Escola Secundária Eça de Queirós

Trabalho realizado por:

Cláudia Veiga, 12ºC3 Nº8

João Silva, 12ºC1 Nº16

Margarida Lopes, 12ºC3 Nº17

Índice

Atividade laboratorial 1.2 – Ciclo do cobre

Introdução

Objetivos

Procedimento

Materiais

Reagentes

Cálculos para a preparação das soluções

Observações

Alterações visíveis da cor durante cada uma das reações

Cálculo do rendimento

Discussão dos resultados

Conclusão

Bibliografia

Introdução

Neste trabalho laboratorial, far-se-á passar o cobre metálico por uma série de transformações, como foi anteriormente dito, que incluem reações de oxidação-redução (reações A e E), de ácido-base (reações C e D) e de precipitação (reação B), que terminam na sua regeneração, envolvendo o elemento cobre. O ciclo de reações transforma o cobre de acordo com o seguinte esquema:

As equações químicas que traduzem as reações desta atividade laboratorial são as seguintes:

(A) Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 H2O (l) + 2 NO2 (g)

(B) Cu(NO3)2 (aq) + 2 NaOH (aq) →Cu(OH)2 (s) + 2 NaNO3 (aq)

(C) Cu(OH)2 (s) →CuO (s) + H2O (l) por aquecimento

(D) CuO (s) + H2SO4 (aq) → CuSO4 (aq) + H2O (l)

(E) CuSO4 (aq) + Zn (s) →ZnSO4 (aq) + Cu (s)

Objetivos

Este trabalho consiste na realização e observação de uma sequência de transformações, que incluem reacções de oxidação-redução, de ácido-base e de precipitação, que terminam na sua regeneração, envolvendo o elemento cobre. Como o ponto de partida e o ponto de chegada das sucessivas reacções é o cobre metálico, usa-se a designação "ciclo de cobre".

Esta actividade laboratorial tem como principais objectivos:

- Caracterizar a reactividade de elementos metálicos, tendo como exemplo a reactividade do cobre;

- Reconhecer a importância da reciclagem do cobre e as potencialidades da reciclagem dos metais em geral;

- Identificar alguns problemas de poluição relacionados com a reciclagem do cobre.

Procedimento

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

1. Cortámos um fio de cobre com aproximadamente 0,3g.2. Para limpar o fio de cobre, mergulhámo-lo numa solução de ácido

clorídrico, lavámo-lo com álcool e secámo-lo com papel de filtro.3. Pesámos a amostra de cobre, até ao centigrama, e registámos o valor

obtido.4. Enrolámos o fio e colocámo-lo no fundo de um copo de precipitação de

250 mL.

Reação A

1. Com o auxílio de uma pipeta e da respetiva pompette, adicionámos solução de ácido nítrico ao fio de cobre e agitámos suavemente até dissolução completa.

2. Observámos e registámos as alterações.3. Adicionámos cerca de 100 mL de água.

Reação B

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

2. Registámos todas as observações.

Reação C

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

2. Retirámos a solução da placa de aquecimento quando a reacção se completou (o oxido de cobre é negro).

3. Deixámos repousar o óxido de cobre e decantámos cuidadosamente o líquido, para não perder nenhum óxido de cobre.

4. Adicionámos cerca de 200 mL de água desionizada, agitámos e decantámos novamente.

Reação D

1. Adicionámos, agitando sempre, 15 mL de solução de ácido sulfúrico.2. Registámos as alterações observadas.

Reação E

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

2. Registámos as alterações observadas.3. Quando a libertação de gás ficou muito intensa, decantámos o líquido

sobrenadante e despejámos num recipiente apropriado (recolha de resíduos).

4. Como ainda havia zinco por reagir, adicionámos 10 mL de solução de ácido clorídrico e aquecemos ligeiramente.

5. Quando deixámos de observar a libertação de gás, decantámos o líquido.

6. Lavámos com cerca de 10 mL de água desionizada, deixámos repousar e decantámos o líquido. Repetimos esse procedimento mais duas vezes.

7. Transferimos o cobre, com a ajuda de uma espátula, para um vidro de relógio.

8. Fizemos uma lavagem com acetona e colocámos o cobre na estufa, para que este secasse.

9. Pesámos o conjunto (vidro de relógio e cobre). Tendo sido pesado, previamente, o vidro de relógio.

10. Calculámos a massa do cobre obtido.

Materiais:

Balança analítica

Gobelé de 250ml

Placa de aquecimento

Vareta

Pipeta graduada

Pompette

Vidro de relógio

Espátula

Proveta

Balão volumétrico de 50 ml

Funil para líquidos

Três pares de luvas de borracha

Três óculos de segurança

Estufa

Calculadora

Reagentes

Fio de cobre (cerca de 0.3g)

Água desionizada

Solução de HNO3 (C=16mol/dm3)

Solução de HCl

Solução de H2SO4 (C=6mol/dm3)

NaOH (C=3mol/dm3)

Zinco em pó

Acetona

Álcool

Cálculos para a preparação das soluções

Preparação da solução de NaOH

Solução pretendida: C = 3 mol/dm3

Volume: 25cm3 = 0.25dm3

M (NaOH) = 40g/mol

C=nv⇔n=3×0.25⇔n=0,75mol

1 mol ― 40g

0,75mol ― x

⇔ x=30g

Solução Diluída de Ácido Clorídrico (HCl)

ci=1,18g /La35 % vi=x cf=6,0mol/dm3

vf=0,25dm3 M (HCl )=36,46g

1mol HCl36,46g x ≈0,032mol HCl x mol HCl1,18g

0,032mol HCl100 %x mol HCl35 % x ≈0,0112mol HCl

c= nV

c= 0,01120,001 L

=11,2mol /dm3

¿=nf , ent ã oci×vi=cf ×vf vi= cf ×vfci

=6×0,2511,2

=0,134dm3=134 ml HCl

134 ml de HCl para 116 mL de água

Solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4)

vf=200mL=0,2dm3 cf=6,0mol /dm3Graude pureza=96 %=1,8g /cm3

M ( H 2SO4 )=98,08 g/mol

0,96×1,8 g=1,728g1mL1mol H 2SO4 98,08 gx mol H 2SO4 1,728g

x ≈0,0176mol/mL=1,76mol /dm3=ci

ci ×vi=cf ×vf vi=cf ×vfci

=6×0,21,76

=0,068dm3=68mL

68 mL de HsSO4 para 132 mL de água.

Observações

Reação Observações

A

- Ao se adicionar o HNO3, houve efervescência, libertação de gases em tons laranja acastanhados. A solução foi ficando verde, as paredes do gobelé castanhas, o odor libertado era intenso e a dissolução foi demorada.

- Após a dissolução, a solução ficou azul-turquesa, deixou de libertar gases e o gobelé perdeu a tonalidade castanha.

- Ao adicionar a água, a solução ficou mais clara, libertando-se gases incolores, diminuindo a concentração da solução.

B

- Adicionamos com agitação a solução de hidróxido de sódio e formou-se uma espécie de precipitado denso azul-escuro e incolor à superfície.

- Depois de se agitar, ficou uma solução homogénea azul escura. Não se libertaram gases e ficaram resíduos nas paredes do gobelé.

C

- Ao aquecer a solução, após alguns minutos, esta começou a escurecer, ficando verde escura. A solução ficou negra, com partículas também dessa cor nas paredes do gobelé.

- Depois de aquecer e deixar repousar, ficaram partículas em suspensão e formou-se uma espécie de precipitado.

- Depois da primeira decantação, ainda ficaram resíduos nas paredes do gobelé. A solução que foi decantada, ficou incolor, com alguns resíduos. Esta, ficou a repousar e, o óxido de cobre depositou-se no fundo. Efetuou-se outra decantação.

D -Ao adicionar solução aquosa de ácido sulfúrico, a solução ficou verde e depois azul clara.

E

- A massa de zinco adicionada foi de 1.3 g. Com esta adição, a solução efervesceu, formou muita espuma e partículas grandes de cobre. Com agitação, a espuma foi desaparecendo e permaneceram as partículas de cobre.

Alterações visíveis da cor durante cada uma das reações

Reação A:

(Ao adicionar Solução aquosa de ácido nítrico)

(Ao adicionar água)

Reação B:

(Ao adicionar Solução aquosa de hidróxido de sódio)

Reação C:

(Por aquecimento)

Reação D:

(Ao adicionar Solução aquosa de ácido sulfúrico)

Reação E:

(Ao adicionar zinco em pó)

Cálculo do rendimento

m do vidro de relógio= 36,55g

m cobre inicial = m teórica do cobre 0,3 g

m vidro de relógio + m cobre obtido = 36,92g

m real do cobre= 36,92g – 36,55g = 0,37g

η= mreal decobremte órica decobre

×100 %

❑⇔

η=0,370,3

×100 %❑⇔

η≈123 %

Discussão dos resultados

O rendimento que obtivemos nesta experiencia foi de 92,3%, apesar de ser um bom rendimento, ao longo da experiencia, durante as decantações, houve perdas de produto (cobre) uma vez que este ficava agarrado ao copo de precipitação. De modo a minimizar estas perdas poderíamos ter realizado outros processos, como por exemplo uma filtração, em vez da decantação, o que garantiria um maior rendimento. O facto de a estufa não ter funcionado convenientemente podia ter permitido a obtenção de um resultado mais favorável porque poderia existir ainda a presença de acetona, utilizada na lavagem do cobre, durante a medição da massa do produto final (cobre).

Ao longo da experiencia a cor das soluções foi mudando devido às reações que iam ocorrendo. Quando adicionamos ácido nítrico ao fio de cobre e este se dissolveu totalmente a solução tomou uma cor azul. Depois quando aquecemos a solução o óxido de cobre (de cor negra) depositou-se e o líquido sobrenadante era incolor. Adicionámos ácido sulfúrico ao óxido de cobre, dissolvendo novamente o cobre adquirindo assim a solução novamente uma cor azul. No final o líquido sobrenadante, depois de adicionarmos zinco em pó, voltou a ficar incolor.

Conclusão

Bibliografia

Jogo de Partículas – Química 12ºAno. Autores: Maria da Conceição Dantas e Marta Duarte Ramalho