CQ226 Ciclo do cobre (1)

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Ciclo do cobre
Introdução:
O cobre na sua substância pura é um metal maleável de cor rosada, quando recém exposta a atmosfera, que adquire coloração
marrom com o tempo. Existe no meio ambiente como mineral, sendo ao mais comuns a calcocita (Cu2S) e calcopirita (FeCuS2).
O íon Cu(II) forma uma grande variedade de compostos coloridos, mais frequentemente azul ou azul-esverdeado. Em solução
aquosa, ou quando hidratados, os sais de cobre(II) apresentam coloração azul-celeste devido a formação do cátion complexo
[Cu(H2O)4]2+.
É comumente encontrado em níveis baixos em corpos d'água naturais e é um oligoelemento essencial, estando presente em
diversas proteínas. Muitos países ainda utilizam tubulação de cobre em sistemas de encanamento residenciais. Os tubos de
cobre sofrem corrosão e podem liberar Cu(II) na água potável a um nível que pode afetar sua qualidade e segurança. A água
potável que fica parada nos canos de cobre domésticos por longos períodos de tempo é geralmente a principal causa de
contaminação por níveis mais altos de cobre. O consumo de níveis elevados de cobre pode causar problemas de saúde, como
náuseas, vômitos, etc. A exposição a longo prazo durante muitos meses ou anos pode causar danos no fígado e morte.
A recuperação do cobre de resíduos de sucatas, da indústria eletrônica e do eletrorrecobrimento possui grande interesse
econômico e ambiental. Neste experimento serão realizados ensaios com o objetivo de visualizar o comportamento do cobre
frente a reações de oxidorredução, precipitação e decomposição térmica, além de interpretar as observações por meio do
equacionamento das reações químicas e uso de diagrama de Pourbaix.
Procedimento
Neste laboratório, vocês entrarão em contato com soluções ácidas e alcalinas bastante concentradas. Tome cuidado ao proceder
para evitar qualquer acidente. Tome uma peça de cobre metálico de aproximadamente 0,1 g. Pese a peça em balança
semi-analítica e anote o valor. Coloque a peça num tubo de ensaio grande e, na capela, adicione ácido nítrico concentrado (~0,2
mL) suficiente para a dissolução do metal (CUIDADO! ESSA REAÇÃO É VIOLENTA). Deixe numa estante dentro da capela por
alguns minutos até que toda a peça metálica tenha desaparecido. Observe. Terminada a dissolução, adicione cerca de 2 mL de
solução 6 mol L-1 de hidróxido de sódio (CUIDADO, REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO É BASTANTE EXOTÉRMICA). Observe.
Leve o tubo de ensaio ao aquecimento com bico de bunsen. Espere instruções do professor para esse procedimento. Aqueça até
a ebulição. Quando a transformação se completar, deixe o sólido sedimentar e decante o líquido sobrenadante. Adicione ao
sólido alguns mL de ácido sulfúrico 1 mol L-1, até dissolução total do sólido. Por fim, insira uma peça de ferro (prego), aguarde e
observe.
Atividades pós-laboratório
Utilize o diagrama de Poubaix a seguir e outros que podem ser consultados em livros ou na internet, além de valores de
potencial redox de outras espécies envolvidas (ácido nítrico e ferro) para interpretar os processos ocorridos no experimento.
Em folha para entrega:
a) Liste as substâncias químicas que são tóxicas e quais reações são exotérmicas. Descreva quais os cuidados que devem ser
tomados ao se manipular tais substâncias.
b) Descreva as observações feitas em cada etapa do procedimento e escreva as equações das reações químicas envolvidas,
identificando os tipos das reações: reação de oxidorredução, reação ácido-base, precipitação, decomposição, etc.
c) Responda às seguintes questões:
1) A dissolução da peça de cobre poderia ser feita utilizando-se HCl? Justifique a sua resposta.
2) Calcule o volume de NaOH (6,0 mol L-1) necessário para reagir com : i) o volume de HNO3 utilizado
ii) com os íons Cu(II) formados
Compare com o volume utilizado no experimento. Procure responder por que se utilizou valores maiores.
3) Calcule o volume de H2SO4 (1,0 mol L-1) necessário para reagir com a massa de CuO formado.
4) Na última etapa onde foi adicionado Fe, caso se adicionasse Zn, a recuperação do cobre seria viável? Quais outras reações
ocorreriam?
DIAGRAMAS DE POURBAIX, LATIMER E FROST
Introdução
O poder oxidante ou redutor pode ser muitas vezes previsto
pelos valores tabelados de potencial padrão (E0), porém
somente este valor não leva em conta condições de reação,
como pH. Existem diagramas que contém mais informações
que auxiliam na interpretação de experimentos, como o de
Latimer, de Pourbaix e de Frost.
O diagrama de Pourbaix é um gráfico de potencial vs pH da
solução que ilustra regiões de maior estabilidade de espécies
químicas.
Diagramas de Frost são gráficos de G/F vs o número de
oxidação do elemento principal, e oferecem uma
representação visual das variações de energia livre
associadas aos processos redox.Neste experimento será
explorada a ordem relativa de capacidade redutora de alguns
metais e a utilização de diagramas de Pourbaix, Latimer e de
Frost para interpretar e prever as estabilidades relativas de
espécies de cobalto e de ferro em reações de oxirredução
em meio aquoso. O experimento também faz uma
introdução à química dos processos de remediação do meio
ambiente. Oxidantes fortes e de ação rápida são necessários
para a remoção de traços de matéria orgânica e desinfecção
da água para consumo humano. Uma alternativa ao uso de
cloro, que leva à formação de organoclorados tóxicos, é o
uso de agentes oxidantes oxigenados como ozônio,
dioxigênio e peróxido de hidrogênio. Outra alternativa é o uso
de espécies como os íons ferrato (FeO42-), um bom oxidante
capaz de reagir com compostos nocivos como fenol,
nitrosaminas, tiouréia, óleos e bactérias, por exemplo. Além
disso, o produto da ação do íon ferrato é o hidróxido
insolúvel, Fe(OH)3(s), que possui propriedades coagulantes e
atua como um agente de floculação, contribuindo para a
remoção de poluentes, sendo o ferro normalmente inócuo
para o meio ambiente.
I. Diagrama de Pourbaix para íons de cobalto
Atenção: Após cada reação, identifique no Diagrama de
Pourbaix qual é a espécie formada.
Coloque 20 gotas da solução de CoCl2 em quatro tubos de
ensaio pequenos:
Tubo 1: meça o pH e em seguida adicione sob agitação o
mesmo volume de solução de NaOH 0,5 mol L-1. Observe.
Adicione, sob agitação, gota a gota solução de H2O2 3% até
que ocorra mudança perceptível. Se não houver mudança,
mantenha a agitação, aguarde e observe. Em seguida,
adicione ~10 gotas de HCl 6 mol L-1, aqueça o tubo em
banho maria por ~5 min. e observe.
Tubo 2: Aqueça o segundo tubo em banho-maria. Em outro
tubo de ensaio aqueça no banho-maria 20 gotas de uma
solução aquosa saturada de KOH. Em seguida adicione 5
gotas da solução de cobalto(II) sobre a solução alcalina.
Identifique a espécie formada no Diagrama de Pourbaix.
Reserve a solução para o ensaio seguinte.
Tubo 3: É possível produzir Co metálico no meio aquoso
usando Zn(s) como agente redutor? Considere a
necessidade de ajuste de pH. Sua proposta deve ser
baseada em dados dos diagramas de Pourbaix das espécies
envolvidas. Mostre ao professor sua proposta e execute o
procedimento.
Tubo 4: Vamos verificar a possibilidade de observação de
Co3+(aq). Veja no diagrama de Pourbaix que condições são
necessárias para sua visualização e proponha um
procedimento utilizando solução de cério(IV). Não se
esqueça do ajuste de pH da solução. Mostre ao professor a
sua proposta e em seguida execute o procedimento.
II. Diagramas de Pourbaix, Latimer e de Frost para
espécies de ferro
1. Preparação de íons ferrato:
Coloque 40 gotas de solução comercial de hipoclorito de
sódio (concentração aproximada 12%) em um tubo de
centrífuga e adicione 20 gotas de solução aquosa saturada
de KOH. Agite e adicione 10 gotas de solução de FeCl3 0,3
mol/L. Agite bem o sistema por alguns segundos e deixe-o
atingir a temperatura ambiente. Em seguida, centrifugue o
sistema. Um sobrenadante de cor púrpura indica a formação
de íons ferrato (FeO42-).
2. Estabilidade em soluções ácidas:
Coloque 10 gotas da solução de íons ferrato em um tubo de
ensaio pequeno e adicione 05 gotas de H2SO42 mol/L.
Observe e interprete. Construa o Diagrama de Frost para as
espécies de ferro em papel milimetrado.