PRATICA 07

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GABRIELA MARTINS RIBEIRO
KELLY CRISTINA ALMEIDA
MILENE MENDES DE SOUSA
RITIELLE FERNANDES DIAS
TAYNARA DE JESUS SANTOS
Prática 07 : Investigando a reatividade dos sais de cobre, cobalto e
ferro frente a diferentes ligantes.
SALINAS – MG
29 ABRIL DE 2022
INTRODUÇÃO
Em princípio, todos os metais podem atuar como agentes redutores, sendo oxidados com
maior ou menor facilidade na presença de agentes oxidantes como H2O, HCl, HNO3, HO4,
O2, O3, etc, conforme a expressão geral:
M0 ⇆ Mn+ + e -
O potencial padrão de oxidação atribuído a esse processo (E°OX) é um indicador da
reatividade dos metais. Quanto mais positivo E°OX, maior a força redutora e,
consequentemente, maior a reatividade de um determinado metal frente a um dado agente
oxidante. Os valores E°OX para metais variam entre +3,0 e -1,0 Volts. Os metais mais
reativos, isto é, aqueles que apresentam valores de E°OX próximos a +3 V (por exemplo,
sódio, potássio e cálcio) reagem espontaneamente com água, um agente oxidante
relativamente fraco, com evolução de hidrogênio:
2Na0 (s) + 2H2O (l) ⇆ 2Na+ (aq) + 2OH- (aq) + H2 (g)
A maioria dos metais, no entanto, apresenta reatividade moderada, com E°OX entre 0,0 e
+2,5 V. Metais como, por exemplo, manganês, cádmio ou níquel são dissolvidos por ácidos
comuns diluídos, como ácido acético, ácido clorídrico, ácido sulfúrico, considerados agentes
oxidantes mais fortes que a água, com evolução de hidrogênio:
Mn 0 (s) + H2SO4 (aq) ⇆ Mn 2+ (aq) + SO4 2- (aq) + ↑ H2 (g)
Alguns desses metais também são oxidados por bases fortes com desprendimento de
hidrogênio e formação de hidroxo complexos solúveis, por exemplo:
M0 (s) + 2NaOH (aq) + H2O (l) ⇆ 2Na+ (aq) + M(OH)4 2- (aq) +↑ H2 (g)
Os metais que reagem tanto com ácidos como com bases, são chamados anfóteros.
Metais com valores negativos de E°OX, como, por exemplo, prata e ouro, são mais resistentes
à oxidação e são chamados metais nobres. Tais metais podem ser dissolvidos apenas em
ácidos fortemente oxidantes como ácido nítrico, por exemplo:
Ag 0 (s) + 2HNO3 (aq) ⇄ Ag + (aq) + NO3 - (aq) + H2O (l) + ↑ NO2 (g)
Ácidos comuns em presença de oxidantes fortes (por exemplo, mistura de ácido
acético e água oxigenada) têm o mesmo efeito de ácidos oxidantes:
M0 (s) + H3CCOOH (aq) + H2O2 (aq) ⇄ M(H3CCOO)2 (aq) + 2H2O (l)
Observe, que, nesses últimos casos, não há formação de hidrogênio.
Todos os processos de corrosão de metais correspondem a reações de oxidação. Na corrosão
em condições atmosféricas (por exemplo, a formação de ferrugem), o oxidante geralmente é
o oxigênio do ar, e a reação ocorre muito lentamente:
4Fe0 (s) + 3O2 (g) + 6H2O (l) ⇄ 4Fe(OH)3 (s) + 2H2O (l)
OBJETIVO
Observar a reatividade de sais de cobre, cobalto e ferro frente à amônia, à íons cloreto e à
carbonatos.
MATERIAIS E REAGENTES
Matérias Reagentes
Balança
Espátula
Vidro de relógio
Proveta de 10 mL
Bastão de vidro
Tubos de ensaio
Suporte para tubos de ensaio
Conta gotas
Pisseta
Cloreto de ferro (III) hexaidratado
Cloreto de ferro (II) hexaidratado
Sulfato de cobre (II)
Sulfato, cloreto ou nitrato de cobalto (II)
Amônia (hidróxido de amônio) concentrado
Peróxido de hidrogênio 100vol.
Solução de NaOH
Solução de carbonato de sódio ou potássio
(aprox. 30%m/m)
HCl concentrado
Água destilada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Etapa I. Reatividade de sais de cobre e cobalto frente a amônia.
● Pesou-se duas quantidades, cerca de 0,2g de um sal de cobre e foi transferido para
diferentes tubos de ensaio. Dissolveu-se cada porção com 6 mL de água.
● Foi repetido o item acima com um sal de cobalto.
● Depois para cada metal separou-se uma das soluções para ser usada como
comparação.
● Na capela, adicionou-se na outra solução do metal solução de amônia concentrada até
a observação de mudanças significativas de coloração.
● Foi comparado às colorações.
● Em seguida, adicionou-se peróxido de hidrogênio ao tubo contendo o sal de cobalto e
amônia. E foi observado.
Etapa 2. Reatividade de sal de cobalto com NaOH.
● Preparou-se uma solução do sal de cobalto em água com a mesma concentração da
solução do item 1.
● Foi adicionado gotas de solução de NaOH até a observação da mudança de coloração
e aspecto.
● Em seguida, adicionou-se o peróxido de hidrogênio até a observação da mudança da
coloração.
Etapa 3. Reatividade de íons de Fe+2 e Fe+3 com carbonato.
● Pesou-se cerca de 0,2g de sais de ferro (II) e ferro (III), foi transferido cada massa para
um tubo de ensaio e rotulado.
● Depois adicionou-se a cada tubo 3 mL de água destilada.
● Em seguida, foi adicionado gotas a gota uma solução de carbonato de sódio ou
carbonato de potássio a cada tubo e foi observado.
Etapa 4. Reatividade de cobre e cobalto frente ao íon Cl-.
● Preparou-se soluções do sal de cobre e de cobalto conforme descrito no item 1.
● Adicionou-se gotas de ácido clorídrico concentrado aos tubos e foi observado.
● Em seguida, adicionou-se lentamente água destilada aos tubos de ensaio e foi
observado.
RESULTADO E DISCUSSÃO
Na primeira etapa do experimento, quando os sais cobalto são dissolvidos em água ocorre a
formação do composto hexaaquacobalto (II) identificado pela coloração rosa, conforme a
equação química:
Sal de Co+ H2O(l)
CoCl2.6H2O(s) → Co2+(aq)+ 2 Cl-(aq) + 6H2O(l)
Co2+(aq) + 6H2O(l) → [Co(H2O)6]2+(aq )
CoCl2.6H2O (s) → [Co(H2O)2]2+(aq)
Quando adicionou a amônia na solução, pode-se perceber que a mesma obteve uma coloração
amarronzada, identificando os íons hexaminicobalto (II). Conforme a equação química:
(Sal de Co+ H2O) + NH3
[Co(H2O)6]2+(aq) + 6NH3(aq) → [Co(NH3)6]2+(aq)+ 6H2O(l)
A solução que continha sal de cobalto e amônia, ao adicionar o peróxido de hidrogênio
notou-se a formação de bolhas, observou-se um aquecimento ao tubo e a solução tornou-se
marrom. O peróxido de hidrogênio foi o reagente mais oxidante da solução, as bolhas
mostram o desprendimento de O2 pela composição da amônia:
[(Sal de Co+ H2O) + NH3] + H2O2
[Co(NH3)6]2+(aq) + H2O2(aq) → 2[Co(NH3)6]2+(aq) + 2H2O2(g/aq) → 2[Co(NH3)6]3+(aq) +
2H2O(l) + O2(g)
Houve uma dissociação do sulfato de cobre em água. Em seguida, as moléculas de água se
coordenaram com o íon Cu2+ em solução, formando a coloração azul claro. Conforme a
equação química:
Sal de Cu+ H2O
CuSO4.5H2O(s) → Cu2+(aq)+ SO22-(aq) + 5H2O(l)
Ao adicionar a amônia na solução de cobre houve a formação de um precipitado azul claro de
hidróxido de cobre. Esse precipitado é formado pelos íons cobres em solução e íons do
hidróxido de amônia (NH4OH), ao mesmo tempo ocorrendo a troca das moléculas de água
por moléculas de amônia, resultando na solução da coloração azul intenso.
Sal de Cu+ H2O) + NH3
[Cu(H2O)6]2+(aq) + 4NH3(aq) → [Cu(NH3)6]2+(aq) + 4H2O
A solução que continha sal de cobre e amônia, ao adicionar o peróxido de hidrogênio
percebeu-se a formação de um precipitado de coloração marrom com liberação de gás, após
uns minutos pode-se perceber que todo o gás foi liberado da solução a tornando uma a
coloração marrom bem escuro, ocorrendo a oxidação por completo do peróxido de
hidrogênio.
Na segunda etapa do experimento, a adição do hidróxido de sódio a solução de cobalto
notou-se a formação de um precipitado azul, dada pela equação química:
(Sal de Co+ H2O) + NaOH
[Co(H2O)6]2+(aq) + 2OH¯(aq) → [Co(OH)2(H2O)4](s) + 2H2O
Ao adicionar a mesma solução o peróxido de hidrogênio a solução obteve a coloração
amarronzada e com a liberação de gás (não houve aquecimento), após alguns minutos a
solução tornou-se mais escura e com liberação de gás, ocorrendo a oxidação do H2O2.
Conforme a equação química:
[(Sal de Co+ H2O) + NaOH ] + H2O2
CoCl2.6H2O(s) + H2O(l) + NaOH(aq) + H2O2(aq) → [Co(H2O)4(OH)2](s) 2H2O2(aq)→
[Co(H2O)3(OH)3](s) +2H2O(l) + O2(g)
Na terceira etapa, na solução de ferro (II) ao adicionar o carbonato de sódio percebeu-se uma
solução de coloração azul com precipitado “gelatinoso” ao fundo do tubo de ensaio.
Na solução de ferro (III) ao adicionar o carbonato de sódio pode-se perceberque houve um
desprendimento de gás na solução, e a formação de um precipitado laranja-amarronzado.
Na última etapa, para identificar a reatividade do cobalto adicionando o ácido clorídrico,
observou-se que a solução antes rosa tornou-se rosa claro. Já quando adicionou o ácido
clorídrico na solução de cobre que antes azul, permaneceu azul clara. Aos tubos adicionou
água destilada, mas mesmo assim não houve mudança na coloração.
Resultados a apresentar:
1. Explique o que aconteceu ao adicionar água às soluções do item 4.
Os dois complexos tetraédricos que deveriam ter sido formados (de cobre e cobalto), seriam
complexos mais estáveis devido à menor repulsão entre o ligante. Ao adicionar água em
excesso as reações se deslocariam para a esquerda.
2. Quais conclusões (coloração, reatividade, estabilidade) podem ser tiradas com
relação às afinidades dos íons Cobre e Cobalto frente aos ligantes água e amônia?
Observou-se a reatividade e característica dos sais dos elementos de transição mencionados
no procedimento com a amônia, que se comporta como uma base de Lewis, doando elétrons,
e promovendo a formação de complexos. Há uma diferença quando os sais são dissolvidos em
água, posteriormente há formação de complexos, o que se observa na mudança de coloração
da reação. Ao adicionarmos a água, percebemos que ela é um ligante mais fraco que a
amônia, pois não percebemos uma mudança significativa na coloração. A transição entre os
orbitais D ou entre os ligantes e o átomo de metal, nos complexos, da origem a cor, e os
comprimentos de onda podem ser correlacionados com a magnitude do desdobramento do
campo do ligante. Portanto em íons de metais de transição com um nível D parcialmente
preenchido, é possível promover elétrons de um nível D para outro nível D de maior energia.
Isso corresponde a uma diferença de energia relativamente pequena, a absorção ocorre em
uma região visível, o que torna possível perceber a mudança na coloração.
CONCLUSÃO
A partir do conteúdo apresentado neste presente relatório, foi possível concluir a proposta
inicial da prática observando a reatividade e características sais e íons estudados. Foi possível
descobrir, através do comportamento das reações, que a água é um ligante mais fraco que a
amônia, que a transição entre os orbitais e os ligantes originam as cores devido a mudanças de
comprimentos de onda nas reações. É válido ressaltar, também, que é de suma importância
aprofundar em conhecimentos sobre as teorias de geometria molecular para entender o que
aconteceu no item 4, por conta da abordagem de repulsão entre os pares de elétrons da
camada de valência.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
- ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de Química:
Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. Bookman Editora, 2018.
- Bessler, K. E.; Neder, A. V. F. Química em Tubos de Ensaios – Uma Abordagem
para Principiantes. 1a edição, Edgard Blucher; 2004.
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