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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.
10
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.
14
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 1: O Laboratório de Química.
Equipe:
1. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
5. 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?
15
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.
2.2. Considerações Gerais
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.
16
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.
17
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.
19
2.3. Parte Experimental
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).
20
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.
21
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
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 2: Operações Básicas em Laboratório
Equipe:
1. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
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.
3.2. Considerações Gerais
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. Parte Experimental
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).
3.4. 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.
31
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 3: Algumas Propriedades Relacionadas a Configuração Eletrônica
Equipe:
1. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): .................................................... Matrícula: .........................
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.
4.2. Considerações Gerais
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. Parte Experimental
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.
Material necessário
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
4.4. Questionário de Orientação
Deve este questionário (modelo no final do capítulo) 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.
37
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 4: Preparação e Identificação de Algumas Substâncias Gasosas
Equipe:
1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
5. 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.
5.2. Considerações Gerais
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. Parte Experimental
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.
Material necessário
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
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.
46
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 5: Reações de Ácidos e Bases
Equipe:
1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
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.
6.2. Considerações Gerais
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. Parte Experimental
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.
Material necessário
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.
6.4. Questionário de Orientação
Deve este questionário (modelo no final deste capítulo) 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.
55
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 6: Reações de Oxidação e Redução
Equipe:
1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
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.
7.2. Considerações Gerais
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. Parte Experimental
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.
Material necessário
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.
7.4. Questionário de Orientação
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
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 7: Preparação de Compostos de Coordenação
Equipe:
1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
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.
8.2. Considerações Gerais
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. Parte Experimental
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).
Material necessário
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.
8.4. Questionário de Orientação
Deve este questionário (modelo no final do capítulo) 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 deste capitulo, e as anotações realizadas durante as aulas de
laboratório são suficientes para que o aluno possa resolver as questões relativas
a este questionário.
76
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 8: Caracterização de Compostos por Análise Química Elementar (1ª
parte)
Equipe:
1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
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
QUESTIONÁRIO DE ORIENTAÇÃO
Capitulo 8: Caracterização de Compostos por Análise Química Elementar (2ª
parte)
Equipe:
1. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
2. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
3. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
4. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
5. Aluno (a): ................................................... Matrícula: .........................
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
Para a reação do procedimento 4 a equação é:
I2(aq) + Na2S2O3(aq) NaI(aq) + Na2S4O6(aq) e o seu potencial padrão
célula será:
Eo = 0,53 – 0,08 = 0,45 V.
Para a reação do procedimento 5 a equação é:
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
Para a reação do procedimento 6 a equação é:
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
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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.
Capitulo 8: Caracterização de Compostos por Análise Química Elementar (1ª
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-:
SO42-(aq) + Ba2+(aq) BaSO4(s)
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-:
SO42-(aq) + Ba2+(aq) BaSO4(s)
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
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6. As evidências deveram ser: mudança de coloração, formação de precipitado e
desprendimento gasoso observado pela mudança de cor do papel de
tornassol.
Capitulo 8: Caracterização de Compostos por Análise Química Elementar (2ª
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.
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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).