apostila prticas qib - 2010

Bacharelado em Química Tecnológica

Roteiros de Aulas Práticas

Química Inorgânica B Prof. Antônio Baraçal Prado Jr.

Profa. Natália Valenga Parizotto

Apostila elaborada pelo Prof. Wagner Alves Carvalho

CEATEC – 2010

Aulas Práticas de Química Inorgânica B 1

1. Objetivos

Os experimentos selecionados para esta disciplina visam reforçar conceitos fundamentais da Química Inorgânica, complementando o conteúdo visto na teoria e familiarizando o aluno com novos métodos, técnicas e equipamentos. Além disso, espera-se que o aluno desenvolva e amplie sua capacidade de compreensão de fenômenos, aplicação da metodologia científica, desenvolvimento de modelos e capacidade de relatá-los de maneira crítica, clara e objetiva. 2. Equipes

As equipes com, no máximo, 3 alunos, serão formadas conforme as afinidades

pessoais dos seus membros. Estas equipes serão mantidas durante todo o semestre letivo, salvo exceções com a concordância do professor. Do mesmo modo, cada equipe deverá ocupar sempre o mesmo local no laboratório, designado na primeira aula. 3. Horários

Os alunos deverão dirigir-se ao laboratório no horário determinado para a sua

turma, onde receberão as explicações iniciais sobre o experimento. O aluno que não estiver presente durante esta explicação não poderá realizar a prática. Só será permitida a permanência no laboratório daqueles alunos que obedecerem às regras de segurança estabelecidas para os laboratórios de Química. 4. Critérios de Avaliação

Os conteúdos desenvolvidos no laboratório serão avaliados por duas provas teórico-práticas, uma ao final de cada bimestre, a serem realizadas pelas equipes de laboratório compostas por no máximo 3 alunos. Só poderão participar da resolução das provas e terem atribuídas as respectivas notas aqueles alunos que participarem efetivamente da realização das práticas.

A média aritmética das avaliações teórico-práticas corresponderá a 30% da média final.


PRÁTICA 1 ESTADOS DE OXIDAÇÃO DO FERRO

Os estados de oxidação mais comuns do ferro são +2 e +3. É relativamente

fácil preparar soluções aquosas contendo ferro em ambos os estados de oxidação. Sais de ferro(II) são esverdeados e, em solução aquosa, ocorre a oxidação lenta a ferro(III) pela dissolução do oxigênio atmosférico na solução. O íon ferro(II) é precipitado por bases, que não se dissolvem em excesso do agente precipitante. Sais de ferro(III) são alaranjados, embora o íon ferro(III) seja incolor. O ferro(III) apresenta comportamento ácido:

Fe3+

+ H2O Fe(OH)2+

+ H+

e o hidroxi-complexo formado é o responsável pela coloração. 1. Objetivos: observar algumas propriedades de óxido-redução de compostos contendo o íon ferroso e o íon férrico. 2. Materiais: 10 tubos de ensaio, estante para tubos, 4 pipetas graduadas de 5 mL,

proveta de 50 mL, erlenmeyer de 125 mL, conta-gotas, béquer de 250 mL, espátula, vidro de relógio. Reagentes: KSCN 0,1 M, FeCl3

0,1 M, HCl conc.,

NaOH 0,1 M, Zn em aparas, FeSO4 0,1 M recém preparada, NaOCl comercial

concentrada. 3. Procedimento: a) Preparar uma série de 8 tubos de ensaio, cada um contendo 5 mL de KSCN 0,1M. Adicionar 20 mL de FeCl3

0,1 M e 5 mL de HCl conc. em um erlenmeyer de 125 mL.

Adicionar algumas aparas de zinco metálico e, na medida em que o zinco for sendo consumido, continuar a adição, de modo que o meio reacional fique sempre na presença de um pequeno excesso de zinco. Marcar o tempo a partir da primeira adição de zinco ao erlenmeyer, mantido sob agitação. No tempo zero e a cada 3 minutos, retirar uma gota da solução e adicionar a um dos tubos contendo KSCN 0,1 M. Observar as colorações. b) Em um vidro de relógio, adicionar 2 gotas de FeSO4

0,1 M e 5 gotas de NaOH 0,1

M. Agite e observe. Repetir o procedimento, substituindo a solução de NaOH por 2 gotas da solução de NaOCl em meio básico. c) Em um vidro de relógio, adicionar 2 gotas de FeCl3

0,1 M e 2 gotas de NaOH 0,1

M. Repetir o procedimento substituindo a solução de NaOH pela solução de hipoclorito em meio básico. Observar as fases formadas. 4. QUESTÕES: a. Explicar as variações de cores no sistema Fe-Zn e Fe-SCN em termos de intensidade de coloração. Mostre equações balanceadas. b. Explicar as alterações dos tubos no item b) e monte equações balanceadas. Qual a função do NaOCl ? c. Explicar as alterações dos tubos no item c) e monte equações balanceadas. Compare o efeito da solução de NaOCl/NaOH nos dois itens. d. Baseando-se na tabela de potenciais-padrão (E

o) deduza a espécie de ferro (Fe

2+

ou Fe3+

) predominante em: a) uma solução aquosa em atmosfera inerte b) adição de HClO4

ao item a)

c) borbulhar O2 em a)


e. Discuta se uma solução aquosa de Fe(NO3)2 tem um valor de pH maior ou menor

do que o de uma solução de Fe(NO3)3.


PRÁTICA 2 QUÍMICA DO MANGANÊS

Os estados de oxidação mais comuns do Mn são +2, +3, +4, +6 e +7. Os dois

primeiros são básicos, o estado +4 é anfótero e os dois últimos são ácidos (existem somente como manganato MnO4

-2

e permanganato MnO4-).

O Mn2+

é importante em enzimas como a arginase, produzida no fígado de mamíferos, responsável pela conversão de produtos nitrogenados no metabolismo da uréia. Complexos de Mn

3+

e Mn4+

participam da liberação de O2 no processo de

fotossíntese. Mn6+

e Mn7+

são agentes oxidantes fortes, inclusive como bactericidas. Mn é empregado na indústria ceramista (coloração avermelhada ou púrpura), na fabricação de pilhas e como elemento essencial para o crescimento de plantas (enzimas fosfotransferases). 1. Objetivos: identificar a presença e estabilidade de algumas espécies de Mn em diferentes estados de oxidação; quantificar Mn em minérios. 2. Materiais: 3 tubos de ensaio, estante para tubos, 2 pipetas graduadas de 5 mL e

uma de 10 mL, espátula, cadinho e triângulo de porcelana, banho-maria fervente (na capela). Reagentes: MnSO4

0,1 M, MnO2, HCl conc., H2SO4

conc., NaNO3, solução de

NaOCl 0,1 M em NaOH 0,1 M, NaOH(S), KMnO4 0,02 M, H2SO4

3 M, Na2SO3

sat.,

NaOH 1M. 3. Procedimento: PARTE 1: - Em um vidro de relógio adicione 2 gotas de MnSO4

0,1 M e 1 gota de NaOH 1 M.

Observe as alterações de coloração contra um fundo escuro. - Pese aproximadamente 0,05 g de MnO2

e transfira para um tubo de ensaio.

Adicione 5 mL de HCl conc. e aqueça o conteúdo do tubo por imersão em um banho-maria com suporte para tubos (na capela). Agite continuamente o tubo. Observe as alterações. - Em um cadinho de porcelana pese 0,5 g de MnO2

e 0,5 g de NaNO3. Adicione cerca

de 7 pastilhas de NaOH, misture bem e aqueça cuidadosamente até fusão. Mantenha a mistura em fusão por 30 min e deixe esfriar à temperatura ambiente. Observe as alterações. Introduza 1 mL de NaOH 1 M e 9 mL de H2O, misture com a baqueta até dissolver a maior parte do sólido formado. Recolha 2 mL do líquido formado, adicione 2 mL da solução de NaOCl 0,1 M - NaOH 0,1 M, agite e aqueça em banho-maria. Observe as alterações. - Em um vidro de relógio, adicione 2 gotas de KMnO4

0,02 M, 2 gotas de H2SO4

3 M e

2 gotas de Na2SO3 sat.. Em outro vidro de relógio, adicione 2 gotas de KMnO4, 2

gotas de água e 2 gotas de Na2SO3 sat. Em outro vidro de relógio, adicione 2 gotas

de KMnO4, 2 gotas de NaOH 1M e 2 gotas de Na2SO3 sat. Observar as alterações em

cada caso. PARTE 2: Materiais e reagentes: 4 béqueres (150 mL), pera de borracha, cubetas, pipeta volumétricas (1 e 2 mL), 2 pipetas graduadas (5 mL), espátula, balança, balão volumétrico (100 mL), ácido fosfórico concentrado, MnSO4 0,01 M, KIO4(s), amostra de criptomelana (100 mg dissolvidos em 5 mL de água + 10 mL de HCl à quente, avolumados a 50 mL)


Determinação de Mn em minério: Curva de calibração: Em béqueres de 150 mL, adicionar 1, 2 e 3 mL da solução de MnSO4

0,01 M.

Adicionar 5 mL de H3PO4, 0,3 g de KIO4 e 20 mL de água. Levar a ebulição por 2

min. Avolumar para 100 mL. Medir a absorbância de todas as soluções em 545 nm. Montar um gráfico de absorbância vs. massa de Mn (em mg). Tratamento da amostra: Retirar 1 mL da amostra de minério solubilizado e transferir para um béquer de 150 mL. Adicionar 5 mL de H3PO4

conc., 1,0 g de KIO4

e 10 mL de água. Levar a ebulição

por 2 min, avolumar a 100 mL e ler a absorbância da solução. Calcule a quantidade de Mn no minério através da curva padrão. 4. QUESTÕES: a. Escreva equações para todos os testes efetuados, mostrando a espécie de Mn mais estável em cada meio. b. Determine o teor de Mn no minério analisado (mostre os cálculos). c. Por que H3PO4

é necessário na determinação de Mn?

d. Qual a vantagem da utilização de permanganato como oxidante em titulações? Algumas reações do Mn: MnO2

+ 4H

+

+ 2Cl-

Mn2+

+ Cl2 + H2O

MnO2 + NaNO3

+ 2NaOH Na2MnO4

+ NaNO2

+ H2O

MnO4

-

+ 8H+

+ 5 e- Mn

2+

+ 4H2O MnO4

-

+ 2H2O + 3 e- MnO2

+ 4OH

-

MnO4

-

+ e- MnO4

-2


PRÁTICA 3 QUÍMICA DO CROMO

PREPARAÇÃO DE ACETATO DE CROMO(II) HIDRATADO O Cromo foi descoberto por Vauguelin em 1797 e ocorre primariamente como o espinélio cromita (FeO.Cr2O3). Ligas de Fe-Cr são utilizadas em aços inoxidáveis e são produzidas por aquecimento do espinélio, na presença de carbono. Os compostos de cromo são todos coloridos, sendo o seu nome derivado do grego chroma, que significa cor. Devido a presença de elétrons 3d e 4s, todos os estados de oxidação formais de 0 a +6 são conhecidos. Entretanto, são estáveis em solução aquosa apenas os estados +3 e +6. Este último representa uma espécie fortemente oxidante em solução ácida:

Cr2O7

2-

+ 14H+

+ 6 e- 2Cr

3+

+ 7H2O Eo

= +1,23 V Por outro lado, Cr

2+

é um forte agente redutor: Cr

3+

+ e- Cr

2+

Eo

= -0,41 V Conseqüentemente, ele pode ser facilmente oxidado pelo oxigênio. De fato, o íon cromoso pode ser utilizado como capturador de oxigênio, e só pode ser guardado na ausência de ar (preferencialmente como um sal insolúvel). 1. Objetivo: Verificar as propriedades redox do cromo e preparar um composto a partir de uma espécie instável ao ar. 2. Materiais e reagentes: PARTE 1: Zn em pó, Na2SO3, H2O2 10V e 130V, NaOH 1M e 6M, NH4OH 3M, CrCl3

0,1M, H2SO4

3M, K2Cr2O7

0,1 M, K2CrO4

0,1 M, HCl conc., suporte para tubos, 4 tubos

de ensaio pequenos, placa de petri grande, 6 conta-gotas, 3 pipetas (2 mL), espátula, banho-maria PARTE 2: CrCl3, zinco granulado, HCl conc., acetato de sódio, espátula, 1 béquer (100 mL), 1 erlenmeyer (250 mL), 1 kitassato (250 mL), 1 tubo de vidro, 1 pedaço de mangueira de látex, rolha de borracha para o kitassato. 3. Procedimento PARTE I Em uma placa de petri grande dispor 5 gotas (em posições distintas) de K2Cr2O7

0,1

M. Adicionar: - À primeira gota: 1 gota de água - À segunda gota: 1 gota de NaOH 1 M Compare as cores das duas soluções com a de uma solução de K2CrO4. - À terceira gota: 1 gota de H2SO4

3 M e 2 gotas de H2O2

3%

- À quarta gota: 1 gota de H2SO4 3 M e cristais de Na2SO3

- À quinta gota: algumas partículas de Zn em pó e 2 gotas de HCl conc.


Em quatro tubos de ensaio adicionar 1 mL de CrCl3 0,1 M. Ao primeiro, adicionar 3

gotas de NaOH 1 M, observar e adicionar mais 10 gotas. Ao segundo, repetir o teste acima com NH4OH 3 M. Ao terceiro, adicionar 5 gotas de NaOH 6 M e 10 gotas de H2O2

30%, aquecendo a solução suavemente em banho-maria. Ao quarto tubo,

adicionar 5 gotas de H2SO4 3 M e 10 gotas de H2O2

30%, aquecendo suavemente em

banho-maria. Observar as alterações nos quatro tubos. PARTE II - Preparação do acetato de cromo(II):

Montar o sistema reacional conforme

figura. Antes de iniciar o experimento, verificar se todas as junções da aparelhagem estão firmes. Em um erlenmeyer, preparar uma solução de 15 g de acetato de sódio triidratado em 30 mL de água destilada. Em um béquer de 100 mL, dissolver 3,0 g de CrCl3.6H2O em 20 mL de água destilada (aquecer, se necessário) e colocar, juntamente com 15,0 g de zinco granulado, no kitassato. Adicionar 35 mL de HCl conc. e fechar o kitassato com a rolha. Assim que a solução apresentar coloração azul pura (não deve ser acinzentada ou verde-azulada) incliná-lo, de modo que o líquido azul seja conduzido ao erlenmeyer contendo a solução de acetato de sódio. Observar a coloração. Resfriar o erlenmeyer e filtrar o sólido formado a vácuo, anotando sua coloração.

4. Questões: a. Escreva equações químicas que representem todos os testes realizados. b. Como explicar a diferença de comportamento do H2O2

em relação à conversão Cr

6+

/ Cr3+

em meio ácido e básico? c. Zinco tem duas funções no sistema de produção de Cr(ac)2. Quais são? d. Zn poderia ser substituído por Fe ou Sn? Justifique. e. Escreva todas as reações envolvidas no processo. f. O que indica a coloração azul no Kitassato? g. O que acontece se Cr

3+

for transferido para o erlenmeyer contendo acetato?


PRÁTICA 4 ANALISADOR DE ÁLCOOL

A análise da presença de etanol no sangue pode ser feito de várias maneiras. Tendo relação direta com a quantidade presente no hálito, alguns equipamentos têm sido utilizados na identificação e quantificação do etanol, principalmente em motoristas. Um dos primeiros métodos de identificação utilizou uma reação de óxido-redução bem conhecida. Representada na equação abaixo, este método envolve a redução do Cr(VI) presente no íon dicromato (alaranjado) a Cr(III) (esverdeado) por reação com etanol que, por sua vez, é oxidado a acetaldeído.

8H+

+ Cr2O72-

+ 3C2H5OH 2Cr3+

+ 3C2H4O + 7H2O

Instrumentos modernos fazem uso de métodos mais confiáveis e precisos, como os que utilizam os princípios da Espectroscopia na Região do Infravermelho e da Cromatografia Gasosa. Entretanto, o analisador à base de Cr(VI) ainda é uma opção simples e de baixo custo. 1. Objetivos: montar um analisador de álcool à base de cromo 2. Material e reagentes: tubo de vidro (20 cm), chupetinha, béquer (100 mL), pipeta graduada (5 mL), espátula, bagueta, K2Cr2O7

20 g/l, H2SO4

conc., Co(II) impregnado em

silicagel e seco em estufa, K2Cr2O7 impregnado em silicagel, recém preparada (1 g de

K2Cr2O7 em 40 mL de água + 10 mL de H2SO4

conc + 5 g de silicagel), bomba de vácuo.

3. Procedimento: Transferir 2 mL da solução de K2Cr2O7

para um tubo de ensaio e adicionar 0,5 mL de

H2SO4 conc e 10 gotas de etanol. Anotar as alterações ocorridas. Montar o analisador

conforme figura abaixo.

A dimensão total do tubo é de cerca de 20 cm. A extremidade direita é fechada com uma chupetinha. O aquecimento brando deve ser feito na região onde está o algodão embebido em álcool. Caso haja muito etanol no algodão (2 a 3 gotas são suficientes) o tubo deve ser aquecido com uma ligeira inclinação, de modo que não escorra álcool líquido em direção à sílica.* O analisador propriamente dito, é composto por uma camada (cerca de 2 cm) de sílica impregnada com Cr(VI), envolta nas extremidades por uma camada (cerca de 0,5 cm) de sílica impregnada com Co(II). Anotar todas as alterações ocorridas (qual a função da sílica impregnada com Co(II)?). Comparar este método de identificação com os outros dois métodos indicados, explicando a teoria envolvida nos três métodos. *o aquecimento pode ser substituído por vácuo. REF.: www.chemkeys.com/bra/md/eddns_2/sdub_2/sdub_2.htm


PRÁTICA 5 ÍONS COMPLEXOS E COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO

Composto de coordenação é aquele que contém um átomo ou íon metálico rodeado por vários outros átomos, íons ou moléculas covalentemente ligados, chamados de ligantes. Os ligantes podem ser moléculas do próprio solvente utilizado, ou então, espécies adicionadas ao íon metálico. 1. Objetivo: Preparar e observar a formação de alguns compostos de coordenação. 2. Materiais e reagentes: Suporte para tubos, 8 tubos de ensaio, espátula, pera de borracha, pipetas graduadas (2 e 5 mL), pisseta. FeCl3

0,1M, KSCN 0,1M, NH4OH 6M, AgNO3

0,1M, NaCl 0,1M, ZnSO4

1M, NaOH 2M,

Cu2+

, Co2+

, HCl conc., NaF, CuSO4. 3. Procedimento: a. Obter uma amostra de sulfato de cobre anidro e observar a sua coloração.

Dissolver o sal anidro em água e observar (reservar para a parte “c”) b. Em um tubo de ensaio, adicionar 3 gotas de FeCl3

0,1 M e uma gota de KSCN 0,1

M. Observar as alterações. Adicionar alguns cristais de NaF. Observar as alterações.

c. Adicionar algumas gotas de NH4OH 6 M à solução de Cu2+

obtida na primeira parte do procedimento. Observar as alterações.

d. Adicionar 10 gotas de AgNO3 0,1 M em dois tubos de ensaio. Ao primeiro,

adicionar 1 mL de NH4OH 6 M. Aos dois tubos, adicionar 5 gotas de solução aquosa de NaCl 0,1 M. Comparar os resultados.

e. Em um tubo de ensaio, adicionar 5 gotas de ZnSO4 1 M e NaOH 2 M, gota a gota,

até que se forme um precipitado. Continuar a adição de NaOH em excesso. Observar as alterações.

f. Em 2 tubos de ensaio, adicionar 10 gotas de soluções aquosas de Cu2+

e Co2+

, respectivamente. A cada um deles, adicionar HCl conc., gota a gota, até alteração visível.

4. Questões: a. Descreva todas as alterações observadas nos testes realizados. b. Escreva as equações que representam as reações ocorridas em cada um dos e

ensaios acima.


PRÁTICA 6 COMPLEXOS DE COBALTO(II)

1. Objetivo: avaliar o comportamento de alguns complexos metálicos formados com o cátion cobalto(II). 2. Materiais e reagentes: balança, 6 tubos de ensaio médios, 1 tubo de ensaio grande, 1 pipeta graduada de 2 mL, 1 pipeta graduada de 5 mL, 1 pipeta graduada de 10 mL, 1 pipeta graduada de 25 mL, 4 conta-gotas, pedaços de papel branco, baqueta, estante para tubos, espátula, pêra de borracha, banho de gelo, 1 banho-maria (na capela), estufa a 100

oC. HCl conc., CoCl2

0,1M, CoCl2.6H2O, Al(NO3)3,

Ca(NO3)2, Cu(NO3)2, Mn(NO3)2, Ni(NO3)2, Co(NO3)2, KSCN, etanol, acetato de metila, butanol (na capela). 3. Procedimento: a. Tetraclorocobaltato(II) de cobalto: com o auxílio de uma baqueta, utilizar a solução de CoCl2

0,1M como tinta e escrever em um papel branco (as letras devem ficar

fracamente rosadas, quase incolores – caso contrário, diluir mais a solução). Aquecer o papel em estufa e observar o aparecimento das letras. O que acontece com as letras se o papel for exposto ao ambiente? Por quê? b. Em um tubo de ensaio adicionar 1 mL da solução de CoCl2

0,1M e, em capela,

adicionar cerca de 2 mL de HCl concentrado. Observar. Adicionar gotas de água destilada ao tubo até nova alteração. Estando a solução púrpura, dividir o conteúdo do tubo em dois outros, mantendo um deles em banho de gelo e o outro em banho-maria. Observar. Avaliar todas as alterações observadas. c. Em um tubo de ensaio grande, adicionar 0,1 g de CoCl2.6H2O e 3 mL de butanol. Agitar. Observar a coloração e adicionar 3 mL de água, sob agitação. Adicionar vagarosamente cerca de 1,5 mL de HCl conc. Sobre a camada de butanol, sem promover agitação (deixar escorrer pela parede do tubo). Observar a coloração das fases, agitar o sistema e observar novamente. Adicionar cerca de 0,1 g de KSCN e agitar até dissolução do sólido. Observar. Avaliar todas as alterações observadas. 4. Questões a. Verificar a coloração dos sais fornecidos: Al(NO3)3, Ca(NO3)2, Cu(NO3)2, Mn(NO3)2,

Ni(NO3)2, Co(NO3)2. Relacionar com o cátion e a sua respectiva posição na tabela periódica.


PRÁTICA 7 DETERMINAÇÃO DA COMPOSIÇÃO DE UM COMPLEXO

1. Objetivo: determinar a composição de um complexo através da titulação de uma amostra contendo o cátion metálico com uma solução padronizada de amônia. 2. Material e reagentes: bureta de 50 mL, suporte universal, garra, mufa, erlenmeyer de 250 mL, béquer de 250 mL, pipeta volumétrica de 10 mL. AgNO3

0,2M

padronizado, HCl 0,2M padronizado, NH4OH 0,2M, vermelho de metila. 3. Procedimento: Padronizar uma solução de NH4OH 0,2M: retirar uma alíquota de 20 mL da solução de NH4OH e titular com solução de HCl previamente padronizado, utilizando vermelho de metila ou verde de bromocresol como indicador (no mímino, em duplicata). Lavar a aparelhagem para titulação e completar a bureta com a solução de NH4OH. Titular 10 mL da solução de AgNO3, adicionando lentamente a solução de NH4OH, sob agitação, até que o precipitado formado torne-se solúvel novamente. Repetir este procedimento por mais duas vezes (resultado em triplicata). 4. Questões a. Calcular a fórmula do complexo prata-amônia assumindo que cada íon complexo contém só 1 átomo de prata. b. Indicar todos os cálculos utilizados na padronização do NH4OH.


PRÁTICA 8 SÍNTESE DO CLORETO DE HEXAMINONÍQUEL(II)

[Ni(NH3)6]Cl2

O metal níquel é dúctil e resistente a corrosão. Ocorre na natureza em

combinação com arsênio, antimônio e enxofre. Apresenta condutividade elétrica e térmica elevadas. Em solução aquosa o estado de oxidação 2+ é o mais importante, sendo pouco comuns as reações de oxidação de 2+ para 3+.

O íon Ni(II) em solução aquosa encontra-se coordenado a moléculas de água em uma geometria octaédrica, formando o íon complexo [Ni(H2O)6]

2+, de cor verde. Em muitos casos, a formação de outros complexos ocorre através de reações de substituição das moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, etilenodiamina, etc., ou ânions: Cl-, OH-, etc.).

A reação de formação do complexo cloreto de hexaaminoníquel(II), por exemplo, resulta da troca de moléculas de água por moléculas de amônia, no complexo octaédrico [Ni(H2O)6]

2+,

[Ni(H2O)6]2+

(aq) + 6 NH3(aq) [Ni(NH3)6]2+

(aq) + 6H2O(l)

O cloreto de hexaaminoníquel(II), [Ni(NH3)6]Cl2, é um sólido (cristais de cor azul-violeta) com estrutura cristalina cúbica, solúvel em água e em solução aquosa de amônia, mas insolúvel em amônia concentrada, álcool etílico e éter.

Este complexo decompõe-se pelo aquecimento liberando NH3(g), transformando-se em um sólido de cor verde. O mesmo acontece com sua solução aquosa, que muda de azul-violeta para verde com o aquecimento.

A obtenção de [Ni(NH3)6]Cl2 pode ser feita pela reação entre a amônia concentrada e solução de cloreto de níquel(II). A equação da reação de obtenção pode ser escrita como:

NiCl2 .6H2O(s) + 6 NH3(aq) [Ni(NH3)6]Cl2 (s) + 6 H2O(l)

1. Objetivo: sintetizar um complexo de níquel a partir de seus constituintes, além de sua separação do meio reacional. 2. Material e reagentes: PARTE I – 2 béqueres (100 mL), 2 béqueres (250 mL), bico de Bunsen, tripé, tela de amianto, funil analítico, pipeta graduada (10 mL), frasco com tampa, erlenmeyer (250 mL), banho de gelo, espátula, proveta (100 mL), papel de filtro qualitativo e 42, filtração a vácuo, proveta (50 mL), NH4OH conc. Gelada, NiSO4.6H2O, Na2CO3, HCl conc., gelo, etanol, acetona, PARTE II – 2 erlenmeyers (250 mL), espátula, 2 buretas (25 mL), pipeta volumétrica (10 mL), indicador composto (10 mL de verde de bromocresol 0,1% + 2 mL de vermelho de metila 0,1%), HCl 0,1 M padronizado, solução tampão pH 10 amoniacal, negro de eriocromo-T, EDTA 0,1 M padronizado, Mg2+

0,05 M padronizado, AgNO3 0,1M.

3. Procedimento – PARTE I Dissolver 7 g de NiSO4.6H2O em cerca de 80 mL de água quente. Dissolver 3 g de Na2CO3 anidro em 50 mL de água quente. Misturar as duas soluções e aquecer, sob agitação. Filtrar o precipitado em papel qualitativo. Dissolver o mesmo em 8 mL de HCl e aquecer em bico de Bunsen até evaporar o excesso de HCl (cerca de 10 min).


Resfriar a solução a temperatura ambiente (utilizando água corrente) e adicionar sob agitação, na capela, cerca de 15 mL da solução resfriada de NH4OH (a coloração deve passar de incolor/azul/violeta). Resfriar em banho de gelo. Adicionar cerca de 25 mL de etanol resfriado. Filtrar a vácuo, lavando os cristais com pequenas porções de acetona. Pesar e calcular o rendimento. PARTE II: Identificação dos constituintes do complexo: 1. Amônia: dissolver cerca de 0,03 g da amostra (pesada em balança analítica) em água e adicionar 3 gotas de um indicador composto (verde de bromocresol + vermelho de metila). Titular com HCl 0,1 M padronizado. 2. Níquel: dissolver cerca de 0,18 g da amostra (pesada em balança analítica) em 25 mL água e adicionar 1 mL de solução tampão pH 10. Adicionar 10 mL de uma solução 0,1 M de EDTA e 8 gotas de negro de eriocromo-T (a coloração deve ser azul petróleo). Titular o excesso de EDTA com solução 0,05 M de Mg2+

até coloração violeta. 3. Cloreto: Em um tubo de ensaio, adicione 3 gotas de solução de AgNO3

0,1M a 5 gotas

de uma solução diluída do complexo. Observe o precipitado que se forma. Recolher o restante dos cristais secos em um frasco com tampa; identificar e guardar. 4. Questões: a. Identificar o composto de níquel formado em todas as etapas do procedimento. b. A reação mais óbvia de ocorrer seria a formação de hidróxido de níquel (Ni2+ em meio básico). Entretanto, pudemos observar a formação do complexo ao invés do hidróxido. Sugira uma razão para o observado. c. Calcular a composição do complexo através dos testes realizados (1 e 2). Os valores são compatíveis com o esperado?


PRÁTICA 9 Princípios da Termodinâmica Envolvidos na Química Inorgânica

Reações não espontâneas podem ser forçadas a ocorrer por acoplamento cinético com outras que são espontâneas. Tais sistemas são de grande importância em organismos vivos, onde a força que induz reações não espontâneas é fornecida pelo processo de respiração. Um exemplo inorgânico destes processos é dado pela oxidação de Co(II) a Co(III) por peróxido de hidrogênio, que não é uma reação termodinamicamente favorável, uma vez que o potencial de oxidação do par Co(II)/Co(III) é maior do que o potencial do agente oxidante (H2O2). 1. Objetivo: demonstrar a influência dos ligantes e o acoplamento cinético de uma reação de oxidação. 2. Materiais e reagentes: erlenmeyer (250 mL), espátula, proveta (100 mL), pipeta (5 mL), béquer (125 mL), béquer (250 mL), Co(NO3)2.6H2O, H2O2

30%, KHCO3, HNO3 4M.

3. Procedimento Em um erlenmeyer de 250 mL preparar uma solução contendo 2,9 g de Co(NO3)2.6H2O em 50 mL de água. Adicionar 0,5 mL de H2O2

30%. Anotar a coloração.

Preparar uma solução contendo 20 g de KHCO3, 80 mL de água e 0,5 mL de H2O2 30%. Adicionar vagarosamente esta solução ao erlenmeyer contendo o Co(II) – cuidado com a evolução de gases, adição lenta escorrendo pelas paredes do erlenmeyer. Anotar a coloração. Retirar 20 mL da mistura contida no erlenmeyer e adicionar vagarosamente 80 mL de HNO3 4M. Anotar a coloração. Adicionar H2O2

30% até mudança de coloração.

Co3+

+ e- Co

2+

E0

= +1,83 V H2O2

+ 2H

+

+ 2 e- 2H2O E

0

= +1,77 V Co

2+

Co3+

+ e- E

0=-1,83V Co

2+

Co3+

+ e- E

0=-1,83V

F2 + 2 e

- 2F

-

E0=+2,87V Cr2O7

2-

+ 14H+

+ 2 e- 2Cr

3+

+7H2O E0=+1,33V

____________________________ _______________________________________

Comparativo Bio-inorgânico:


PRÁTICA 10 INFLUÊNCIA DOS LIGANTES NO CAMPO CRISTALINO

1. Objetivos: Avaliar a influência dos ligantes na energia de separação dos orbitais no campo cristalino, através da espectroscopia no visível. 2. Material e reagentes: 4 béquer (100 mL), 1 baqueta, espátula, 3 pipetas graduadas (5 mL), proveta (50 mL), pisseta, 5 tubos de ensaio, pinça de madeira, Cu(NO3)2

1M, NiCl2

0,1M, etilenodiamina 10%, NH4NO3

(S), NH4OH 1M, NH4OH 2M,

NH4OH 3M, NH4NO3 2M

3. Procedimento PARTE 1 – Compostos de níquel - Registrar o espectro UV-visível (200 a 500 nm) de uma solução aquosa de cloreto de níquel. - Em um tubo de ensaio, adicionar 1 mL da solução de cloreto de níquel e 1 mL de etilenodiamina 10%. Agitar e registrar novamente o espectro. - Identificar o λ de máxima absorção nos dois espectros. Comparar os valores e relacioná-los ao campo dos ligantes. Calcular os valores de Δ. PARTE 2 – Compostos de cobre - Em um tubo de ensaio, adicionar 1 mL da solução de Cu(NO3)2

1M e nitrato de

amônio sólido até saturação. Adicionar lentamente 1 mL de NH4OH 1M. Saturar novamente com nitrato de amônio sólido. Em béquer de 100 mL, misturar rapidamente 1 mL desta solução com 24 mL de NH4NO3

2M. Registrar o espectro na

faixa de 400 a 820 nm. - Repetir o procedimento do parágrafo anterior duas vezes, substituindo a solução de NH4OH 1M por soluções 2M e 3M, respectivamente. Registrar os espectros. - Diluir 0,5 mL de Cu(NO3)2

1M em 25 mL de água. Registrar os espectros.

- Comparar os máximos de absorção e deduzir sobre os ligantes do cobre. Calcular os valores de Δ.


PRÁTICA 11 DETERMINAÇÃO DE Δ EM COMPLEXOS DE Cr

A diferença de energia entre os níveis eg

e t2g

de um metal de transição é

representada por Δ. A magnitude de Δ pode ser avaliada em relação ao campo dos ligantes na esfera de coordenação do metal. Para o Cr

3+

temos 3 elétrons d na camada de valência (3 elétrons em t2g). Então, o valor de Δ pode ser calculado em relação a passagem de 1 elétron para eg

(2 t2g

e

1eg), o que ocorre no maior comprimento de onda observado no espectro UV-visível. Os complexos de crômio obtidos em solução aquosa a partir dos sais cloreto, nitrato e etilenodiamina são respectivamente: [Cr(H2O)4Cl2]

+, [Cr(H2O)6]

3+, [Cr(en)3]

3+

1. Objetivos: Avaliar a influência dos ligantes na energia de separação dos orbitais

no campo cristalino e determinar o valor de Δ. 2. Material e reagentes: 3 béquer (100 mL), 1 proveta (50 mL), 1 bagueta, 2 pipetas graduadas (25 mL), 1 balão de fundo redondo (250 mL), 1 condensador de bolas, pisseta, manta de aquecimento, espátula, funil de filtração, papel de filtro qualitativo, zinco em grãos, soluções 0,1 M de Cr(NO3)3.3H2O e de CrCl3.6H2O, etilenodiamina, metanol 3. Procedimento Em balão de fundo redondo, adicionar 0,5 g de Zn metálico e 1,5 g de CrCl3.6H2O. Adicionar cuidadosamente ao balão, em capela, 10 mL de metanol e 10 mL de etilenodiamina. Conectar o balão ao condensador e manter sob refluxo por 20 min. Desligar o aquecimento, resfriar o balão em água corrente e filtrar o produto sólido, lavando com pequenas porções de metanol. Recolher uma ponta de espátula do sólido amarelo em béquer de 100 mL, dissolver em 50 mL de água e filtrar (o filtrado deve apresentar coloração amarela).

Obter os espectros das soluções de Cr(NO3)3.3H2O, CrCl3.6H2O e [Cr(en)3]3+

(250 a 800 nm) Identificar a absorção de maior λ nos três espectros. Calcular o valor de Δ para os três compostos e relacioná-los ao campo dos ligantes (etilenodiamina, água e cloreto).

en > H2O > Cl-


PRÁTICA 12 SÍNTESE DO NITRATO DE

TETRAAMINCARBONATOCOBALTO(III) 1. Objetivos: Sintetizar um complexo a partir de seus constituintes e verificar experimentalmente algumas de suas propriedades. Atenção! O complexo obtido no Experimento 12 será também utilizado no Experimento 13. Após a Síntese, reservar o composto para a próxima prática. 2. Material e reagentes: PARTE I - 2 béquer (100 mL), 1 proveta (50 mL), 1 bagueta, 2 pipetas graduadas (10 mL), 1 béquer (250 mL), vidro de relógio pequeno, caneta para retroprojetor, espátula,

(NH4)2CO3 (s), NH4OH conc., Co(NO3)2.6H2O(s), H2O2

30%,

PARTE II - gelo, 1 conjunto para filtração a vácuo, água gelada, etanol resfriado, 4 tubos

de ensaio, pinça de madeira, pisseta, Na2CO3 (s), NaOH 0,1 M, H2SO4 0,05 M, papel

indicador universal, vidro de relógio grande, estufa a 100oC, papel de filtro qualitativo, pipetas graduadas de 5 e 10 mL, espátulas. 3. Procedimento PARTE I a) Síntese do nitrato de tetraamincarbonatocobalto(III) Dissolver 5,0 g de carbonato de amônio em 15 mL de água destilada. Adicionar, preferencialmente em capela, 15 mL de hidróxido de amônio concentrado. Em outro béquer, adicionar 3,7 g de nitrato de cobalto(II) hexaidratado e 10 mL de água. A essa solução, adicionar a solução de carbonato de amônio sob agitação. Lentamente, adicionar 3 mL de peróxido de hidrogênio a 30%. Transferir a solução para um béquer e evaporar lentamente na chapa de aquecimento em capela (não permitir ebulição). Durante a evaporação, adicionar em pequenas porções e de tempos em tempos, cerca de 2,5 g de carbonato de amônio sólido. Quando o volume da solução se reduzir à metade, cessar o aquecimento. Guardar o béquer identificado, coberto com um vidro de relógio. PARTE II Resfriar o béquer em banho de gelo e filtrar sob vácuo os cristais vermelhos formados, lavando-os com alguns mL de álcool etílico. Pesar e avaliar o rendimento da síntese. b) Propriedades do nitrato de tetraamincarbonatocobalto(III) Adicionar uma porção do complexo a um tubo de ensaio contendo uma solução de ácido sulfúrico diluído. Observar. Repetir o procedimento substituindo o complexo por carbonato de sódio. Compare. Preparar uma solução do complexo e adicionar a uma solução de hidróxido de sódio. Aquecer ligeiramente até observar a precipitação. Colocar um papel indicador umedecido na boca do tubo e observar.

Reações: [Co(H2O)6]+

+ 4NH3 + CO3

2-

Co(NH3)4CO3 + 6H2O

Co(NH3)4CO3 + 1/2H2O2

[Co(NH3)4CO3]

+

+ OH-

4. Questões: a. Qual o reagente limitante? Mostre os cálculos. b. Qual o rendimento do processo? c. Descreva e explique as observações dos testes.


PRÁTICA 13 SÍNTESE DE COMPLEXOS DE

PENTAAMINOCOBALTO(III) As reações de formação de complexos ocorrem pela substituição de moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, etilenodiamina, etc. ou ânions: Cl

-,

OH-, etc.) presentes na solução, seguida geralmente pela oxidação do íon Co

2+. Há

uma reação inicial de substituição das moléculas de água e a seguir, o complexo formado é oxidado pelo oxigênio do ar ou então pela ação da água oxigenada.

Um aspecto importante a ser considerado na preparação dos compostos de coordenação é a possibilidade de formação de isômeros. Compostos de coordenação podem apresentar vários tipos de isomeria: geométrica, óptica, de ligação, de ionização, etc. Assim, complexos octaédricos de Co

3+

como os íons [Co(en)2Cl2]+

e [Co(NH3)4Cl2]

+

apresentam isomeria geométrica enquanto que o íon [Co(en)3]3+

apresenta isomeria óptica. Como exemplos de isômeros de ligação podem ser relacionados os complexos [Co(NH3)5NO2]

2+

e [Co(NH3)5ONO]2+

, onde o íon NO2-

coordena-se, no primeiro caso, através do átomo de nitrogênio e no segundo, através do átomo de oxigênio.

A partir do complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2 é possível substituir o ligante Cl

-

por H2O ou NO2

-

para se obter os compostos [Co(NH3)5H2O]Cl3

e os isômeros nitro [Co(NH3)5NO2]Cl2

e nitrito [Co(NH3)5ONO]Cl2, respectivamente. Embora os complexos

de cobalto(III) sejam caracteristicamente inertes, à temperatura elevada (80ºC), algumas reações de substituição podem ser razoavelmente rápidas. As seguintes equações mostram os passos da substituição envolvidos na preparação:

[Co(NH3)5Cl]2+ + OH- 3NH[Co(NH3)5OH]2+ + Cl-

[Co(NH3)5OH]2+ + H+ [Co(NH3)5H2O]3+

2NO2 + 2H+ N2O3 + H2O

[Co(NH3)5OH]2+ + N2O3 [Co(NH3)5ONO]2+ + NHO2

Em torno de pH = 4, a solubilidade do [Co(NH3)5ONO]Cl2 é baixa e assim o sal de cloreto do nitrito complexo precipita. Finalmente o complexo nitrito se rearranja para dar a forma nitro segundo o equilíbrio:

[Co(NH3)5ONO]2+ [Co(NH3)5NO2]2+

o qual tende bem para a direita em solução ácida. A adição de ácido à mistura em equilíbrio favorece a precipitação do isômero nitro. No entanto, em meio de HCl concentrado, o nitro complexo se solubiliza lentamente. 1. Objetivos: Ilustrar a preparação de complexos através de reações de substituição, verificar suas propriedades e mostrar as diferenças entre isômeros de ligação (nitro e nitrito).


2. Material Utilizado: 3 béqueres 250 mL, 2 pipetas graduadas 10 mL, 2 provetas 50 mL, conjunto para filtração a vácuo, HCl conc., NH4OH conc., papel indicador universal, água gelada, etanol resfriado, NaNO2

(S), banho de gelo, HCl 6M.

3. Procedimento:

Atenção: veja se a sua equipe irá preparar o isômero nitro ou nitrito

a) (Todos fazem) Preparação do cloreto de pentaaminclorocobalto(III) [Co(NH3)5Cl)]Cl2

Em um béquer de 250 mL dissolver 2,5 de nitrato de tetraamincarbonatocobalto(III) (prática 12) em 25 mL de água e adicionar, sob agitação, 4 mL de HCl conc. Cessada a efervescência, adicionar 10 mL de NH4OH conc. Aquecer por 20 min em chapa de aquecimento na capela, sem deixar entrar em ebulição. Resfriar a solução ligeiramente e adicionar 40 mL de HCl conc. Reaquecer a solução por 30 min (observar a mudança de coloração). Resfriar a solução a temperatura ambiente e filtrar os cristais vermelhos a vácuo. Lavar com alguns mL de água gelada e também com cerca de 10 mL de etanol. Pesar e avaliar o rendimento. b) Preparação dos isômeros cloreto de pentaamino(nitro)cobalto(III) e cloreto de pentaamino(nitrito)cobalto(III) [Co(NH3)5ONO]Cl2

Preparar uma solução contendo 25mL de água destilada e 2mL de amônia concentrada e saturar com o complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2. Aquecer ligeiramente (60°C) e filtrar a solução a quente. Resfriar à temperatura ambiente e a seguir, neutralizar com solução de ácido clorídrico diluído (utilizar papel indicador universal). Adicionar 3,00g de nitrito de sódio e agitar a solução até que todo o precipitado avermelhado, formado inicialmente, se dissolva (se necessário, aquecer ligeiramente até 60°C). Resfriar à temperatura ambiente e a seguir, adicionar, muito lentamente no início e depois mais rapidamente 35mL de ácido clorídrico concentrado. Resfriar a solução em banho de gelo. Separar os cristais por filtração à vácuo, lavando-os em seguida com pequenas porções de água gelada, álcool etílico e éter. Explicar porque se pode lavar com estes solventes e porque os solventes devem ser usados nesta ordem. Secar os cristais o máximo possível, no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando. Anotar o resultado. [Co(NH3)5NO2]Cl2

Preparar uma solução contendo 20mL de água destilada e 5 mL de amônia concentrada e saturar com o complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2. Aquecer ligeiramente (60°C) e, se necessário, filtrar a solução a quente. Resfriar à temperatura ambiente e a seguir, neutralizar com solução de ácido clorídrico diluído(utilizar papel indicador universal). Adicionar 1,50g de nitrito de sódio e 1,5mL de ácido clorídrico 6,0mol/L. Agitar apenas o suficiente para completar a mistura. Resfriar a solução em banho de gelo. Separar os cristais por filtração à vácuo, lavando-os em seguida com pequenas porções de água gelada, álcool etílico e éter. Secar os cristais o máximo possível, no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando. Anotar o resultado. Guardar o produto ao abrigo da luz.


4. Questões: a. Calcule o rendimento no item “a”. b. No ítem a) temos a formação de um intermediário contendo água como ligante. Sugira uma razão para que a conversão de carbonato a cloreto não ocorra diretamente, mas sim por intermédio de um aquo-complexo. c. Baseado na TCC, explique a diferença de coloração dos três complexos.


PRÁTICA 14 SÍNTESE DOS ISÔMEROS GEOMÉTRICOS DO CLORETO DE

DICLOROBIS(ETILENODIAMINA)COBALTO(III)

1. Objetivo: Ilustrar a preparação e propriedades de isômeros geométricos. 2. Material e Reagentes: PARTE I - banho-maria, chapa de aquecimento (na capela), espátula, proveta (50 mL), pipeta graduada (10 mL), béquer (250 mL), cloreto de cobalto(II) heptaidratado, etilenodiamina 10%, peróxido de hidrogênio 30%, HCl conc., frasco para amostra. PARTE II - banho-maria fervente, espátula, baqueta, 1 tubo de ensaio, pinça de madeira, metanol, etanol, éter, sistema de filtração a vácuo, papel de filtro quantitativo, tesoura, microscópio, lâminas. 3. Procedimento: PARTE I: trans-diclorobis(etilenodiamina)cobalto(III) Em béquer de 250 mL, misturar 5,7g de cloreto de cobalto(II) heptaidratado com 20 mL de água. Adicionar, em capela, 30 mL de uma solução 10% de etilenodiamina. Agitar até total dissolução. Adicionar à solução acastanhada, 5 mL de peróxido de hidrogênio 30% em porções de 1 mL de 2 em 2 min. Agitar suavemente após cada adição. Deixar em repouso por 10 min e aquecer em banho-maria até cessar a fervura. Adicionar 15 mL de HCl conc. e reduzir o volume a 1/3 do original (observar a formação de uma crosta na superfície) em chapa de aquecimento na capela. Resfriar à temperatura ambiente e reservar para a parte II. PARTE II: cis-diclorobis(etilenodiamina)cobalto(III) Separar por filtração a vácuo os cristais verdes formados na parte I. Secar em estufa. Observar os cristais no microscópio. Em tubo de ensaio, dissolver um pouco do isômero trans- em quantidade mínima de água e aquecer em banho-maria fervente (montar um banho em béquer sobre a bancada) até reduzir o volume da solução violeta à metade. Adicionar 3 mL de metanol e aquecer em banho-maria até variação da cor. Dissolver o restante do precipitado trans obtido numa quantidade mínima (cerca de 3 mL) de água destilada em uma placa de petri e evaporar em banho-maria na capela até a secura. Observar ao microscópio a mistura de isômeros cis e trans. QUESTÕES a. Qual seria a massa de complexo trans- considerando rendimento de 100%? b. Proponha estruturas para os dois complexos. c. Considerando os dois ligantes destes complexos (cloreto e etilenodiamina), qual o mais fácil de ser substituído? Por quê? d. Comparar a estrutura do trans obtido após 1semana com aquele obtido na placa de petri.


PRÁTICA 15 SÍNTESE DO HEXANITROCOBALTATO(III) DE SÓDIO

1. Objetivo: Sintetizar um complexo utilizado na identificação de íons potássio e amônio. 2. Material e reagentes: 1 béquer (250 mL), 2 béqueres (50 mL), 1 pipeta graduada (10 mL), 1 erlenmeyer (250 mL), 1 proveta (50 mL), bomba de vácuo, equipamento de filtração a vácuo, 2 tubos de ensaio, 1 balão volumétrico (25 mL), termômetro, papel de filtro, ar comprimido, vidro de relógio. Nitrito de sódio, nitrato de cobalto(II) hexaidratado, ácido acético 50%, banho de gelo, solução de nitrato de potássio 0,2 M, solução de ácido acético 3 M, solução de acetato de sódio 3M, solução de nitrato de prata 0,05 M, solução de nitrato de amônio 0,2M, etanol resfriado. Amostras numeradas em tubos de ensaio, contendo KNO3, NH4NO3

ou NaNO3.

3. Procedimento a) Dissolver em béquer de 250 mL 15 g de nitrito de sódio em 15 mL de água quente. Deixar esfriar a 50

oC e adicionar, sob agitação, 5 g de nitrato de cobalto(II)

hexaidratado. Em capela, adicionar sob agitação, gota a gota, 5 mL de ácido acético 50%. Transferir a solução para um erlenmeyer de 250 mL e borbulhar ar através da solução por 5 min. Resfriar o líquido castanho-escuro resultante em banho de gelo. Adicionar vagarosamente e sob agitação, cerca de 25 mL de etanol. Separar o precipitado amarelo por filtração a vácuo, lavando com etanol e acetona. Secar em estufa. Pesar e avaliar o rendimento da síntese. Por que houve adição de etanol e resfriamento? b) Identificação de íons potássio Calcular a massa de complexo necessária para preparar uma solução 0,2M, considerando o balão volumétrico disponível. Indique os cálculos. Em um tubo de ensaio adicionar 3 gotas da solução 0,2M de KNO3, 3 gotas de HOAc 3M e 3 gotas de NaOAc 3M. Preparar uma solução 0,2M do complexo sintetizado na etapa anterior e adicionar 6 gotas desta solução ao tubo de ensaio. Caso não ocorra a formação de precipitado após alguns minutos de repouso, tente acelerar o processo adicionando algumas gotas de uma solução de AgNO3. c) Identificação de íons amônio Repetir o procedimento b), substituindo a solução de KNO3

pela solução de nitrato de

amônio.


PRÁTICA 16 SÍNTESE DO SULFATO DE COBRE PENTA-HIDRATADO:

CuSO4.5H2O

1. Objetivo: Sintetizar um sal hidratado de cobre a partir de cobre metálico. 2. Material e reagentes: 2 béqueres (150 mL), 2 pipetas graduadas (5 e 10 mL), funil e kitasato para filtração a vácuo, papel de filtro, bagueta, espátula, fio de Cu, 2 tubos de ensaio, microscópio. Frasco para guardar o produto. H2SO4

1:10, H2O2

1:2, etanol gelado.

3. Procedimento Em um béquer de 150 ml pese 1 g de cobre metálico. Adicione 15 mL de H2SO4

1:10

e 10 mL de H2O2 1:2. Aqueça a mistura até completa dissolução (após 15 min,

adicionar mais 5 mL de H2O2 1:2). Resfriar à temperatura ambiente.

Adicione 10 mL de etanol ao béquer e resfriá-lo em banho de gelo. Após 30 min, filtrar os cristais formados, lavando-os com 5 mL de etanol gelado. Seque os cristais entre folhas de papel de filtro. Pese e avalie o rendimento. Observe os cristais triclínicos formados ao microscópio. Aqueça uma pequena porção do produto em um tubo de ensaio seco, na chama do bico de bunsen. Observe as alterações. Acrescente algumas gotas de água e observe novamente. Importante: Guardar o produto para a aula seguinte. 4. Questões a. Qual a função do peróxido de hidrogênio no processo? b. Calcule o rendimento da reação. c. Interprete as mudanças ocorridas no produto após aquecimento no tubo de ensaio

e após adição de gotas de água.


PRÁTICA 17 SÍNTESE DO SULFATO DE TETRAMINCOBRE (II)

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

1. Objetivo: Sintetizar um complexo de cobre e identificar seus constituintes. 2. Material e reagentes: 1 béquer (250 mL), 2 béqueres (150 mL), 1 proveta (100 mL), 2 pipetas graduadas (5 mL), 1 kitassato (250 mL) + funil de Buchner, bomba de vácuo, equipamento de filtração a vácuo, papel de filtro, fio de Ni-Cr, 3 tubos de ensaio. Sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4

. 5H2O), Solução concentrada de amônia,

Etanol gelado, HCl concentrado, ácido acético 2M, ferrocianeto de potássio 0,2 M, papel de tornassol vermelho, cloreto de bário 0,2 M. 3. Procedimento Em um béquer de 250 ml dissolva, sob agitação, 3,35 g de sulfato de cobre em 18 ml de água destilada. Acrescente a seguir 6,5 g de solução concentrada de amônia (faça isto na capela). Observe a mudança de tonalidade da cor azul da solução. Após a adição inicial de amônia forma-se um precipitado de cor azul pálido que se dissolve com a adição de um excesso de amônia. Mantendo-se a solução sob agitação, acrescente 23 ml de etanol e observe a formação de um precipitado azul escuro. Deixe repousar por 15 minutos em banho de gelo e filtre à vácuo. Para assegurar um bom rendimento, lave o produto 3 vezes com 5 ml de etanol e depois então guarde o material num frasco limpo e seco. Coloque o frasco no dessecador e deixe até a próxima aula para secar o material. Pesar e calcular o rendimento. Identificação dos constituintes do complexo: a) Cobre: os compostos de cobre emprestam uma coloração verde esmeralda à

chama do bico de Bunsen. Limpar o fio metálico aquecendo-o ao rubro na chama, e em seguida mergulhando-o numa solução de HCl conc. e novamente na chama. Após limpo, molhar o fio em HCl conc., mergulhá-lo no complexo sólido e levá-lo à chama do bico. Preparar uma solução diluída do complexo, acidificá-la com ácido acético e adicionar 2 gotas de ferrocianeto de potássio 0,2 M. Observar o precipitado.

b) Amônia: Colocar 5 gotas de uma solução do complexo em um tubo de ensaio e

aquecer lentamente, aproximando da boca do tubo uma tira de papel de tornassol vermelho umedecido. Obervar.

c) Sulfato: Colocar 1 mL de uma solução do complexo em um tubo de ensaio e

adicionar 3 gotas de cloreto de bário 0,2 M. Observar.


PRÁTICA 18 COMPLEXOS DE COBRE(II) E FERRO(III)

1. Objetivo: avaliar condições de equilíbrio envolvidas na formação de complexos metálicos de cobre(II) e ferro(III). 2. Materiais e reagentes: 3 béqueres de 50 ou 100 mL, 3 tubos de ensaio, 1 pipeta graduada de 25 mL, 2 pipetas graduadas de 5 mL, 2 pipetas graduadas de 10 mL,

bagueta, espátula, proveta de 50 ou 100 mL, banho-maria, banho de gelo, CuSO4 0,05M,

HBr conc., CuSO4 0,1M, Cu(NO3)2

0,1M, NH4OH 2M, etilenodiamina 10%, EDTA 0,1M,

Fe(NO3)3 0,01M, KSCN, NaF, K4Fe(CN)6.3H2O

3. Procedimento I. Cobre:

a) Em um béquer de 50 mL adicionar 5 mL de CuSO4 0,05M e 2 alíquotas de 1

mL de HBr conc., sob agitação (em capela), observando as alterações após cada adição. Transferir cerca de metade do volume da solução final para um tubo de ensaio e aquecer em banho-maria; observar e resfriar o tubo em banho de gelo. O que se conclui sobre o comportamento do sistema? Ao restante do béquer, adicionar mais 3 mL de HBr conc., e observar as transformações ocorridas.

b) Em dois béqueres de 100 mL adicionar 10 mL de água. Ao primeiro, adicionar 5 mL de CuSO4

0,1M e ao segundo, 5 mL de Cu(NO3)2

0,1M, identificando-

os. Aquecer os béqueres até ebulição e adicionar, gota a gota, a cada um deles NH4OH 2M até observar a formação de um precipitado azul. Continuar a adição até mudança de coloração nos dois sistemas . Observar. Resfriar a temperatura ambiente e adicionar mais 10 mL de NH4OH 2M. Observar. Manter cerca de 2 mL no béquer contendo o sulfato (descartar o restante) e adicionar água suficiente para se observar a coloração do complexo. Adicionar então, cerca de 2 mL de etilenodiamina 10%. Observar e adicionar EDTA 0,1M até alteração visível. Ao béquer contendo o nitrato, adicionar sob agitação 5 mL de etilenodiamina 10%. Observar e adicionar EDTA 0,1M até alteração visível. Comparar com o béquer contendo o sulfato. II. Ferro: Em béquer de 100 mL adicionar 30 mL de Fe(NO3)3

0,01M. Observar a coloração

inicial e após a adição em seqüência de cada um dos reagentes a seguir (todos adicionados sob agitação: 0,2 g de KSCN; 0,3 g de NaF; 0,1 g K4Fe(CN)6.3H2O. 4. Questões: a. Correlacionar as colorações obtidas com os respectivos complexos. b. Avaliar as constantes de equilíbrio de cada um.


PRÁTICA 19 SÍNTESE DE TRIOXALATOFERRATO(III) DE POTÁSSIO

Entre os novos processos atualmente em desenvolvimento para o tratamento de águas e efluentes bem como remediação de solos, os processos oxidativos avançados (POAs) são considerados as alternativas mais promissoras aos processos convencionais devido à alta eficiência e versatilidade, uma vez que uma grande variedade de classes de compostos pode ser totalmente mineralizada. São processos baseados na geração de espécies altamente oxidantes, como os radicais hidroxila (OH

-), os quais apresentam alto potencial de oxidação (E° = +2,80 V versus eletrodo

normal de hidrogênio), capazes de desencadear uma série de reações que levam muitas vezes à total degradação da matéria orgânica. Devido à sua alta reatividade, os radicais hidroxila podem reagir com praticamente todas as classes de compostos orgânicos. A maioria destes processos utilizam irradiação ultravioleta (UV) ou visível (vis) para gerar radicais OH

-. Os princípios e aplicações técnicas destes processos

foram detalhadamente revisados. Dentre os POAs, a reação de Fenton, baseada na decomposição catalítica de peróxido de hidrogênio em meio ácido (Fe

+2/H2O2) (eq. 1),

constitui um processo de grande potencialidade para o tratamento de efluentes. A reação de Fenton tem sido estudada na oxidação de fenóis, clorofenóis, nitrobenzeno entre outros compostos.

Fe2+

+ H2O2 Fe3+

+ OH- + HO

Tem sido observado que o poder oxidante da reação de Fenton é fortemente aumentado quando utilizado em combinação com irradiação ultravioleta (UV) ou UV/visível, chamada de foto-Fenton Policarboxilatos de ferro absorvem irradiação na região do UV-visível, de 250 a 580 nm, gerando íons Fe(II), que na presença de H2O2

resulta na formação do reagente

de Fenton. O processo foto-Fenton utilizando ferrioxalato como mediador e luz solar foi comparado à degradação de poluentes orgânicos quando da utilização de Fe(II)/H2O2/UV e TiO2/H2O2/UV e foi observada eficiência 25-45 vezes maior. Esse processo apresenta, além da sua alta eficiência, algumas vantagens com relação a outros processos como o baixo custo e pronta disponibilidade comercial do oxidante, baixo investimento capital e, por apresentar características espectrais que permitem utilizar aproximadamente 18% da energia solar incidente, pode reduzir a zero os custos com energia, tornando-se mais atraente para aplicação industrial. Ao final do processo, apesar de o ferro não ser um elemento tóxico, íons presentes podem ser facilmente separados da água residual por precipitação com elevação do pH, enquanto que o peróxido de hidrogênio é ambientalmente benigno, além de ser consumido durante irradiação.

Fe(C2O4)33-

+ hFe(II) + 2C2O42-

+ C2O4-

Fe(C2O4)33-

+ C2O4- Fe(II) + 3C2O4

2- + 2CO2

1. Objetivo: sintetizar um complexo de ferro(III) a partir de ferro metálico. 2. Materiais e reagentes: 2 béqueres de 150 mL, 1 pipeta graduada de 5 mL, 2 pipetas graduadas de 10 mL, bagueta, espátula, proveta de 50 ou 100 mL, banho de gelo, microscópio, papel de filtro, funil de haste curta, limalha de ferro, H2SO4

1:20,

oxalato de potássio, NH4OH 1:5, ácido oxálico, H2O2 1:2, etanol gelado, termômetro


3. Procedimento Em um béquer de 150 mL pesar 0,3 g de limalhas de ferro. Adicionar 10 mL de H2SO4

1:20 (Atenção! Na capela!) e manter o béquer em aquecimento até

dissolução total. Aumentar o volume da solução no béquer para cerca de 30 mL com água destilada e adicionar, sob agitação, uma solução contendo 0,9 g de oxalato de potássio em 10 mL de água. Adicionar lentamente, sob agitação, cerca de 10 mL de NH4OH 1:5, até coloração verde. Acrescentar ácido oxálico sólido até que o precipitado presente tenha uma coloração amarelo-clara (FeC2O4). Filtrar o produto sólido e lavar com água destilada. Transferir o sólido para um béquer de 150 mL e adicionar cerca de 25 mL de água. Aquecer a 40-50

oC e adicionar em

pequenas porções e sob agitação, 1,4 g de oxalato de potássio e 0,3 g de ácido oxálico. Finalmente, acrescentar, sob agitação, 1 mL de H2O2

1:2 ou até a dissolução.

Uma solução verde-clara deve ser obtida. Se houver formação de um precipitado marrom, adicionar ácido oxálico sólido até formação da solução límpida. Adicionar 10 mL de etanol ao béquer e resfriá-lo em banho de gelo. Após 30 min, filtrar os cristais formados e secar entre folhas de papel de filtro. Pesar e avaliar o rendimento. Observar os cristais monoclínicos formados ao microscópio. QUESTÕES 1. Desenhe a estrutura do ânion trioxalatoferrato(III) [Fe(C2O4)3]

3-

2. Escreva as equações que representam todas as transformações ocorridas.


PRÁTICA 20 PIGMENTOS INORGÂNICOS

1. Objetivo: Sintetizar diversos pigmentos inorgânicos, formados por complexos e

óxidos metálicos, de maneira semelhante aos métodos industriais. 2. Reagentes: H2SO4

1M, BaCl2

0,1 M, K2CrO4

0,1 M, Pb(NO3)2

0,1 M, molibdato de sódio

(Na2MoO4.2H2O) 0,1 M, Fe(NO3)3.9H2O 0,1 M, hexacianoferrato(II) de potássio (K4[Fe(CN)6].3H2O) 0,1 M, Fe(NH4)(SO4)2.12H2O 0,1 M (recém preparada), FeSO4.7H2O 0,1 M (recém preparada), NH4OH 1 M, etanol. Materiais: 4 tubos de ensaio, conta-gotas, pinça para tubos, 1 proveta de 10 mL, 2 pipetas graduadas de 5 mL, banho-maria 80

oC, funil de haste curta, papel de filtro,

espátula, baqueta, imã. 3. Procedimento: Para cada um dos pigmentos a serem preparados, proceder ao procedimento: adicionar 1 mL de água destilada em um tubo de ensaio. Adicionar a seguir, a quantidade indicada do componente (a) e depois, lentamente e sob agitação, a quantidade indicada do componente (b). Observar a precipitação do pigmento. Caso não ocorra precipitação imediata, aquecer a mistura durante alguns minutos em banho-maria (80

oC)

Pigmento Reagentes Coloração

BaSO4 a) 20 gotas de H2SO4

b) 25 gotas de BaCl2

PbCrO4 a) 10 gotas de K2CrO4

b) 15 gotas de Pb(NO3)2

[Pb(Cr,Mo)O4] a) 8 gotas de K2CrO4 e 2 gotas de

Na2MoO4.2H2O

b) 15 gotas de Pb(NO3)2

[KFe2(CN)6] a) 15 gotas de Fe(NO3)3

b) 10 gotas de K4[Fe(CN)6]

apostila prticas qib - 2010

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