos de

pesquisa envolvendo estudos quantitativos sobre volumetria oxi-redox, eletrólise e

potenciometria.

6.2.2. A série eletroquímica

A lista contendo alguns valores de E° a 25 °C (Tabela 6.1) e

organizada da seguinte maneira:

O par Ox/Red com valor de E° fortemente positivo [Ox é

fortemente oxidante]

O par Ox/Red com valor de E° fortemente negativo [Red é

fortemente redutor]

Par E°/V

H2O2(aq) + 2H+(aq)+ 2e- 2H2O(l) 1,78

IO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e- IO3

-(aq) + H2O(l) 1,60

BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 5e- 1/2Br2 + 3H2O(l) 1,52

MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l) 1,51

Cl2(g) + 2e- 2Cl-(aq) 1,36

Br2(g) + 2e- 2Br-(aq) 1,06

O2(g) + 2H+ + 2e- H2O2(aq) 0,68

I2(aq) + 2e- 2I-(aq) 0,53

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 0,34

S4O62-(aq) + 2e- 2S2O3

2- (aq) 0,08

2H+(aq) + 2e- H2(g) 0

Fe2+(aq) + 2e- Fe(s) - 0,44

Zn2+ (aq) + 2e- Zn(s) - 0,76

Al3+(aq) + 3e- Al(s) - 1,68

Ca2+(aq) + 2e- Ca(s) - 2,86

Li+(aq) + e- Li(s) - 3,04

Tabela 6.1. Potenciais padrão de redução selecionados a 25 °C ( em meio ácido)

51

Uma importante característica da série eletroquímica é que o membro

reduzido de um par tem uma tendência termodinâmica a reduzir membro oxidado

de qualquer par que se encontre acima na série. Em outras palavras:

Espécies oxidadas com potenciais padrão altamente positivos são

agentes oxidantes fortes.

Espécies reduzidas com potenciais altamente negativo são fortes

agentes redutores

Nos dois casos, a classificação refere-se ao aspecto termodinâmico da

reação, isto é, sua espontaneidade e não a sua velocidade.


6.3.1. Evidências de reações de oxi-redução

Procedimento 1

1. Em tubo de ensaio, adicione 1 mL de solução de brometo de

potássio 0,1 M; junte agora, gota a gota, água de cloro e observe o tingimento que

se produz na solução. Para efeito de comparação use Figura 6.1.

Figura 6.1. Etapas do procedimento 1. Tubo 1, solução de KBr. Tubo 2, solução de KBr após adição de água de cloro onde se observa um tingimento fracamente amarelado em virtude da formação de bromo aquoso.

Procedimento 2

1. Em tubo de ensaio, adicione 1 mL de solução de brometo de

potássio 0,1M; junte agora, 1 mL de solução de bromato de potássio 0,1M e agite

o tubo; acrescente gota a gota, solução de ácido clorídrico 1:5 até que se produza

coloração. Para efeito de comparação use Figura 6.2.

52

Figura 6.2: Etapas do procedimento 2. Tubo 1, solução de KBr. Tubo 2, solução do tubo 1 após adição de solução de KBrO3. Tubo 3, solução do tubo 2 após adição de HCl onde se observa uma coloração amarelada em virtude da formação de bromo aquoso.

Procedimento 3

1. Em tubo de ensaio adicione 3 mL de solução de água oxigenada a

6%(ou 20 volumes) e acrescente pequena porção de dióxido de manganês

(cuidado!). Observe. Para efeito de comparação use Figura 6.3.

Figura 6.3. Reação de decomposição do H2O2.

Procedimento 4

1. Em tubo de ensaio, adicione 0,5 mL de solução de iodo 0,1 M e

dilua ainda mais com água destilada até quase descoramento da solução; junte

agora, 2 gotas de solução de amido até que se produza intensa coloração

azul-acinzentada. E agite o tubo; acrescente aos poucos, solução de tiossulfato

de sódio até descoramento da solução. Para efeito de comparação use Figura

6.4.

Figura 6.4. Etapas do procedimento 4. Tubo 1, solução de iodo diluída. Tubo 2, solução do tubo 1 na presença do amido. Tubo 3, solução do tubo 2 após adição da solução de Na2S2O3.

Procedimento 5

1. Em tubo de ensaio, adicione 5 mL de solução milimolar de sulfato

de manganês (II), e acidifique com 1 mL de ácido sulfúrico 1:4; junte agora

pequena porção de metaperiodato de potássio (KIO4); aqueça a mistura,

suavemente e depois, mais fortemente, até o desenvolvimento de uma intensa

coloração vermelho-violácea. Para efeito de comparação use Figura 6.5.

53

Figura 6.5. Etapas do procedimento 5. Tubo 1, solução de MnSO4. Tubo 2, solução do tubo 1 acidificada. Tubo 3, solução do tubo 2 após adição de KIO4 e aquecimento. A coloração vermelha-

violácea é indicativa da formação do ácido permangânico.

Procedimento 6

1. A uma solução de sulfato de cobre (II) 0,1 M, contida em tubo de

ensaio, adicione um prego limpo e deixe em repouso até que se observe

descoramento da solução e tingimento em vermelho no ferro. Para efeito de

comparação use Figura 6.6.

Figura 6.6. Etapas do procedimento 6. A) Um prego mergulhado numa solução de CuSO4. B) Depósito de Cu na superfície do ferro.

6.3.2. Montagem de uma célula galvânica

Procedimento 7

1. Tome uma lâmina de cobre e outra de zinco, ambas com

dimensões de 1 x 3 cm, e conecte fios condutores de cobre através de pequeno

orifício existente em cada lamina. Em béquer de 100 mL coloque 30 mL de

solução de sulfato de cobre (II) 1 M e em outro béquer de mesma capacidade 30

mL de solução de sulfato de zinco (II) 1 M; ligue as duas soluções através de um

tubo em U contendo solução de cloreto de potássio. .As extremidades do tubo em

U devem ser vedadas com um pequeno chumaço de algodão. Conecte a célula

formada um voltímetro para medir a voltagem. Observe Figura 6.7.

54

Figura 6.7. Célula galvânica. 1) Lâmina de cobre mergulhada em uma solução de CuSO4 1 M. 2) Lâmina de zinco mergulhada em uma solução de ZnSO4 1 M. 3) Tubo em U, contendo KCl, ligando os dois béqueres (Ponte salina). 4) Voltímetro.


Solução de brometo de potássio 0,1 M; água de cloro (usar água

sanitária); solução de bromato de potássio 0,1 M; solução de ácido clorídrico 1:5;

solução de água oxigenada a 6%; dióxido de manganês sólido; solução de iodo

0,1 M; solução de tiossulfato de sódio 0,1 M; solução de sulfato de manganês (II)

0,001M; solução de ácido sulfúrico 1:4; metaperiodato de potássio sólido; solução

de sulfato de cobre (II) 1M e 0,1M; solução de sulfato de zinco (II) 1M; solução de

cloreto de potássio 1M; lâminas de cobre e zinco(dimensões 1 x 3 cm, espessura

0,5 a 1 mm); fios condutores de cobre, referência 18 ou 20; tubos de ensaio;

pipetas de 5 mL; béqueres de 100 mL; tubo em U pequeno; algodão; um

milivoltímetro.


Deve este questionário (modelo no final deste capítulo) ser resolvido



atribuir pontuação (0 – 10 pontos) e devolver ao grupo. A leitura do item




55


Capitulo 6: Reações de Oxidação e Redução

Equipe:






Baseado no que você leu no item 6.2, no que foi observado durante a

execução desta aula prática e utilizando os dados da tabela 6.1 responda

o que se pede:

1. Escreva as equações químicas das reações ocorridas nos procedimentos 1,

2, 3, 4, 5, e 6 e calcule o potencial padrão de célula (E°) para cada uma.

2. Em qual dos procedimentos ocorreu reação de desproporcionamento?

Justifique.

3. Em qual dos procedimentos ocorreu reação de comproporcionamento?

Justifique.

4. Que evidências foram observadas durante a execução dos procedimentos

indicativas de reação química?

5. Qual o valor da voltagem medida no procedimento 7? Escreva as

semi-reações ocorridas no anodo e no cátodo.

6. Qual a função da ponte salina (tubo em U conectando os dois béqueres)

utilizada no procedimento 7?

56

7. PREPARAÇÃO DE COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

7.1. Objetivos

Demonstrar, experimentalmente, a preparação de um composto de

coordenação.

Obter o sulfato de tetramincobre (II).

Desenvolvimento de cálculo estequiométrico a partir de resultados

experimentais.


A química de coordenação se refere ao estudo da formação e da

reatividade dos complexos formados entre íons metálicos e outros íons, átomos

ou moléculas, denominados ligantes.

É bem conhecido o fato de que substâncias, tais como água, amônia,

íon cianeto, cloreto, iodeto, por exemplo, coordenam-se a íons metálicos,

especialmente os elementos de transição para formarem complexos. Exemplo:

Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ (azul intenso)

Co2+ + 6H2O [Co(H2O)6]2+ (róseo)

Fe3+ + 4Cl- [FeCl4]- (amarelo)

O termo complexo é empregado para designar um átomo ou íon

central rodeado por uma série de ligantes.

Os ligantes tanto podem ser ânions simples como o cloreto ou

moléculas pequenas contendo um par de elétrons, como por exemplo, NH3.

Por exemplo: o íon [Co(NH3)6]3+, onde, Co3+ é o íon metálico central e o NH3 o

ligante.

Um complexo também pode ser definido como uma combinação de um

ácido com uma base de Lewis. O exemplo acima resulta da equação:

Co3+ + 6NH3 [Co(NH3)6]3+,

onde o íon Co3+ é o ácido de Lewis (átomo aceitador do par de elétrons) e o NH3

a base de Lewis, com o átomo de nitrogênio funcionando como doador do par de

elétrons.

Em nosso estudo daremos atenção para complexos formados por

elementos do bloco “d”, porém elementos dos blocos “s” e “p” também formam

complexos.

57

7.2.1. Número de coordenação e geometria

Número de coordenação (NC) é o número de ligantes na esfera de

coordenação do complexo.

Três fatores determinam o NC de um complexo:

Volume do átomo central.

As interações espaciais entre os ligantes

Interações eletrostáticas

Dependendo do metal e da sua estrutura eletrônica, o número total de

ligantes coordenados ao metal varia em geral entre dois e seis, de fórmula geral

ML2, ML3, ML4, ML5, ML6.

A geometria do complexo se refere à distribuição desses ligantes em

torno da esfera de coordenação do metal, as mais comuns sendo:

Linear Pirâmide Trigonal

ou Triângulo Plano

Quadrática Plana

Tetraédrica Pirâmide Quadrada Bipirâmide Trigonal

Octaédrica

A ligação entre o metal e o ligante pode ser feita através da ligação

covalente para ligantes aniônicos ou doação de um par de elétrons para ligantes

neutros.

58

7.2.2. Tipos de ligantes comuns

O critério para se classificar, aqui, os ligantes, será o número de

ligações à espécie central. Essas ligações podem ser feitas por um ou mais

átomos.

Se a ligação for feita através de apenas um átomo, o ligante é

denominado monodentado. Ex.: H2O onde o átomo doador é o oxigênio; Cl- (íon

cloreto) onde o átomo doador é o cloro.

A partir de dois ou mais átomos o ligante é denominado de

polidentado. Estes ligantes formam com a espécie central anéis. Os complexos

que têm esses anéis são denominados quelatos e os ligantes polidentados em

geral são chamados de agentes quelantes. Ex.: a etilenodiamina

(H2N–CH2–CH2–NH2, representada por en) onde os átomos doadores são os dois

átomos de nitrogênio, logo bidentado; o íon etilenodiaminotetraacetato

(representado por [edta]4-) onde os átomos doadores são dois átomos de

nitrogênio e quatro átomos de oxigênio, logo hexadentado.

Exemplos: [Ni(en)3]2+ ; [Co(edta)]-

7.2.3. Nomenclatura dos complexos

Obedece a um grande conjunto de regras desenvolvidas pela União

Internacional de Química Pura e Aplicada, e mantida em dia por essa instituição.

Apresentaremos aqui, apenas algumas regras básicas que são freqüentemente

utilizadas.

7.2.3.1. Nome de alguns ligantes comuns

Os íons haletos e o íon cianeto, quando na função de ligantes, têm o

sufixo eto de seus nomes substituídos pela letra o. Os oxoânions geralmente

conservam seus nomes usuais, ver Tabela 7.1.

Espécie Nome Nome do ligante

F- fluoreto fluoro

Cl- cloreto cloro

Br- brometo bromo

I- iodeto Iodo

CN- cianeto ciano

CO32- carbonato carbonato

SO42- sulfato Sulfato

C2O42- oxalato oxalato (ox)

OH- hidróxido hidroxo

O2- óxido oxo

H2O água aqua

NH3 amônia amina

NH2 - CH2 - CH2 - NH2 etilenodiamina etilenodiamina(en)

Tabela 7.1. Nomes de alguns ligantes comuns.

59

7.2.3.2. Complexos catiônicos ou neutros

A fórmula de um complexo é colocada entre colchetes,

independente de o composto ser carregado ou não.

Na fórmula, a espécie central é escrita em primeiro lugar.

Ao dar-se o nome, inicia-se pelos ligantes. Depois, nomeia-se a

espécie central, seguindo-se seu número de oxidação entre parênteses.

Não se deixam espaços em branco entre o nome e o número de

oxidação.

Os prefixos di, tri, tetra, penta, hexa, etc., são usados para

identificar o número de ligantes idênticos presentes.

O número de oxidação da espécie central é indicado por algarismos

romanos entre parênteses.

A espécie central conserva seu nome inalterado.

Exemplos: [Ag(NH3)2]+ : diaminaprata(I); [Li(H2O)4]+ : tetraqualitio(I).

7.2.3.3. Complexos aniônicos

Obedecem as regras citadas acima sendo que a espécie central

recebe o sufixo ato.

Exemplos: [Ag(CN)2]- : dicianoargentato(I); [BF4]- : tetrafluoroborato(III).

7.2.3.4. Uso dos prefixos bis,tris,tetraquis, tec.

Se usa esses prefixos para evitar ambigüidades. O nome do ligante

deve ser escrito entre parênteses.

Exemplo: [Pt(en)2]2+ : bis(etilenodiamina)platina(II) .

7.2.3.5. Ligantes diferentes em um mesmo complexo

Quando ocorrem ligantes diferentes em um dado complexo, eles são

listados:

Na fórmula, e, primeiro lugar o símbolo do metal, depois os ligantes

aniônicos e finalmente os ligantes neutros.

No nome, em ordem alfabética.

Exemplo: [CrCl2(en)2]+ : diclorobis(etilenodiamina)cromo(III)

60

7.2.3.6. Sais complexos

O cátion é escrito antes do ânion.

Exemplos: Na[BF4] : tetrafluoroborato(III) de sódio ; [Co(en)3](NO3)3 : nitrato de

tris(etilenodiamina)cobalto(III).

Em solução aquosa os íons metálicos como Co (III) e Ni (II) existem

como complexos hidratados de fórmula [Co(H2O)6]3+ ou [Ni(H2O)6]2+ e a formação

dos outros complexos ocorre através de reações de substituição das moléculas

de água pelos demais ligantes:

[Ni(H2O)6]2+ + 6NH4OH [Ni(NH3)6]2+ + 12H2O

Muitos complexos são reativos e trocam ligantes muito rapidamente -

são chamados complexos lábeis.

Os que só trocam ligantes muito lentamente são inertes. O estudo

desses complexos fornece-nos muitas informações sobre mecanismos de reação,

etc... Uma vez que são fáceis de isolar.


7.3.1. Síntese do sulfato de tetra(amina)cobre(II) hidratado

([Cu(NH3)4]SO4 .H2O)

O cobre apresenta um elétron s externamente a um subnível d

completo, [Ar]3d10 4s1. Sua estrutura cristalina é cúbica de empacotamento

denso. Conduz particularmente bem a eletricidade e o calor, e mostra um caráter

“nobre” (não reativo). É obtido em larga escala, principalmente como metal e

ligas. É o 25o elemento mais abundante, em peso, na crosta terrestre. Seu minério

mais comum é a calcopirita, CuFeS2.

Em solução aquosa o estado de oxidação +2 é o mais importante, tem

configuração [Ar]3d9 e tem um elétron desemparelhado. Seus compostos são

geralmente coloridos por causa da transição d-d, os compostos são também

paramagnéticos. O íon monovalente Cu+ sofre desproporcionamento em água e,

em conseqüência, só existe em compostos sólidos insolúveis e em complexos. O

Cu3+ é oxidante tão forte que consegue oxidar a água.

O íon hidratado [Cu(H2O)6]2+ forma-se quando sais de cobre são

dissolvidos em água, apresenta a cor azul e tem uma forma octaédrica distorcida.

Há duas ligações longas trans uma em relação a outra e quatro ligações curtas.

Essa distorção é chamada de distorção tetragonal e é conseqüência da

configuração d9.

Em muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de

reações de substituição das moléculas de H2O por outros ligantes (moléculas

neutras: NH3, en(etilenodiamina), etc., ou ânions: Cl- , OH- etc.).

61

A reação de formação do complexo [Cu(NH3)4]SO4, sulfato de

tetraamincobre(II), por exemplo, resulta da troca de moléculas de água por

moléculas de NH3 no íon complexo [Cu(H2O)6]2+:

[Cu(H2O)6]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ + 6H2O

O sulfato de tetraamincobre(II) hidratado é um sólido (cristais azul

escuro) com estrutura cristalina cúbica, solúvel em água (18,5g/100g H2O a

21,5 oC) e em solução aquosa de amônia e insolúvel em amônia concentrada,

álcool e éter. Decompõe-se ao ar. Perde água e duas moléculas de amônia sob

aquecimento a 120 oC e a amônia remanescente a 160 oC. Sua obtenção pode

ser feita pela reação entre a amônia concentrada e solução de sulfato de cobre:

CuSO4.5H2O + 4NH4OH [Cu(NH3)4]SO4 . H2O + 8H2O

249,5 4 x 35 = 140 245,5

Procedimentos

1. Pesar em béquer de 50 mL aproximadamente 1g de CuSO4.5H2O

pulverizado obtido na aula referente ao capitulo 2(anotar a massa registrada na

balança). Observar Figura 7.1.

Figura 7.1. Operação de pesagem. A) Balança tarada com o béquer de 50 mL. B) Pesagem do CuSO4.5H2O.

2. Dissolver o material do Becker em 7 mL de solução concentrada de

NH4OH( 15 mol/L) e 3 mL de água, Figura 7.2.

Figura 7.2. Aspecto da solução obtida após procedimento 2.

62

3. Colocar a solução de coloração azul intensa em banho de gelo e

adicionar 7 mL de álcool etílico vagarosamente e sob agitação. Deixar o conjunto

em repouso por uns 15 minutos. Observar Figura 7.3.

Figura 7.3. Modelo de um banho de gelo.

4. Recolhem-se os cristais de coloração azul escura, procedendo a

uma filtração a vácuo, utilizando cadinho de vidro filtrante com placa sinterizada

n° 4, previamente pesado. Observar Figura 7.4.

Figura 7.4. Filtração a vácuo dos cristais de coloração azul.

5. Ainda no mesmo cadinho lavar os cristais com uma solução que

contenha 4 mL de álcool e 4 mL de amônia concentrada, e então com 5 mL de

álcool, após com 5 mL de éter e, logo em seguida, submete-se os cristais à

secagem por sucção (deixar uns 15 min.). Observar Figura 7.5.

Figura 7.5. Aspecto dos cristais após lavagem com álcool e éter e secagem por sucção.

6. Depois de secos, pesar os cristais obtidos no próprio cadinho

(Figura 7.6) e transferi-los para um recipiente de vidro limpo e seco e anexar um

rótulo de identificação que deve conter nome do composto e equipe.

63

Figura 7.6. Operações de pesagem. A) Pesagem do cadinho filtrante antes de ser utilizado na filtração. B) Pesagem do cadinho com os cristais azuis obtidos.

7. Determinar o rendimento do processo.


Hidróxido de amônia concentrado; álcool etílico; éter; Becker de 50 mL;

Proveta; bastão de vidro; kitazato; cadinho de vidro filtrante com placa sinterizada

n° 4; balança analítica; espátula; gral de porcelana e pistilo.


Deve este questionário (modelo em anexo no final do capitulo) ser

resolvido pelos estudantes, em equipes de no máximo cinco alunos e entregue ao

professor Tutor após a realização desta aula, que deverá fazer as devidas

correções, atribuir pontuação (0 – 10 pontos) e devolver ao grupo. A leitura do

item considerações gerais, constate desse texto, e as anotações realizadas

durante as aulas de laboratório são suficientes para que o aluno possa resolver as

questões relativas a este questionário.

64


Capitulo 7: Preparação de Compostos de Coordenação

Equipe:






Baseado no que foi exposto no item 7.2, no que foi observado durante a

execução desta aula e nos conhecimentos adquiridos em aulas

anteriores responda o que se pede:

1. Identifique as operações de laboratório realizadas durante o procedimento

desta síntese (não precisa repetir operações).

2. Escreva a equação química da reação de obtenção do composto sulfato de

tetra(amina)cobre(II) hidratado.

3. Qual a massa pesada de sulfato de cobre pentahidratado?

4. Determinar o reagente limitante do processo? (proceder como apresentado no

item 2.3.4 deste livro)

5. Qual a massa estequiométrica do sulfato de tetra(amina)cobre(II)

hidratado?(proceder como apresentado no item 2.3. deste livro)

6. Qual o peso do cadinho filtrante?

7. Qual o peso do cadinho filtrante + sal obtido?

8. Qual a massa do sulfato de tetra(amina)cobre(II) hidratado obtida no

laboratório? (proceder como apresentado no item 2.3. deste livro)

9. Qual o rendimento do processo? (proceder como apresentado no item 2.3.

deste livro)

65

8. CARACTERIZAÇÃO DE COMPOSTOS POR ANÁLISE QUÍMICA

ELEMENTAR

8.1. Objetivos

Caracterizar o sulfato de cobre e o sulfato de

tetra(amina)cobre(II) através da análise química qualitativa.

Determinar a pureza dos compostos acima através da

determinação o teor de cobre utilizando o método iodométrico.


A completa descrição química de certo material envolve dois aspectos,

que são, de um lado, a caracterização das espécies componentes e, de outro

lado, a determinação das quantidades relativas de cada um dos componentes. A

química analítica tem por objetivo exatamente o estudo qualitativo e quantitativo

de toda a sorte de materiais.

A análise qualitativa compreende os ensaios que permitem ao

químico identificar os elementos presentes e, eventualmente, também o estado de

combinação. Aplicada na identificação e caracterização de compostos

inorgânicos foi muito usada tempos atrás nos laboratórios de química e mesmo

nas indústrias. Ainda hoje é de muita utilidade principalmente para os alunos de

química. Sua aplicação leva ao conhecimento e manuseio de um grande número

de substâncias, à realização de numerosas reações químicas; o entendimento do

processo implica no conhecimento de conceitos como solubilidade, acidez e

basicidade de substâncias, estabilidade de complexos, etc. No entanto a evolução

da técnica e a necessidade de um grande número de análises em curto espaço

de tempo forçaram a introdução nos centros de pesquisa e em grandes indústrias

de outros processos e de aparelhagem de grande eficiência.

A identificação de uma substância (A) consiste em geral na sua

transformação em outra substância (B) com propriedades características

conhecidas, por intermédio de um composto conhecido (R), chamado de

reagente:

A + R B.

As reações químicas de identificação podem ser feitas:

8.2.1. Por via úmida

As reações são feitas com substâncias em solução. São utilizadas em

geral reações que produzem um efeito facilmente visível ou que afetam o sentido

do olfato, como por exemplo:

a. Reações em que há mudança de coloração;

66

b. Reações em que há formação de precipitado, ou seja, há formação

de uma substância insolúvel ao meio em que está.

c. Reações em que há desprendimento de gás, em geral com cheiro

característico.

A maioria dessas reações se processa por meio aquoso, e de modo

geral as substâncias inorgânicas solúveis, em maior ou menor extensão, se

dissociam produzindo íons hidratados. Em muitos casos os íons hidratados

reagem com a água, por processo de hidrólise. Por isso, as reações por via úmida

realizam-se comumente entre íons simples ou complexos e, ao empregar essas

reações, observa-se diretamente não os elementos, mas os íons por eles

formados. Citemos um exemplo: para identificar o cloro no HCl ou nas soluções

de cloretos, adiciona-se à essas uma solução de AgNO3. Como resultado forma-

se um precipitado branco característico de AgCl, confirmando a presença do cloro

na solução analisada.

HCl(aq) + AgNO3(aq) AgCl(s) + HNO3(aq)

Nesta equação todas as substâncias, exceto o AgCl precipitado, se encontram em

solução na forma dos íons correspondentes. Assim, podemos escrever:

H+ + Cl- + Ag+ + NO3- AgCl(s) + H+ + NO3

-

Como os íons H+ e NO3- não participam da reação, podem ser eliminados,

obtendo-se:

Cl- + Ag+ AgCl(s)

Esta última equação é uma representação de uma reação iônica.

A equação iônica demonstra que o essencial na reação analisada

consiste na interação entre os íons Ag+ e Cl- que se encontram em solução e

formam o precipitado de AgCl. Se o cloro se apresenta não na forma de Cl- mas

na forma de algum outro dos seus íons (p.ex. ClO3-), ou na forma de moléculas

de não-eletrólitos (p.ex. CHCl3), não ocorrerá precipitação de AgCl, ou seja, a

reação é impossível. Do exposto se deduz que não se identifica o elemento

cloro, mas sim o íon cloreto, Cl-.

O fato de se identificar os íons e não os elementos ao efetuar reações

por via úmida permitem ao analisar as substâncias individuais determinar a sua

fórmula química. Por exemplo, se ao analisar uma substância por meio das

reações correspondentes os únicos íons identificados na mesma forem os de Na+

e Cl-, se pode deduzir, evidentemente, que tal substância é o cloreto de sódio,

NaCl.

67

8.2.2. Por via seca

As substâncias a serem analisadas e os reagentes são utilizados no

estado sólido, e geralmente a reação é executada sob temperatura. Pertencem ao

tipo de reações por via seca as de coloração de chama, isto é, as reações em que

os sais de alguns metais são expostos a ação da chama não luminosa do bico de

Busen, e as de formação de pérolas coloridas (vidros) de tetraborato de sódio,

Na2B4O7.10H2O (bórax). Por exemplo, os sais de sódio introduzidos por meio de

uma alça de platina no cone da chama do bico de gás dão a esta uma coloração

amarelo ouro; os sais de bário, verde, etc. Segundo a coloração característica se

pode, em condições convenientes, detectar a presença de determinados

elementos na substância em estudo.

8.2.3 Algumas Reações que Caracterizam os Sais a serem Analisados.

O sulfato de cobre pentahidratado, CuSO4.5H2O, é um sal que se

apresenta na forma de cristais de cor azul celeste, transparente, solúvel em água.

Sua solução aquosa de cor azul claro pode ser representada pela seguinte

equação:

CuSO4(s) + 6H2O ⇄ [Cu(H2O)6]2+(aq) + SO42-(aq) Sol. Azul clara

O íon Cu2+(aq)( forma simplificada do íon [Cu(H2O)6]2+) pode ser identificado nesta

solução por sua reação com solução de hexacianoferrato(II) de potássio,

K4[Fe(CN)6], formando um precipitado castanho vermelhado de

hexacianoferrato(II) de cobre segundo a equação:

2Cu2+(aq) +[Fe(CN)6]4- Cu2[Fe(CN)6](s)

ppt.castanho avermelhado

Este precipitado é solúvel em amônia, formando-se íons tetra(amina)cobre(II) de

coloração azul escuro:

Cu2[Fe(CN)6](s) + 8NH3 [Cu(NH3)4]2+ + [Fe(CN)6]4-

A identificação do íon sulfato,SO42-, se baseia em sua reação com

cloreto de bário produzindo um precipitado branco de sulfato de bário, que é

muito pouco solúvel em meio ácido.

SO42-(aq) + Ba2+(aq) BaSO4(s)

O sulfato de tetra(amina)cobre(II), [Cu(NH3)4]SO4.H2O, é um sal

complexo de coloração azul escuro, solúvel em água segundo a equação:

[Cu(NH3)4]SO4 (s) ⇄ [Cu(NH3)4]2+(aq) + SO42-(aq)

As soluções aquosas deste sal apresentam coloração azul escura transparente. A

presença do íon Cu2+na solução deste sal é confirmada por tratamento com ácido

acético e posterior precipitação com hexaferrato(II) de potássio.

68

[Cu(NH3)4]2+(aq) + 4CH3COOH(aq) ⇄ Cu2+(aq) + 4CH3COO-(aq) + 4NH4+(aq)

2Cu2+(aq) +[Fe(CN)6]4- ⇄ Cu2[Fe(CN)6](s)

A amônia presente no sal complexo ou na solução deste sal pode ser

identificada por sua liberação através de aquecimento e posterior absorção em

papel de tornassol vermelho umedecido, que muda de cor para azul ou pela

conversão do íon amônio, NH4+, em NH3 por meio de um excesso de base forte.

NH4+(aq) + OH-(aq) ⇄ NH3(g) + H2O

A presença do íon sulfato pode ser identificada da maneira como foi

descrita acima.

A análise quantitativa, por sua vez, compreende os métodos e

técnicas usadas para determinar as quantidades relativas dos componentes.

Culmina sempre com a medida de uma quantidade qualquer (peso, volume,

radiação emitida, radiação absorvida, potencial de eletrodo, condutância de uma

solução etc.), cuja magnitude pode ser relacionada à quantidade do componente

presente na amostra tomada para a análise. É um processo mais ou menos

complexo, conforme a natureza da amostra e os objetivos da análise. Pode ser

parcial ou completa.

A análise quantitativa é parcial quando apenas um ou alguns dos

componentes devem ser determinados; por exemplo, a determinação de cobre

em um minério deste metal.

A análise quantitativa é completa quando todos os componentes são

determinados individualmente; por exemplo, todos os componentes de uma

rocha.


8.3.1. Caracterização do Sulfato de Cobre Através da Análise Química

Qualitativa.

Na análise qualitativa muitas vezes caracterizamos uma substância

(soluto) por sua solubilidade em outra (solvente). Assim antes de se iniciar a

análise propriamente dita de uma amostra deve-se pulveriza-la, se for o caso, e

verificar a ação de solventes. Os solventes são testados na seguinte ordem:

H2O, HCl diluído e concentrado, HNO3 diluído e concentrado, água régia.

Como as fórmulas químicas dos sais em estudo são conhecidas nosso

objetivo nesta aula é confirmar a presença dos cátions e ânions constituintes

desses sais, e para isso utilizaremos o método fracionado, onde o íon a identificar

é analisado empregando-se reações específicas, diretamente em porções

isoladas da solução, sem levar em conta a presença dos outros íons da solução.

A ordem com que os íons são identificados é irrelevante.

69

8.3.1.1. Preparação da solução para análise (solução estoque)

Procedimento 1

Em um tubo de ensaio colocar uma pequena quantidade do sal sulfato

de cobre e adicionar 3 mL (60 gotas) de água destilada. Agitar para ajudar a

solubilização e dividir a solução em dois tubos de ensaio. A solução resultante

deve ser azul clara transparente. Observar Figura 8.1.

Figura 8.1. Etapas do procedimento 1. A) Solução estoque do CuSO4. B) Divisão da solução estoque de CuSO4 em duas porções.

a. Identificação do íon Cu2+

Procedimento 2

Adicionar em uma das porções do procedimento 1 solução de

ferrocianeto de potássio 1 mol/L até formação de um precipitado vermelho

castanho, Figura 8.2. Agitar a solução. Observar e anotar.

Figura 8.2. Identificação do íon Cu2+ pela adição no tubo 1 de solução de ferrocianeto de potássio.

b. Identificação do íon SO42-

Procedimento 3

Na outra porção do procedimento 1 adicione 3gotas de solução de HCl

6M e logo adicionar solução de BaCl2 0,2 M até a formação de um precipitado

branco, Figura 8.3. Observar e anotar.

70

Figura 8.3. Identificação do íon sulfato pela adição no tubo 2 de solução de sulfato de bário.

8.3.2. Caracterização do Sulfato de Tetra(amina)cobre(II) Através da

Análise Química Qualitativa.

8.3.2.1. Preparação da solução para análise (solução estoque)

Procedimento 4

Em um tubo de ensaio colocar uma pequena quantidade do sal sulfato

de tetra(amina)cobre(II) e adicionar 5 mL de água destilada. Agitar para ajudar a

solubilização. A solução resultante deve ser azul escura transparente que deve

ser dividida em três tubos de ensaios, Figura 8.4. Se após a mistura do sal em

água a solução apresentar-se turva adicionar gotas de solução de HCl 6 mol/L até

que a solução se torne azul clara transparente e divida a solução em três tubos de

ensaio.

Figura 8.4. Etapas do procedimento 4. A) Solução estoque do sal [Cu(NH3)4]SO4. B) Divisão da solução estoque de do sal [Cu(NH3)4]SO4 em três porções.

a. Identificação do íon Cu2+

Procedimento 5

Se a solução resultante do procedimento 4 for azul escura adicionar em

uma das porções 5 gotas de solução de ácido acético 6 M, Figura 8.5, e a seguir

solução de ferrocianeto de potássio 1 M até formação de um precipitado vermelho

castanho, Figura 8.2. Observar e anotar.

Se a solução resultante do procedimento 4 for azul clara, proceder

como descrito no procedimento 2. Observar e anotar.

71

Figura 8.5. Coloração da solução do sal [Cu(NH3)4]SO4 após adição de solução de ácido acético

no tubo 1.

b. Identificação da amônia (NH3)

Procedimento 6

Se a solução resultante do procedimento 4 for azul escura aquecer

uma das porções em banho maria e aproximar à boca do tubo uma tira de papel

tornassol vermelho umedecida, figura 8.6. Observar e anotar.

Se a solução resultante do procedimento 4 for azul clara adicionar em

uma das porções 5 gotas de solução de NaOH 1M, agitar e aquecer em banho

maria. Aproximar à boca do tubo uma tira de papel tornassol vermelho

umedecida, Figura 8.6. Observar e anotar.

Figura 8.6. Identificação do gás NH3 mediante mudança do papel de tornassol para azul.

c. Identificação do SO4 2-

Procedimento 7

Em uma das porções de solução resultantes do procedimento 4

proceda como descrito no procedimento 3, Figura 8.3.

72

8.3.3. Determinação da Pureza dos sais Sulfato de Cobre e Sulfato de

Tetra(amina)cobre(II) através da Analise do Teor de Cobre por

Iodometria.

8.3.3.1. Determinação iodométrica do cobre.

Iodometria: processo indireto, onde substâncias fortemente oxidantes

reagem com solução de iodeto, liberando quantidades equivalentes de iodo, que

por sua vez é titulado com solução de tiossulfato de sódio (Na2S2O3).

Na determinação iodométrica do cobre o íon iodeto (I-) atua como

redutor do íon Cu2+ e ainda como precipitante do íon Cu+. O iodo liberado é

titulado com tiossulfato de sódio (Na2S2O3).

Reações do processo:

2Cu2+ + 4I- 2CuI + I2

I2 + 2Na2S2O3 Na2S4O6 + 2NaI

2Cu2+ + 4I- + 2Na2S2O3 2CuI + Na2S4O6 + 2NaI

dividindo por 2 essa equação temos:

Cu2+ ---------- Na2S2O3 -----------I.

d. Cálculos para se Determinar o Teor de Cobre no Sal em Estudo

e sua Pureza.

Pela estequiometria da reação, temos que:

1 mol de Cu ------ 1 mol de Na2S2O3

Cu

Cu

mmol

m ------ V. C. f do tiossulfato de sódio.

Assim, a massa de cobre no material analisado será dada por:

Cum = V . C . f. Cummol , onde

Cum = massa em gramas de cobre a ser determinada no material analisado;

V = volume em mL de tiossulfato gasto na titulação;

C = concentração da solução de tiossulfato que deverá ser igual a 0,1 mol/L;

f = fator de correção da solução de tiossulfato de sódio, que deverá estar

registrado no rótulo do frasco que contém a solução;

mmolCu = milimol do cobre = mol do Cu/1000 = 63,5/1000 = 0,0635

O teor de cobre será dado pela relação:

Pa ------ Cum

100 ------ % de Cu no material analisado.

Onde Pa é o peso do material analisado e que deve ser aproximadamente igual a

0,15 g. Usar o valor registrado na balança com todas as casas decimais.

73

A pureza do sal analisado será dada pelas seguintes relações:

CuSO4.5H2O Cu Cu(NH3)4]SO4.H2O Cu

249,5 63,5 245,5 63,5

Pureza % de Cu encontrada Pureza % de Cu encontrada

Procedimento 8

Este procedimento deverá ser feito em duplicata, isto é, executa-lo

duas vezes com o mesmo sal.

1. Pesar em um erlenmeyer de 250 mL aproximadamente 0,15 g (anotar o

valor registrado na balança) de sulfato de cobre pentahidratado (ou

sulfato de tetraamincobre (II), se for o caso) a ser analisado, Figura

8.7.1.

Figura 8.7.1. Operação de pesagem. A) Balança tarada com o erlenmeyer. B) Pesagem do CuSO4.5H2O.

2. Dissolver o conteúdo do erlenmeyer em 50 mL de água, Figura

8.7.2;

Figura 8.7.2. Solução resultante da solubilização do sal pesado acima em água.

74

3. Juntar a esta solução 1 g de KI(pesado sobre um vidro de relógio ou

papel de filtro) e 2 mL de ácido acético 2 M.Tampar o erlenmeyer,

agitar e deixá-lo em repouso durante 10 minutos em ausência de

luz( guardar o conjunto dentro de um armário, por exemplo); Figura

8.7.3;

Figura 8.7.3. Solução resultante da adição de KI e ácido acético na solução de CuSO4 preparada

acima.

4. Enquanto isso, fazer o ambiente da bureta, isto é, lavar a bureta

com a solução de tiossulfato de sódio 0,1 M e depois aferi-la com

mesma solução.

5. Transcorrido o tempo necessário, lavar a tampa e as paredes do

erlenmeyer com água destilada e titular a solução resultante com

solução de tiossulfato de sódio 0,1 M, fator conhecido, contida na

bureta, agitando sempre até fraca coloração amarela, Figura 8.7.4;

Figura 8.7.4. Operação de titulação. A) Início da titulação, onde temos bureta contendo solução de tiossulfato de sódio 0,1 M (1) que será adicionada gota a gota na solução contida no erlenmeyer

(2), com agitação, até fraca coloração amarela em B, fase em que se deve adicionar o amido.

6. Atingida a coloração amarela, parar a titulação, lavar as paredes do

erlenmeyer com água destilada e adicionar 10 gotas de goma de

amido, Figura 8.7.5 A;

75

7. Continuar a titulação até desaparecimento da coloração

acinzentada, Figura 8.7.5 B;

Figura 8.7.5. A) Coloração da solução amarelada, acima, na presença do amido. B) Final da titulação, onde a solução resultante adquire coloração branca.

8. Anotar o volume de Na2S2O3 0,1 M gasto registrado na bureta.

9. Determinar o teor de cobre no material analisado e calcular sua

pureza.

OBS. O mesmo procedimento deverá ser executado para o sal sulfato de

tetra(amina)cobre(II).


Solução de ferrocianeto de potássio 1 M; solução de ácido clorídrico 6

M; solução de cloreto de bário 0,2 M; solução de ácido acético 6 M; solução de

hidróxido de sódio 1 M; solução de tiossulfato de sódio 0,1 M; solução de amido a

1%; iodeto de potássio sólido; erlenmeyer de 250 mL; tubos de ensaios; suporte

para tubo de ensaio; bureta de 25 mL; pipetas graduadas de 5 mL; suporte para

bureta; garra para bureta; papel de tornassol vermelho; espátula de metal.


Deve este questionário (modelo no final do capítulo) ser resolvido pelos




gerais, constate deste capitulo, e as anotações realizadas durante as aulas de



76


Capitulo 8: Caracterização de Compostos por Análise Química Elementar (1ª

parte)

Equipe:






Baseado no que foi exposto no item 8.2, no que foi observado durante a

execução desta aula e nos conhecimentos adquiridos em aulas

anteriores responda o que se pede:

1. Escreva uma equação química que represente a solubilidade do sulfato de

cobre em água.

2. Escreva as equações químicas das reações de caracterização do sulfato de

cobre por análise qualitativa.

3. Qual (is) evidência(s) de reação química foi (ram) observada(s) durante a

caracterização do sulfato de cobre?

4. Escreva uma equação química que represente a solubilidade do sulfato de

tetra(amina)cobre(II) em água.

5. Escreva as equações químicas das reações de caracterização do sulfato de

tetra(amina)cobre(II) por análise qualitativa.

6. Qual (is) evidência(s) de reação química foi (ram) observada(s) durante a

caracterização do sulfato de tetra(amina)cobre(II)?

77



parte)

Equipe:






Baseado no que foi exposto no item 8.3.3 e com base nos resultados

obtidos durante a realização desta aula responda o que se pede:

1. Massas pesadas de sulfato de cobre e do sulfato de tetra(amina)cobre(II)

analisados?

2. Percentagem teórica de cobre em ambos os sais? (Registrar todos os

cálculos)

3. Volumes de tiossulfato de sódio 0,1mol/L gastos na titulação de ambos os

sais?

4. Teor de cobre encontrado nos sais analisado? (Registrar todos os cálculos)

5. Pureza dos sais analisados?

78

REFERÊNCIAS

BRAUER, G. Química Inorgânica Preparativa. Editora Reverte, S.A.1950.

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Editora Edgar Blücher Ltda. 1996.

LIMA, W. N. Química Inorgânica Experimental: guia de trabalhos e ensaios de laboratório – curso introdutório. Belém: Editora Universitária UFPA, 1993

OHLWEILER,O. A. Química Analítica quantitativa. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos. Volume 1. 1974.

OHLWEILER,O. A. Teoria e Prática da Análise Quantitativa Inorgânica. Brasília: Editora Universidade de Brasília. Volume 2. 1968.

SHRIVER, D.F. ATKINS, P.W. Química Inorgânica. 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2003.

STASSUN, M. Legislação e normas de segurança em laboratório. Belo Horizonte: Gráfica de CEFET – MG, 2000.

VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa. São Paulo: Editora Mestre Jou. 5a edição. 1981.

79

ANEXO I

RESPOSTAS DOS QUESTIONÁRIOS DE ORIENTAÇÃO

Capitulo 1: O laboratório de Química.

1.

a) estufa: equipamento que se destina à secagem de material de laboratório,

notadamente às vidrarias em geral;

b) cadinho de porcelana: recipiente utilizado para aquecimento a seco, como

calcinação (queima) e incineração de materiais (queimar até reduzir a cinza)

no bico de Bunsen e na mufla;

c) funil de decantação: funil utilizado para separar líquidos imiscíveis;

d) frasco Erlenmeyer: recipiente de vidro utilizado para observar reações

químicas. Muito empregado em titulações e aquecimento de líquidos;

e) pipeta graduada: aparato usado para medir volumes variáveis de líquidos;

f) pipeta volumétrica: aparato usado para medir volumes fixos de líquido;

g) pesa-filtro: recipiente de vidro usado para pesar substâncias sólidas,

principalmente as higroscópicas, e líquidas.

2. Acetona comercial: inflamável; Amônia: corrosiva; Benzeno: inflamável;

Arsênico: altamente tóxico; Éter de petróleo: inflamável; Querosene:

inflamável.

3. Não. Por serem inflamáveis eles devem ser aquecidos em mantas

aquecedoras ou banhos que podem ser: banho-maria, banho de vapor ou

banho de areia.

4. Não. Elas destinam-se a obtenção de medidas precisas de qualquer solução e

para isso faz-se uso de pêra de borracha (acessório usado na sucção de

líquidos para as pipetas).

5. Mufla.

6. Estufa.

7. Quando diluir ácidos com água, juntar (sempre) o ácido concentrado à água,

com cuidado, e nunca o inverso.

8. Quando aquecer uma substância num tubo de ensaio, não se deve apontar a

sua extremidade aberta na direção das pessoas ou de si próprio.

80

9. Rótulo de risco. Cuja finalidade é tornar tais produtos reconhecíveis à

distância, pela aparência geral dos símbolos (como forma e cor) permitindo

identificação rápida dos riscos que apresentam e prover, por meio das cores

de seus rótulos de risco, uma primeira indicação quanto aos cuidados a

observar no manuseio.

10. Deve-se proceder com muito cuidado: manter o rosto afastado da substância

e com movimentos da mão dirigir os vapores na direção do nariz.

Capitulo 2: Operações Básicas em Laboratório.

1. Pesagem, dissolução, evaporação, cristalização, recristalização, filtração e

secagem.

2. CuO + H2SO4 + 4H2O CuSO4.5H2O

3. Esta massa é a registrada na balança, sem arredondamento e obtida durante

os procedimentos no laboratório.

4. Esta massa é obtida através do seguinte cálculo:

ACAC

AC

ACmmolV

mM onde, gmmolMVm ACACACAC 88,5098,0230 de

ácido sulfúrico.

5. Esta massa só pode ser determinada conhecendo-se a massa de CuO que é

pesada no laboratório. De posse do valor dessa massa (CuO) executa-se a

seguinte relação:

CuO ------ H2SO4

79,5 ------ 98 mCuO obtida no lab. mH2SO4 que reagiu

6. Para determinar qual o reagente limitante, depois de conhecer a massa

pesada de CuO, proceda como indicado no item 2.3.1- 2ª etapa.

7. Se o reagente limitante for o CuO determine a massa de sulfato de cobre

através da seguinte relação:

CuO ------ CuSO4.5H2O

79,5 ------ 249,5 mCuO obtida no lab mCuSO4 esteq.

81

Se o reagente limitante for o ácido sulfúrico, use a relação:

H2SO4 ------ CuSO4.5H2O

98 ------ 249,5 mH2SO4 mCuSO4 esteq

8. Esta massa é a obtida após a realização do item 7 do procedimento de

laboratório.

9. Proceda como indicado no item 2.3.1 – 3ª etapa.

Capitulo 3: Algumas Propriedades Relacionadas à Configuração Eletrônica.

1. Pela análise das tabelas 1 e 2 podemos inferir que a medida que diminui o

raio iônico dos cátions em questão, mais insolúveis são os hidróxidos

formados.

2. Pela análise das tabelas 1 e 2 podemos inferir que a medida que aumenta o

raio iônico dos cátions em questão, mais insolúveis são os sulfatos formados.

3. Procedimento 1:

Na+(aq) + NH4OH(aq) NaOH(aq) + NH4+(aq)

Mg2+(aq) + NH4OH(aq) Mg(OH)2(s) + NH4+(aq)

Fe3+(aq) + NH4OH(aq) Fe(OH)3(s) + NH4+(aq)

Procedimento 2:

Mg2+(aq) + H2SO4(aq) MgSO4(aq) + 2H+(aq)

Ca2+(aq) + H2SO4(aq) CaSO4(s) + 2H+(aq)

Ba2+(aq) + H2SO4(aq) BaSO4(s) + 2H+(aq)

4. Formação de precipitado.

5. Os sais de sódio, cálcio e cobre.

6. Chama amarela característica dos sais de sódio; chama vermelho-alaranjada

característica dos sais de cálcio e chama verde dos sais de cobre.

7. As espécies que se apresentam coloridas são Fe3+ e cu2+. A incolor é a do

Ca2+.

8. CaO(s) + 2HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O(l)

CuO(s) + 2HCl(aq) CuCl2(aq) + H2O(l)

Fe2O3(s) + 6HCl(aq) 2FeCl3(aq) +3H2O(l)

82

9. As soluções de cromato são amarelas e o cromo apresenta-se no estado de

oxidação +6, enquanto, as soluções de cromo +3 são verdes. Soluções de

permanganato são violetas e o manganês apresenta-se no estado de

oxidação +7, enquanto, as soluções de manganês +2 são levemente rosas.

Assim, para um mesmo elemento, variando o número de oxidação varia

também a coloração dos respectivos íons em solução.

10. MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5Fe2+(aq) Mn2+(aq) + 5Fe3+(aq) + 4H2O(l)

Cr2O72-(aq)+ 3H2O2(aq) + 8H+(aq) 2Cr3+(aq) + 3O2(g) + 7H2O(l)

Capitulo 4: Preparação e Identificação de Algumas Substâncias Gasosas.

1. Mg(s) + HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) . Combustível, porque sofre

combustão.

2. H2O2 2MnO H2O(l) + O2(g). Comburente, porque alimenta a combustão.

3. O papel de catalisador, isto é, acelerar a decomposição da água oxigenada.

4. C2H5OH + 3O2(g)

2CO2(g) + 3H2O(l)

5. A evidência observada deverá ser a turvação da solução de hidróxido de

bário, que é indicativa da formação de carbonato de bário, CaCO3, insolúvel,

quando o gás produzido (CO2) pela queima do álcool entrar em contato com a

referida solução.

6. Ba(OH)2(aq) + CO2(g) BaCO3(s) + H2O(l)

7. MnO2(s) + 4HCl(aq) MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l). A evidência observada

deverá ser o surgimento de um precipitado branco de cloreto de prata, AgCl,

quando o gás cloro, Cl2, entrar em contato com a solução de nitrato de prata.

8. 2AgNO3(aq) + Cl2(g) 2AgCl(s) + 2NO3-(aq)

9. NH4Cl(s) + CaO(s)

CaCl2(aq) + 2NH3(g) + H2O(l). A evidência que

deverá ser observada é a mudança de cor da solução de sulfato de cobre,

azul transparente, para azul escuro transparente, devido a formação do íon

complexo traamincobre(II), quando o gás amônio, NH3, entrar em contato com

a solução de sulfato de cobre e cuja a equação da reação é:

Cu2+(aq) + NH3(g) [Cu(NH3)4]2+(aq) Íon tetra(amina)cobre(II) de coloração azul intensa.

83

10. 3Cu(s) + 8HNO3(aq) 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l) (eq.1)

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g). (eq.2)

O gás produzido na eq.1, o NO é incolor, mas em contato com o ar

atmosférico torna-se castanho devido a formação do gás NO2, segundo a eq.

2.

A intensa coloração azul produzida na solução esta relacionada a presença do

íon Cu2+ em solução aquosa.

Capitulo 5: Reações Ácido-Base.

1. Reação do procedimento 1: HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s)

Primeiro par àcido-base conjugado: HCl ⇄ Cl-

Ácido forte Base conjugada fraca

Segundo par ácido-base conjugado: NH3 ⇄ NH4+

Base fraca Ácido conjugado forte

Reação do procedimento 2 :

CH3COONa(s) + NaHSO4(s) CH3COOH(g) + Na2SO4(s)

Primeiro par àcido-base conjugado: CH3COO- ⇄ CH3COOH Base fraca Àcido conjugado forte

Segundo par ácido-base conjugado: HSO4- ⇄ SO4

2- Ácido forte Base conjugada fraca

2. A equação química representativa da hidrólise do acetato de sódio é:

CH3COONa(s) + H2O(l) CH3COOH(aq) + NaOH(aq)

O acetato de sódio é um sal proveniente de uma base forte (NaOH) e um

ácido fraco (CH3COOH). Sua solução aquosa frente ao indicador fenolftaleina

deverá apresentar coloração rosa, indicando pH entre 8,2 e 10, e frente ao

indicador azul de bromotimol, coloração azul, indicando pH acima de 7,6.

Desse modo, o pH da solução, então, deverá situar-se entre 8,2 e 10.

A equação química representativa da hidrólise do cloreto de amônio é:

NH4Cl(s) + H2O(l) NH4OH(aq) + HCl(aq)

O cloreto de amônio é um sal proveniente de um ácido forte (HCl) e uma base

fraca(NH4OH). Sua solução aquosa frente ao indicador fenolftaleina deverá

apresentar-se incolor, indicando pH abaixo de 8,2, e frente ao indicador azul

de bromotimol, coloração amarela, indicando pH abaixo de 6. Desse modo, o

pH da solução, então, deverá estar abaixo de 6.

3. A equação química representativa da hidrólise do carbonato de sódio é:

Na2CO3(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2CO3(aq)

84

O carbonato de sódio é um sal proveniente de uma base forte (NaOH) e um

ácido fraco(H2CO3). Sua solução aquosa frente ao indicador fenolftaleina

deverá apresentar coloração vermelha, indicando pH acima de 10. Quando

esta solução torna-se incolor pela adição de solução de HCl o pH da solução

resultante encontra-se abaixo de 8,2. A adição de gotas do indicador azul de

bromotimol a essa solução a torna esverdeada, indicando um pH entre 6 e

7,6. Quando essa solução torna-se amarela pela adição de HCl o pH da

solução resultante encontra-se abaixo de 6.

4. Primeira etapa: mudança da coloração da solução de vermelha para incolor:

Na2CO3(aq) + HCl(aq) NaHCO3(aq) + NaCl

Segunda etapa: mudança da coloração da solução de esverdeada para

amarela:

NaHCO3(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)

5. A uréia (H2N-CO-NH2) em ácido acético apresenta um comportamento básico

segundo a equação:

H2N-CO-NH2(s) + CH3COOH(l) H2N-CO-NH3+(ac) + CH3COO-(ac)

O àcido perclórico, HClO4, em àcido acético apresenta um comportamento

ácido segundo a equação:

HClO4(l) + CH3COOH(l) CH3COOH2+(ac) + ClO4

-(ac)

A equação química que representa a reação de neutralização será:

H2N-CO-NH2(ac) + HClO4(ac) H2N-CO-NH3+(ac) + ClO4

-(ac) Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada

6. NiSO4(s) + 6H2O(l) [Ni(H2O)6]2+(aq) + SO42-(aq) (eq. 3)

Ácido Base Sol. Verde

7. A equação química ocorrida pela adição de solução de hidróxido de amônio é:

[Ni(H2O)6]2+(aq) + 6NH3(aq) [Ni(NH3)6]2+(aq) + 6H2O(l) (eq. 4) Ácido Base Sol. Violeta A equação química ocorrida pela adição de solução de dimetilglioxima, C4H6(NOH)2

ou DMG, é:

[Ni(NH3)6}2+(aq) + 2DMG [Ni(DMG)2](s) + 6NH3(aq) + 2H+(aq) (eq.5) Àcido Base Precipitado vermelho

8. A eq.3, acima, é característica de uma reação ácido-base de Lewis de

complexação. As reações referentes as eq.4 e eq.5 são reações ácido-base

de Lewis de deslocamento base/base.

9. A acidez atual.

10. De posse da média dos valores de pH das soluções de ácido acético

registrado no potenciômetro, e que devem estar em torno de 2,87 para a

85

solução 0,1 M e 3,37 para a 0,01 M, determine a concentração dos íons

hidrônio, [H3O+], através da equação:

pHOH 103

Conhecido o valor da concentração de [H3O+] utilize a equação da constante

de equilíbrio, abaixo, para determinar a constante de ionização do ácido

acético nas concentrações desejadas. Lembre-se que no equilíbrio [H3O+] =

[CH3COO-] e que a [CH3COOH] é igual a 0,1 e 0,01 M.

Ka =

COOHCH

OH

COOHCH

COOCHOH

3

2

3

3

33

][

]][[

Capitulo 6: Reações de Oxidação e Redução.

1. Para ajudar a escrever as reações e calcular o potencial padrão de célula

utilize os dados da tabela 6.1.

Para a reação do procedimento 1 a equação é:

KBr(aq) + Cl2(aq) Br2(aq) + KCl(aq) e o seu potencial padrão de célula

será:

Eo = 1,36 – 1,06 = 0,30 V

Para a reação do procedimento 2 temos:

5KBr(aq) + KBrO3(aq) + 6HCl 3Br2(aq) + 6KCl(aq) + 3H2O(l) e o seu

potencial padrão de célula será:

Eo = 1,52 – 1,06 = 0,46 V

A reação ocorrida no procedimento 3 é a de decomposição da água

oxigenada onde o MnO2 funciona apenas como catalizador, não participando

da reação, e a equação será: H2O2(aq) 2H2O(l) + O2(g) e o seu potencial

padrão de célula será:

Eo = 1,38 – 0,68 = 0,70 V


I2(aq) + Na2S2O3(aq) NaI(aq) + Na2S4O6(aq) e o seu potencial padrão

célula será:

Eo = 0,53 – 0,08 = 0,45 V.


2MnSO4(aq) +5 KIO4(s) + 3H2O(l) 2HMnO4(aq) + 5KIO3(aq) + H2SO4(aq)

e o seu potencial padrão de célula será:

Eo = 1,60 – 1,51 = 0,09 V


CuSO4(aq) + Fe(s) FeSO4(aq) + Cu(s) e o seu potencial padrão de célula

será:

Eo = 0,34 – (-0,44) = 0,78 V.

86

2. No procedimento 3 . Uma reação de desproporcionamento é uma reação

redox em que um mesmo elemento sofre simultaneamente oxidação e

redução. Na reação de decomposição da água oxigenada o oxigênio no

estado de oxidação -1(H2O2) se oxida para o estado de oxidação zero(O2) e

se reduz para o estado de oxidação -2(H2O), isto é, sofre simultaneamente

oxidação e redução.

3. No procedimento 2. Uma reação de comproporcionamento é inversa a de

desproporcionamento. Na reação do procedimento 2 o bromo no estado de

oxidação -1(KBr) e no estado de oxidação +5(KBrO3) se comproporcionam ao

estado de oxidação zero(Br2).

4. As evidências foram: mudança de coloração, efervescência (desprendimento

gasoso) e deposito avermelhado na superfície do ferro.

Este valor é o registrado no voltímetro durante a execução do procedimento e

deve ser de aproximadamente 1,1 V.

Reação ocorrida no ânodo: Zn – 2e- Zn2+

Reação ocorrida no cátodo: Cu2++ 2e- Cu

5. Evitar o acúmulo de carga líquida em qualquer um dos recipientes.

Capitulo 7: Preparação de compostos de coordenação

1. Pesagem, dissolução, precipitação, filtração e secagem.

2. CuSO4.5H2O + 4NH4OH [Cu(NH3)4]SO4 . H2O + 8H2O

3. Esta massa é determinada no laboratório durante a operação de pesagem e

deve estar próximo de 1g.

4. Para esta determinação precisaremos da massa pesada pedida na questão 3,

acima. Para efeito de cálculo vamos supor que esta massa foi de exatamente

1,0000g. A equação equilibrada do processo de obtenção do sulfato de

tetra(amina)cobre(II) hidratado encontra-se escrita na questão 2, acima.

Desse modo podemos dizer que foram usados 1,0000 g de CuSO4.5H2O e 7

mL de solução de NH4OH 15 mol/L (dados retirados do procedimento), o que

corresponde a 3,675 g de NH4OH. Isto porque:

mmolV

mC

Onde C = concentração do NH4OH; m = massa do NH4OH; V = volume de

NH4OH em mL ; mmol = milimol do NH4OH = mol/1000 = 35/1000 = 0,035.

Da expressão acima, deduz-se que gmmolVCm 675,3035,0715

87

Assim, pela estequiometria da reação temos:

(I) CuSO4.5H2O ------ 4NH4OH

249,5 g ------ 4 x 35 = 140 g

1 g ------ x x = 0,56 g de NH4OH puro

(II) CuSO4.5H2O ------ 4NH4OH

249,5 g ------ 140 g

y ------ 3,675 g y = 6,55 g de CuSO4.5H2O puro

Observando o cálculo feito em (I), verifica-se que para 1 g de CuSO4.5H2O será necessário usar apenas 0,56 g de NH4OH.

Observando o cálculo feito em (II), verifica-se que se a massa de NH4OH (3,675 g) for completamente usada, serão consumidos 6,55 g CuSO4.5H2O.

Como supomos que a massa pesada de CuSO4.5H2O foi de 1 g e foram usados 7 mL de NH4OH 15 M = 3,675 g, verifica-se que o NH4OH está em excesso de :

3, 675 – 0,56 = 3,115 g.

O reagente limitante, neste caso, será o CuSO4.5H2O.

5. Como foi mostrado na questão 4, acima, o reagente limitante será o

CuSO4.5H2O, sendo assim, a massa estequiométrica relativa ao

[Cu(NH3)4]SO4 . H2O será determinada a partir da massa usada de

CuSO4.5H2O, como segue:

CuSO4.5H2O ------ [Cu(NH3)4]SO4 . H2O

249,5 g ------ 245,5 g

1g ------ x x = 0,984 g de [Cu(NH3)4]SO4 . H2O puro

Para se obter um rendimento de 100% a massa de [Cu(NH3)4]SO4 . H2O deve ser de 0,984g.

6. Este peso será obtido ao se pesar, em balança analítica, o cadinho e anotar o

valor registrado na balança. Como exemplo, vamos supor que o peso do

cadinho foi igual a 34,9638 g.

7. Este peso será obtido após filtração, lavagem e secagem do composto em

questão, por pesagem em balança analítica, anotando o valor registrado na

balança. Como exemplo, vamos supor que este valor foi de 35,8578 g.

8. Esta massa será obtida por diferença entre o peso do (cadinho filtrante + sal

obtido) menos peso do cadinho filtrante. Exemplo: vamos supor os valores

acima. A massa do [Cu(NH3)4]SO4 . H2O será:

m = 35,8578 - 34,9638 = 0,894 g [Cu(NH3)4]SO4 . H2O

88

O rendimento do processo será dado pela relação:

mestequiométrica do sal obtido g ------ 100%

mobtida no lab. g ------ %

Supondo que a massa obtida no laboratório foi de 0,894 g Cu(NH3)4]SO4 . H2O

o rendimento será:

0,984 g ------ 100%

0,894 g ------ % % = 90,85.


parte)

1. CuSO4(s) + 6H2O ⇄ [Cu(H2O)6]2+(aq) + SO42-(aq)

2. Para a identificação do íon Cu2+(aq):

2Cu2+(aq) +[Fe(CN)6]4 -(aq) Cu2[Fe(CN)6](s) ou

[Cu(H2O)6]2+(aq) + [Fe(CN)6]4 -(aq) Cu2[Fe(CN)6](s) + 6H2O(l)

ppt.Castanho avermelhado

Para a identificação do íon SO42-:


ppt.branco

3. A evidência em ambas as reações será a formação de precipitado.

4. [Cu(NH3)4]SO4 (s) ⇄ [Cu(NH3)4]2+(aq) + SO42-(aq)

Sol. azul intensa

5. Para a identificação do íon Cu2+(aq):

[Cu(NH3)4]2+(aq) + 4CH3COOH(aq) ⇄ Cu2+(aq) + 4CH3COO-(aq) + 4NH4+(aq)

2Cu2+(aq) +[Fe(CN)6]4 -(aq) Cu2[Fe(CN)6](s)

ppt. Castanho avermelhado

Para a identificação do íon SO42-:


ppt.branco

A amônia presente no sal complexo ou na solução deste sal pode ser

identificada por sua liberação através de aquecimento e posterior absorção

em papel de tornassol vermelho umedecido, que muda de cor para azul ou

pela conversão do íon amônio, NH4+(aq), em NH3(g) por meio de um excesso

de base forte.

NH4+(aq) + OH-(aq) ⇄ NH3(g) + H2O

89

6. As evidências deveram ser: mudança de coloração, formação de precipitado e

desprendimento gasoso observado pela mudança de cor do papel de

tornassol.


parte)

1. Essas massas são obtidas através de pesagem no laboratório e devem ser de

aproximadamente 0,15 g. Ex.: mCuSO4.5H2O = 0,1498 g.

2. Para se determinar a % teórica de Cu no sulfato de cobre pentahidratado

utiliza-se a relação:

CuSO4.5H2O ------ Cu

249,5 g ------ 63,5 g

100 g ------ x x = 25,45 % de Cu

Para se determinar a % teórica de Cu no sulfato de tetra(amina)cobre(II) hidratado a relação estequiométrica é;

[Cu(NH3)4]SO4 . H2O ------ Cu

245,5 g ------ 63,5 g

100 g ------ x x = 25,86 % de Cu

3. Esses volumes são obtidos, após a titulação dos sais, através da leitura dos

mesmos na bureta.

4. Esse teor só pode ser determinado após conhecimento do volume de

tiossulfato de sódio, Na2S2O3, 0,1 mol/L, gasto na titulação.

Como exemplo, vamos supor que o volume de solução de tiossulfato de sódio

exatamente 0,1 M, isto é, o fator de correção da solução é igual a 1,0000,

consumido durante a titulação de 0,1498 g de CuSO4.5H2O foi de 5,5 mL. A

massa de cobre será dada pela equação:

Cum = V . M . f. Cummol , onde

Cum = massa em gramas de cobre a ser determinada no material analisado;

V = volume em mL de tiossulfato gasto na titulação e igual, neste exemplo, a

5,5 mL;

C = concentração da solução de tiossulfato que deverá ser igual a 0,1 mol/L;

f = fator de correção da solução de tiossulfato de sódio, que deverá estar

registrado no rótulo do frasco que contém a solução e, nesse exemplo, igual a

1,0000;

mmolCu = milimol do cobre = mol do Cu/1000 = 63,5/1000 = 0,0635 g.

90

Assim, a massa de Cu no sulfato de cobre analisado será:

gmCu 035,00635,011,05,5

O teor (%) de Cu será dado pela relação:

Pa ------ Cum

100 ------ % de Cu no material analisado.

Onde Pa é a massa do sulfato de cobre analisado e, neste exemplo, igual a

0,1498 g. Desse modo o teor de Cu será:

0,1498 g de CuSO4.5H2O ------ 0,035 g Cu

100 g ------ % % = 23,36 de Cu.

Para se determinar o teor de Cu no sulfato de tetra(amina)cobre(II) procede-

se da mesma maneira.

5. A pureza dos sais analisados será dada pelas seguintes relações:

CuSO4.5H2O ------ Cu [Cu(NH3)4]SO4.H2O ------ Cu

249,5 g ------ 63,5 g 245,5 ---- 63,5g

Pureza ------ % de Cu encontrada Pureza ------ % de Cu encontrada.

Para o exemplo acima a pureza do CuSO4.5H2O será:

CuSO4.5H2O ------ Cu

249,5 g ------ 63,5 g

Pureza ------ 23,36% Pureza = 91,78% de CuSO4.5H2O

puro.

Proceder da mesma maneira para determinar a pureza do sulfato de

tetra(amina)cobre(II).

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QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL...da disciplina Química Inorgânica Experimental do curso de Licenciatura em Química, modalidade à distância, da Universidade Federal do Pará