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Relátório Inorgânica II Reatividade do Cobre, Cobalto e Ferro frente a diferentes ligantes

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Prática – Reatividade do cobre, cobalto e ferro frente a diferentes ligantes
	Aluno (s):
	Data:
Roteiro para a atividade prática
	Objetivo (s): Observar a reatividade de sais de cobre e cobalto frente à amônia e frente ao íon Cl-
 Observar a reatividade do sal de cobalto com NaOH e dos íons Fe2+ e Fe3+ com carbonato.
Parte Experimental
Materiais:
1. Balança;
2. Espátula;
3. Vidro de relógio;
4. Proveta de 10mL;
5. Bastão de vidro;
6.Tubos de ensaio ;
7. Suporte para tubo de ensaio;
8. Conta-gotas;
9. Pisseta
Reagentes e indicadores:
1. Cloreto de ferro(III) hexaidratado
2. Cloreto de ferro(II) hexaidratado
2. Sulfato de cobre (II)
3.Sulfato ou cloreto ou nitrato de cobalto (II)
4. Amônia concentrada
5.Peróxido de hidrogênio 100 vol.
6. Solução de NaOH
7. Solução de carbonato de sódio ou potássio (aprox. 30% m/m)
8.HCl concentrado.
Procedimentos
OBSERVAÇÃO: Anote seus resultados e justifique suas observações no Caderno de Laboratório.
Reatividade de sais de cobre e cobalto frente a amônia
Pese duas quantidades, cerca de 0,2 g, de um sal de cobre e transfira para diferentes tubos de ensaio. Dissolva cada porção com 6 mL de água.
Repita o item acima com um sal de cobalto.
Para cada metal separe uma das soluções para ser usada como comparação.
Na capela, adicione na outra solução do metal solução de amônia concentrada até observação de mudança significativa de coloração.
Compare as colorações.
Agora adicione peróxido de hidrogênio ao tubo de ensaio contendo o sal de cobalto e amônia. Observe.
Reatividade de sal de cobalto com NaOH
Prepare uma solução do sal de cobalto em água com a mesma concentração da solução do item 1.1.
Adicione gotas de solução de NaOH até observar mudança de coloração e aspecto.
Adicione H2O2 até observar outra mudança de coloração.
Reatividade de íons Fe2+ e Fe3+ com carbonato
Pese cerca de 0,2 g de sais de ferro (II) e ferro(III), transfira cada massa para um tubo de ensaio e rotule.
Adicione a cada tubo 3 mL de água destilada.
Adicione gota a gota uma solução de carbonato de sódio ou carbonato potássio a cada tubo. Observe.
Reatividade de cobre e cobalto frente ao íon Cl-
Prepare soluções do sal de cobre e do sal de cobalto conforme descrito no item 1.1.
Adicione gotas de ácido clorídrico concentrado aos tubos. Observe.
Agora adicione lentamente água destilada aos tubos de ensaio. Observe.
Caderno de Laboratório
1. O quadro I deve ser preenchido com as equações químicas balanceadas das reações observadas durante o experimento. Indique o estado físico dos componentes da equação. Anote suas observações e comentários.
Quadro I – Equações químicas para as reações 
	Reação
	Equações
	Sal de Co+ H2O
	CoCl2.6H2O(s) → Co2+(aq)+ 2 Cl-(aq) + 6H2O(l)
Co2+(aq) + 6H2O(l) → [Co(H2O)6]2+(aq)
CoCl2.6H2O (s) → [Co(H2O)6]2+(aq)
	Observações e comentários:
 Há uma dissociação quando os sais são dissolvidos em água e posterior formação do complexo hexaaquacobalto (II) de coloração rósea.
	Sal de Cu+ H2O
	CuSO4.5H2O(s) → Cu2+(aq)+ SO42-(aq) + 5H2O(l)
Cu2+(aq) + 6H2O(l) → [Cu(H2O)6]2+(aq)
	Observações e comentários:
Inicialmente houve uma dissociação do sulfato de cobre em água. Em seguida, as moléculas de água se coordenaram com o íon Cu2+ em solução, formando o complexo tetraaquacobre (II), de coloração azul claro.
	(Sal de Co+ H2O) + NH3
	[Co(H2O)6]2+(aq) + 6NH3(aq) → [Co(NH3)6]2+(aq)+ 6H2O(l)
	Observações e comentários:
Ao adicionar 3 gotas formou-se um precipitado de coloração vede. Com excesso de amônia a solução tornou-se marrom.
A solução marrom amarelada era de íons hexaminocobaltato (II). Foi preciso adicionar excesso de amônia para que este complexo fosse formado. 
	(Sal de Cu+ H2O) + NH3
	[Cu(H2O)6]2+(aq) + 4NH3(aq) → [Cu(NH3)6]2+(aq) + 4H2O(l)
	Observações e comentários:
Inicialmente houve a formação de um precipitado azul claro de hidróxido de cobre. Esse precipitado é formado pelos íons cobres em solução e íons hidróxidos provenientes da amônia (NH4OH).
Ao mesmo tempo ocorre a troca de moléculas de água do complexo tetraaquacobre (II) por moléculas de amônia, resultando no complexo tetraaminocobre (II) de coloração azul intenso.
	[(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)
	Observações e comentários:
Ao adicionar-se água oxigenada notou-se a formação de bolhas e a solução tornou-se marrom. 
Ao tratar a solução com excesso de água oxigenada, houve a formação de mais bolhas e a solução tornou-se marrom escura. 
A água oxigenada foi o agente oxidante do complexo. As bolhas mostram o desprendimento de O2 pela de composição da amônia. 
	(Sal de Co+ H2O) + NaOH
	[Co(H2O)6]2+(aq) + 2OH¯(aq) → [Co(OH)2(H2O)4](s) + 2H2O(l)
	Observações e comentários:
Formou-se um precipitado azul.
	[(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)
	Observações e comentários:
Formou-se um precipitado marrom e houve a liberação de um gás. Com o passar do tempo desprendeu-se mais gás e o precipitado tornou-se marrom escuro. Ocorreu a oxidação do complexo pela H2O2.
	(Fe2+ + H2O) + CO32-
	FeCl2.4H2O(s) + 2H2O(l) → [Fe(H2O)6]2+(aq)
[Fe(H2O)6]2+(aq) + CO32-(aq) → FeCO3(s) + 6H2O(l)
	Observações e comentários:
Houve a formação de um precipitado verde musgo.
	(Fe3+ + H2O) + CO32-
	FeCl3.6H2O(s) → [Fe(H2O)6]3+(aq)
[Fe(H2O)6]3+(aq) + CO32-(aq) →2[Fe(H2O)3(OH)3](s) +3CO2(g) + 3H2O(l)
	Observações e comentários:
Ocorreu o desprendimento de um gás e houve a formação de um precipitado laranja. Com o passar do tempo o precipitado solubiliza-se e a coloração da solução torna-se mais intensa.
	(Co2++ H2O) + HCl
	[Co(H2O)6]2+(aq) +4Cl-(aq)→ [CoCl4]2- (aq)+ 6H2O(l)
	Observações e comentários:
Ao adicionar-se HCl em excesso a solução (rosa) tornou-se rosa claro.
Através da pesquisa realizada, pode-se concluir que não houve a formação do complexo descrito da reação acima pois a coloração permaneceu rosa (deveria tornar-se azul claro).
Não é uma questão de ter uma proporção de 1: 4 molar. O HCl concentrado deve ser utilizado de modo que realmente desidrate o íon complexo hidratado, que é o que provoca o rompimento do [Co(H2O)6]2+, e a formação de [CoCl4]2-.
	(Cu2++ H2O) + HCl
	[Cu(H2O)6]2+ (aq) + 4Cl¯(aq) → [CuCl4]2-(aq) + 6H2O(l)
	Observações e comentários:
Ao adicionar-se HCl em excesso a solução (azul) tornou-se azul claro.
A solução deveria tornar-se amarela comprovando a formação do complexo, e isso não ocorreu. 
	Explique o que aconteceu ao adicionar água às soluções acima. (referente ao 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 podem ser tiradas com relação à afinidade dos íons cobre e cobalto pelos ligantes água e amônia?
Observou-se a reatividade e característica dos sais dos elementos de transição mencionados no procedimento frente à amônia, que se comporta como uma base de Lewis, doando elétrons, e promovendo a formação de complexos.
Há uma dissociação quando os sais são dissolvidos em água e posterior formação de complexos o que se observa na mudança de coloração das substancias. Ao adicionarmos a água, percebemos que esta 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 à 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 outronível d de maior energia. Isso corresponde a uma diferença de energia relativamente pequena, e a absorção ocorre na região do visível o que torna possível perceber a mudança na coloração.
Bibliografia:
1. GIESBRECHT, E.(coord.) Experiências de química: técnicas e conceitos básicos: PEQProjetos de Ensino de Química. São Paulo: Ed. Moderna, USP, 1979.
2. VOGEL, A. I. Química Orgânica: Análise Orgânica Qualitativa; 1ª ed.; Rio de Janeiro: Ao Livro Técnico S.A, vol. 1, 1977.
3. VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. Trad. A. Gimero. São Paulo, Mestre Jou, 1981.
4. WEAST, R. C. (ed) Handbook of Chemistry and Physics, 1st Student Edition, CRC Press, 1988. Boca Raton, Florida.
5. BRAUER, G. (ed.). Química Inorganica Preparativa. Trad. J. M. Coronas. Barcelona, Ed. Reverté, 1958.
6. COTTON, F. A.; WILKINSON, G; Química Inorgânica. Livros Técnicos e Científicos Editora SA, 1978.
7. ALEXEYEV, V. Qualitative Analysis. Moscou, Mir, 1970.
8. ROCHOW, E. G. Inorganic Syntheses, v. 6. McGraw-Hill, New York. 1960.
9. VOGEL, A.I.; BASSETT, J. Análise Inorgânica Quantitativa : incluindo análise instrumental elementar. 4a ed. Rio de Janeiro: Guanabara Dois, 1981. 690p.
10. CANNON, R. D.; BOCHMANN, M. IN Inorganic Experiments, cap.1.1, p.7-9. J. D. Woollins (ed) VCH, 1994.

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