Q u í m i c a 1 2 º A n o

Aula Laboratorial 1 6 Páginas

Ensino Secundário | 12º Ano de Escolaridade Turmas: A e B

DATA: 20.10.2014 DOCENTE:

2014 | 2015

 

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AL 1 – Ciclo do Cobre

Como reciclar um metal usando processos químicos?

Para responder a esta questão far-se-á passar o cobre metálico por uma série de

transformações que incluem reações de oxidação-redução (passos A e E), de ácido-base (passos

C e D) e de precipitação (passo B), que terminam na sua regeneração, de acordo com o

seguinte ciclo:

Segurança:

Devem utilizar-se luvas de borracha e óculos de proteção durante o manuseamento de ácidos e

de bases, pois são soluções muito corrosivas para a pele e perigosas se salpicarem para os

olhos. As reações em que o ácido nítrico participa devem ser efectuadas na hotte, pois os

vapores libertados são muito irritantes para os pulmões.

ACTIVIDADE PRÁTICO-LABORATORIAL - APL 1.2 Um ciclo de cobre

PROBLEMA Será possível reciclar uma substância usando processos químicos com rendimento de 100%?

Introdução Nesta actividade, propõe-se a realização e observação de uma sequência de reacções tendo como início e fim o cobre, sequência essa que se denominou ciclo do cobre (Fig.t). Para cada uma das reacções a realizar, ter-se-á de ter em atenção o seguinte: • cumprimento rigoroso das normas gerais e pessoais de segurança, tendo em conta os

reagentes e as suas concentrações, os produtos envolvidos e o material a ser utilizado (consultar fichas de segurança- MSDS);

• reconhecimento das diferentes alterações verificadas no sistema reaccional e que per-mitirão confirmar a ocorrência de reacção química: formação de precipitado, libertação de gás, mudança de cor, variação de temperatura ... ;

• visualização das cores das soluções apresentadas no final de cada reacção;

y cu\ Dr

CuO Cu[HO)

c Fig. 1

• identificação da(s) espécie(s) química(s) que irão ser eliminadas numa operação de lavagem e/ou decantação; • preparação prévia pelos alunos da solução de Cu(N03)2 1 moi dm- 3;

• uso de microescala, a partir da reacção B.

Segurança

u 'i '

Material, equipamento e reagentes Material/Equipamento • Balão volumétrico de 100 ml • Centrífuga e tubos de centrífuga (facultativo) • Copo de 250 ml • Erlenmeyer de 250 ml com rolha • Pipetas de Bera! e suporte • Pipetas conta-gotas • Pipeta de 5 ml • Placa de aquecimento • Tubos de ensaio e suporte • Vareta de vidro • Vareta de vidro com polícia • Vidro de relógio

Reagentes • Água desionizada • Álcool etílico • HCt'3 moi dm- 3 (25 ml de HCl12 moi dm- 3 em água até 100 ml) • HN0 3 (70% m/m) "" 15 moi dm- 3

• H2S04 6 moi dm- 3 (33 ml H2S04 cone. em água até 100 ml) • Cu(N03)2 1 moi dm- 3 (9 g de Cu(N03)2 • 6 H20 em 30 ml de água) • NaHO 2 moi dm- 3 (4 g de NaHO em 50 ml de água) • Fio de cobre • Zn em pó

Na equação Bl, o ião nitrato está diluído e é reduzido a NO.

Na equação B2, o ião nitrato está concentrado e é reduzido a N02•

Em geral, em solução aquosa o cobre apresenta o n.o. = +2, mas também há compostos muito importantes de cobre (I) - n.o. = + 1.

O ião cobre (II), que figura nas equações como Cu2+, encontra-se em solução aquosa na forma de Cu(H20)â+, que confere cor azul viva à solução.

Quando o cobre é aquecido no seio de oxigénio a uma temperatura inferior a 1000 °C, transforma-se em óxido de cobre (II), CuO, que é negro.

Nesta actividade pretende-se realizar uma série de reacções químicas que envolvem o elemento cobre e que, por terem o cobre metálico como reagente ini-cial e produto final da reacção, podem ser designados por «ciclo do cobre».

Este conjunto de reacções mostra que o cobre, tal como outros metais, pode ser reciclado por processos químicos, várias vezes.

O ciclo de reacções proposto transforma o cobre de acordo com o esquema ao lado.

Reacções químicas que ocorrem no ciclo do cobre

(A) Cu (s) + 4 HN03 (aq) Cu(N03h (aq) + 2 H 20 (f) + 2 N02 (g)

(B) Cu(N03h (aq) + 2 NaOH (aq) Cu(OHh (s) + 2 NaN03 (aq)

(C) Cu(OHh (s) CuO (s) + H 20 (f) (por aquecimento)

(D) CuO (s) + H 2S04 (aq) CuS04 (aq) + H 20 (f)

(E) CuS04 (aq) + Zn (s) (s) + ZnS04 (s)

2. PROTOCOLO EXPERIMENTAL

Técnica a seguir na sequência as reacções químicas que envolvem o elemento cobre - o ciclo do cobre

Segurança Devem utilizar-se luvas de borracha e óculos de protecção durante o manu-seamento de ácidos e de bases, pois são soluções muito corrosivas para a pele e perigo-sas se salpicarem para os olhos. As reacções em que o ácido nítrico participa devem ser efectuadas na hotte, pois os vapo-res libertados são muito irritantes para os pulmões.

Ponto de partida: cobre metálico. Cu (sl 1. Cortar um fio de cobre com aproximadamente 0,3 gramas. 2. Se o fio não estiver limpo e brilhante, mergulhá-lo numa solução de ácido clorídrico,

lavá-lo com álcool e secá-lo com papel de ftltro. 3. Pesar a amostra de cobre, até ao centigrama, e registar o valor obtido. 4. Enrolar o fio e colocá-lo no fundo de um copo de precipitação de 250 mL.

M•M" o """ metaliO" UOid•do 1 d

Cu

CuO Cu(OH)2 ........ -c

Material necessário: placa de aque-cimento: balança analítica: vareta de vidro. 4 papéis de filtro: 4 copos de precipitação de 250 mL: vidro de relo-glo: pipeta graduada: pompette: estufa: pmça: 2 pares de luvas de borracha: 2 pares de ócu los de segurança.

Reagentes: água desionizada: solução de ácido nítrico diluído. 16 moi dm-3: solução de ácido clorídrico: solução de ácido sulfurico. 6 moi dm -3: fio de cobre com cerca de 0.3 g: zinco em pó: solução de hidróxido de sódio. NaOH. 3 moi dm-3: acetona: álcooL

19

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Material e Reagentes

Reagentes:

• Água desionizada; • Solução de ácido nítrico concentrado (16 mol/dm3) • Solução de ácido clorídrico (6 mol/dm3) • Solução de ácido sulfúrico (6 mol/dm3) • Fio de cobre com cerca de 0,3 g • Zinco em pó • Solução de hidróxido de sódio (3 mol/dm3) • Acetona • Álcool etílico

Material necessário:

• Placa de aquecimento • Balança analítica • Vareta de vidro • 4 papéis de filtro • 4 copos de precipitação de 250 mL • Vidro de relógio • Pipeta graduada: • Pompette: • Estufa • Pinça • 2 pares de luvas de borracha • 2 pares de óculos de segurança

Procedimento

A. Ponto de partida: cobre metálico, Cu (s)

1. Cortar um fio de cobre com aproximadamente 0,3 g. 2. Se o fio não estiver limpo e brilhante, mergulhá-lo numa solução de ácido clorídrico,

lavá-lo com álcool e secá-lo com papel de filtro. 3. Pesar a amostra de cobre, até ao centigrama, e registar o valor obtido. 4. Enrolar o fio e colocá-lo no fundo de um copo de precipitação de 250 mL.

REAÇÃO A: De Cu (s) a Cu(NO3)2(aq)

1. Com o auxílio de uma pipeta e da respectiva pompette, adicionar solução de ácido nítrico ao fio de cobre e agitar suavemente até dissolução completa.

2. Observar e registar as alterações. 3. Adicionar cerca de 100 mL de água.

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REAÇÃO B: De Cu(NO3)2 (aq) a Cu(OH)2 (s)

1. Adicionar 30 mL de solução de hidróxido de sódio, agitando sempre com uma vareta de vidro, para provocar a precipitação do hidróxido de cobre.

2. Registar todas as observações.

REAÇÃO C: De Cu(OH)2 (s) a CuO (s)

1. Aquecer a solução quase até à ebulição, agitando sempre para uniformizar o aquecimento da solução.

2. Retirar a solução da placa de aquecimento quando a reação estiver completa (o óxido de cobre é negro) e continuar a agitar com a vareta de vidro por mais 2 ou 3 minutos.

3. Deixar repousar o óxido de cobre e decantar cuidadosamente o líquido, para não perder nenhum óxido de cobre.

4. Adicionar cerca de 200 mL de água desionizada, agitar e decantar novamente.

REAÇÃO D: De CuO (s) a CuSO4 (s)

1. Adicionar, agitando sempre, 15 mL de solução de ácido sulfúrico. 2. Registar as alterações observadas.

REAÇÃO E: De CuSO4 (s) a Cu (s)

1. Na hotte, adicionar, de uma só vez, 1,3 g de zinco em pó, agitando até que o líquido sobrenadante fique incolor.

2. Registar as alterações observadas. 3. Quando a libertação de gás for muito intensa, decantar o líquido sobrenadante e

despejar no recipiente apropriado (recolha de resíduos). 4. Se ainda houver zinco por reagir, adicionar 10 mL de solução de ácido clorídrico e

aquecer ligeiramente. 5. Quando deixar de se observar a libertação de gás, decantar o líquido. 6. Lavar com cerca de 10 mL de água desionizada, deixar repousar e decantar o líquido.

Repetir este procedimento pelo menos mais duas vezes. 7. Transferir o cobre, com a ajuda de uma espátula ou de uma pinça, para um vidro de

relógio. 8. Fazer uma lavagem com acetona e secar na estufa. 9. Transferir o cobre seco para um copo previamente pesado e pesar o conjunto (até ao

centigrama). 10. Calcular a massa do cobre obtido.

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RELATÓRIO

- Entregar até 21 de Novembro 2014 -

Uma vez realizada a atividade experimental deverá ser elaborado um pequeno relatório que

contemple os seguintes pontos:

• Título

• Pequena introdução teórica

Neste ponto dever-se-á:

• indicar as reações de oxidação-redução, de ácido-base e de precipitação que

ocorrem no ciclo do cobre;

• indicar as reações em que o cobre funciona como redutor e aquelas em que

funciona como oxidante;

• elaborar uma reação em que figurem algumas das reações mais comuns do

elemento cobre e dos seus compostos;

• material e reagentes utilizados

• modo de proceder

• registo das observações efectuadas

• cálculos I tratamento de resultados

Neste ponto deve

• determinar-se o rendimento final do ciclo do cobre, tendo como base a massa inicial

do fio de cobre e a massa de cobre obtida no final da experiência.

• análise dos resultados obtidos I conclusões I crítica

Na análise dos resultados dever-se-ão identificar as fontes de erro na determinação do

rendimento desta reação e as formas de as minimizar.

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FICHA DE CONTROLO SOBRE A ATIVIDADE LABORATORIAL

Unidade t Metais e ligas metallcas ·v

22

N .,..: Ficha de controlo

Quais os minérios de cobre mais comuns? Escreva a fórmula destes minérios.

O esquema seguinte representa o ciclo do cobre e as equações que representam as reacções químicas que ocor-rem durante este processo.

acções químic.:as que no ciclo do cnbrc

(A) Cu (s) + 4 HN03 (aq) Cu(N03h (aq) + 2 H20 (f) + 2 N02 (g) (B) Cu(N03h (aq) + 2 NaOH (aq) Cu(OHh (s) + 2 NaN03 (aq) (C) Cu(OHh (s) CuO (s) + H20 (f) (por aquecimento) (D) CuO (s) + H2S04 (aq) CuS04 (aq) + H20 (f)

(E) CuS04 (aq) + Zn (s) (s) + ZnS04 (s) Cu O

Cu

1'----c

Cu(OH)2 -A reacção A do ciclo do cobre ocorre quando este metal é atacado pelo ácido nítrico (HN03), concentrado e a quente, de acordo com a equação química seguinte:

Cu (s) + 2 NOj (aq) + 4 H+ (aq) Cu2+ (aq) + 2 N02 (g) + 2 H20 (f)

Se o ácido nítrico fosse diluído, a reacção que ocorreria seria:

3 Cu (s) + 2 NO) (aq) + 8 H+ (aq) 3 Cu2+ (aq) + 2 NO (g) + 4 H20 (f)

2. Porque reage o cobre metálico com o ácido nítrico?

2. Com base nas equações indicadas em cima, o ião nitrato NOj, constituinte do ácido, é reduzido ou oxidado? Em que substâncias?

2. O que indica o ião H+ nos primeiros membros das equações 1 e 2?

2. Em qual das reacções o poder oxidante do ião N03 é maior?

Um fio de cobre com a massa de 0,3 g é introduzido em ácido clorídrico, HCf. Em seguida retira-se o fio de cobre do ácido, com o auxílio de uma pinça, lava-se bem com água, seca-se com papel de filtro e pesa--se de novo.

Porque se introduz o fio de cobre em ácido clorídrico? 2.' O cobre reage com o ácido clorídrico? Justifique. 2.' Considerando que a percentagem de impurezas no fio era de 20%, que massa devia registar a balança? 2.' Que quantidade de nitrato de cobre (II) se obtém? (Reacção A) 2.' Que massa de hidróxido de cobre (II) se obtém? (Reacção B) 2.' Depois de lavado e decantado, o óxido de cobre (II) obtido na reacção C é pesado. A massa de óxido

registada foi de 0,25 g. Este óxido vai, em seguida, reagir com ácido sulfúrico (reacção D) e ao produ-to resultante é adicionado zinco em pó.

Qual o papel do zinco nesta reacção? 2.2. Que quantidade de cobre se obtém? 2.2. Determine o rendimento fmal do ciclo de cobre.

I

I

I

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SOLUÇÕES

116

Respostas Unidade 1 METAIS E LIGAS METÁLICAS

Pág. 11 A.P.L. - Ficha de controlo

1. 1.1 Solução de sulfato de cobre (II) com a

concentração de 1,0 moi dm-3. O material necessário para preparar esta solução será: balança analítica, espátula, copo de preci-pitação, vareta de vidro, funil, balão volu-métrico de 1 ,O L de capacidade, esguicho de água desionizada e CuS04 • 5 H 20. Para preparar 1,0 L de solução: m = n x M

m = 1,0 x 249,55 <=> m = 249,55 g.

Pesam-se 249,55 g de CuS04 . 5 H20 num copo de precipitação, adiciona-se água desionizada e agita-se com a vareta. Transvasa-se, de seguida, para o balão com o auxilio da vareta e funil. Adiciona--se água até se dissolver todo o soluto. O modo de proceder para as outras soluções é idêntico. Assim, para:

[CuS04] = 0,5 moi dm-3, pesam-se 124,78 g

[CuS04] = 1,5 moi dm-3, pesam-se 374,32 g

[ZnS04] = 0,5 moi dm-3, pesam-se 80,70 g

[ZnS04] = 1,0 moi dm-3, pesam-se 322,78 g

[ZnS04] = 2,0 moi dm-3, pesam-se 124,78 g

1.2 1.2.1

Zn(s) Cu (s)

Zn2+(aq)

1.2.2 Zn (s) I Zn2+ (aq) li Cu2+ (aq) I Cu (s)

1.2.3 Cátodo: barra de cobre; ânodo; barra de zinco. Os electrões fluem do ânodo para o cátodo.

1.2.4 Para evitar a diferença de potencial que se opõe ao fluxo de electrões. Fecha o circuito e mantém a neutra-lidade das soluções.

1.2.5 Zinco, é ânodo: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-.

1.2.6 Semi-equação de oxidação: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-.

Sem i-equação de redução: Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s).

1.2.7 O zinco.

2.

1.2.8 Egilha = 0,34 + 0,76 Egilha = 1,10 V

0 E 0,059 I Q E pilha= - -- og X

Egilha = 1,10- 0,0035

1,09 Valor lido no voltimetro =

= 1,09 X 0,8 X 100% = 87%

2.1 Zn (s) I Z2+ (0,5 moi dm-3) 11

11 Zn2+ (1,0 moi dm-3) I Zn (s).

2.2 Cátodo: solução de zinco de maior con-centração. Reacção no cátodo (redução): Zn2+ (aq) (1,0 moi dm-3) + 2 Zn (s). Os electrões fluem da solução mais diluída para a solução mais concentrada:

2 3 E _ 0,059 I 0,5 · pilha---- og--2 1,0

Epilha = 0,009 V

'I) = - 0,0034 X 100% = 38% 0,009

=

Pág. 17 A.L. 1.1 - Ficha de controlo

1. Pela junção de dois ou mais metais, quer por fusão conjunta dos componentes quer por electrodeposição dos mesmos (menos fre-quente.)

2. Fe, Cr, Ni. Contém ainda Mn numa percenta-gem inferior a 1%, para aumentar a dureza, e carbono.

3. Em geral não tem, porque a acção dos ácidos só depende da força oxidante dos iões H+ e estes não actuam sobre alguns metais como, por exemplo, Cu, Ag, Au e Pt.

4. Este ácido, a quente, ataca a maior parte dos metais e ligas, não se perdendo elementos por volatilização.

S. Metais nobres - Ag, Au e Pt.

6. Semi-microescala (0,01 g a 0,1 g) e microes-cala (0,001 g a 0,01 g). Na semi-microescala, as reacções ocorrem em tubos de ensaio e os precipitados retiram-se por centrifugação.

7. Análise por via seca e análise por via húmida. Análise por via húmida.

8. l 0,055 g Cu= 8,7 x 10-4 moi Cu 8.1 0,10 g 0,044 g Ni = 7,5 x 10-4 moi Ni

0,001 g Mm= 1,8 x 10-4 moi Mn

8.2 8.2.1 Cu (s) + 2 NO) (aq) + 4 W (aq)

Cu2+ (aq) + 2 N02 (g) + 2 H20 (f)

8.2.2 n = C X n = 2 X 10-3 X 6 <=>

n = 0,012 moi HN03

8.2.3 n (Cu)= 8,7 x 10-4 moi;

n (NH)) = 0,012 moi 8.2.4 n (Cu2•) = n (Cu) = 8,7 x 10-4 moi

8.2.5 I moi Cu 2x22,4 LN02

v = 0,0389 dm3

V=39mL

8,7 x moi Cu v

Pág. 22 A.L. 1.2 - Ficha de controlo 1. Calcosite (sulfureto de cobre (II) - CuS);

cuprite (óxido de cobre (II)- CuO).

2. 2.1

2.2

2.1.1 Porque o ácido nítrico é um ácido oxi-dante, isto é, um ácido cujo anião NO) é um agente fortemente oxidante.

2.1.2 Equação 1: NO) é reduzido a N02•

2.1.3 A reacção ocorre em meio ácido.

2.1.4 Reacção 2.

2.2.1 Para libertar o cobre de impurezas.

2.2.2 Não, porque E 0(H+) é menor que E0(Cu2•).

2.2.3 m = 0,3 x 0,8 = 0,24 g

2.2.4 n = _!!:.. n = 3,8 x 10-3 moi Cu M

I moi Cu <=> 1 moi Cu(N03h

3,8 x 10-3 moi Cu(N03h

2.2.5 n (Cu(OHh) = 3,8 x 10-3 moi

M (Cu(OHh) = 97,5 g mol-1;

m = n x M <=> m = 0,31 g

2.2.6 2.2.6.1 Actua como redutor.

2.2.8.2 m = 0,25 g Cu O M (CuO) = 79,55 g mol-1

m n=-<=>

M

n = 3,14 x 10-3 moi Cu O

n = 3,14 x 10-3 moi Cu

3,14 X I0-3 2.2.6.3 'I)= 3 X100%<=>

3,8 X 10-