Inorg Exp 5

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Universidade do Grande Rio
Química- Bacharel
5º período- Manhã
Química Inorgânica Experimental II
Experimento nº 5: Prática do Cobre
(Realizado dia 21 de Março)
Professor: Carlos Henrique
Alunos: Alice Barbosa (5106781)
Erick Ribeiro (5106830)
Luis Filipe (5106693)
Pablo Pereira (5106976)
Duque de Caxias, 28 de Março de 2017.
Resumo
Analisar experimentalmente as características dos estados de oxidação mais comuns do Cobre e seus complexos.
Introdução
O Cobre é moderadamente abundante, sendo o vigésimo quinto elemento mais abundante, em peso da crosta terrestre. [1]
O Cobre é um metal dúctil, maleável, de coloração avermelhada, cuja configuração eletrônica é [Ar] 3d104s1. Quando combinando com outros elementos, apresenta número de oxidação +1, +2 e +3. O estado de oxidação +2 é o mais comum, e o +3 é bastante raro, ocorrendo em apenas alguns poucos compostos que geralmente são fortes oxidantes. Em geral, sais de cobre +1 são insolúveis, diamagnéticos e de cor branca, enquanto os de cobre +2 tendem a ser mais solúveis, paramagnéticos e coloridos. [2]
Objetivo
Observar algumas características do comportamento químico do cobre, nos seus estados de oxidação I e II.
Materiais e Reagentes
	 Materiais
	 Reagentes
	Balança eletrônica
	Ácido nítrico (HNO3 P.A.)
	Bastão de vidro
	Ácido nítrico (HNO3 1M)
	Becker
	Ácido sulfúrico (H2SO4 P.A.)
	Bico de Bunsen
	Ácido sulfúrico (H2SO4 2M)
	Cadinho de porcelana
	Água destilada
	Espátula
	Carbonato de cobre (CuCO3 P.A.)
	Estante para tubos de ensaio
	Cobre metálico
	Pinça de madeira
	Hidróxido de amônio (NH4OH 1M)
	Pipeta
	Hidróxido de sódio (NaOH 50%)
	Pissete
	Iodeto de potássio (KI 1M)
	Triangulo de porcelana
	Nitrato de cobre (CuNO3 P.A.)
	Tripé
	Óxido de cobre (CuO P.A.)
	Tubo de ensaio
	Sulfato de cobre II (CuSO4 1M)
	Vidro de relógio
	Sulfato de cobre II penta hidratado (CuSO4 5H2O P.A)
	
	Tioacetamida (CH3CSNH2 0,5M)
Parte Experimental
Procedimento
*Reatividade do Cobre sobre ácidos oxidantes
Dentro de três tubos de ensaio colocamos pequeno pedaço de cobre metálico e ao primeiro com muito cuidado colocamos 2 mL de ácido sulfúrico concentrado. Observamos.
Ao segundo colocamos 2 mL de ácido nítrico concentrado, tomamos cuidado pois a reação era violenta. Observamos.
Ao terceiro colocamos 2 ml de ácido nítrico diluído. Observamos.
*Óxido de Cobre
Colocamos dentro de um tubo de ensaio cerca de 1 g de óxido de cobre e sobre este colocamos cerca de 4 mL de sol de ácido sulfúrico 2 molar. Aguardamos em repouso por alguns minutos. Observamos.
*Haletos de Cobre
Medimos 2 ml de uma solução de sulfato de cobre e sobre este colocamos +/- 0,5 mL de KI. Observamos se houve mudança brusca de cor.
*Formação de Cobre II (óxido)
Dentro de um cadinho colocamos 1 g de carbonato de cobre e calcinamos durante 2 minutos. Guardamos o produto obtido.
Dentro de um cadinho colocamos nitrato de cobre e calcinamos durante 2 minutos. Observamos.
Ao produto obtido no processo acima (A) colocamos pequeno volume de ácido sulfúrico 2 molar e observamos o que aconteceu com a cor.
*Hidróxido de Cobre II
Medimos aproximadamente 2 mL de sulfato de cobre e sobre este colocamos 1,5 mL de hidróxido de sódio diluído.
Colocamos excesso de soda cáustica sobre o produto obtido acima, verificamos se o precipitado foi solúvel.
*Sulfeto de Cobre II
Sobre uma solução de sulfato de cobre II colocamos 1 mL de tioacetamida e gotas de ácido sulfúrico.
*Hidratação do sulfato de cobre
Dentro de um tubo de ensaio colocamos 0,5 g de sulfato de cobre hidratado, aquecemos até perder completamente a cor azul.
Dissolvemos o produto obtido acima em pequeno volume de água e sobre este colocamos pequeno volume de hidróxido de amônio.
Resultados e Discussão
*Reatividade do Cobre sobre ácidos oxidantes
Não houve reação. Aquecendo a solução, esta forma sulfato de cobre, com liberação de gás.
 Cu(S) + H2SO4 CuSO4 + H2(g)
O cobre reagiu liberando gás e a solução se tornou azul. (Formação de nitrato de cobre)
 
 
Não houve reação em temperatura ambiente, mas aquecendo a solução, esta forma nitrato de cobre, com liberação de gás.
 
*Óxido de Cobre
Reação exotérmica, mudança na coloração (azul escuro), precipitação da solução. 
 
 CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
*Haletos de Cobre
Mudança de cor (azul claro para verde musgo) após adição de KI.
*Formação de Cobre II (óxido)
Após o aquecimento o sólido calcinou levemente nas laterais. Com o ácido a reação formou um sólido negro (precipitado) e sulfato de cobre.
 
 CuCO3(s) + H2SO4(aq) = CuSO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)
Mudança de fase de sólido para líquido, com liberação de gás.
 2Cu(NO3)2 2CuO(s) + 4NO2(g) + O2(g) 
*Hidróxido de Cobre II
Aspecto gelatinoso, precipitação do hidróxido de cobre (utilizamos NaOH diluído).
 CuSO4 + NaOH Na2SO4 + Cu(OH)2 
Duas fases (coloração azul e verde), aspecto gelatinoso. (Precipitado insolúvel com excesso de NaOH, pois os hidróxidos são insolúveis, nesse caso o precipitado [Cu(OH)2] não irá se solubilizar)
*Sulfeto de Cobre II
Ao adicionar tioacetamida a solução tornou- se verde. Após adição de gotas de ácido a solução tornou-se mais escura, reação exotérmica.
 CH3CSNH2 + CuSO4  CuS + NH2 + CH3CSO4
*Hidratação do sulfato de cobre
Ao colocar hidróxido de amônio, a solução tornou a ter uma coloração mais escura, formação do complexo tetraaminocupratosulfato.
 
 3NH4OH + CuSO4  Cu(NH3)4SO4 + 3H2O
*Questionário
Como podemos comparar a energia de ionização para o cobre se comparado com outros grupos?
Os elementos do grupo 11 diferem dos do grupo 1 por terem um penúltimo nível contendo 10 elétrons d. A fraca blindagem propiciada pelos elétrons d faz com que o tamanho dos átomos dos elementos do grupo do Cobre seja bem menor. Em consequência, os metais do grupo do Cobre são mais densos e duros. Suas energias de ionização são maiores, e seus compostos são mais covalentes.
Comentar sobre o desproporcionamento do cobre (I) em água.
Os estados de oxidação +1 e +2 podem ser encontrados em solução aquosa, embora haja uma tendência do íon cobre +1 passar para +2 (reação do desproporcionamento).
 2Cu+(aq) Cu(s) + Cu2+(aq)
A constante de equilíbrio da reação de desproporcionamento de Cu+ em solução é elevada, mostrando que o equilíbrio está mais deslocado para a direita. Assim, a concentração de Cu+ em solução é muito baixa. Os únicos compostos de Cu+ estáveis em meio aquoso são insolúveis ou estão na forma de complexos. CuCl, CuCN e CuSCN, podem ser citados como exemplos de compostos insolúveis de Cu (+I). O tiocianato de cobre (+I), CUSCN, é usado para a determinação gravimétrica do cobre.
Por que o cobre quando comparado com os elementos do grupo I é dito como pouco reativo?
No grupo do Cobre, os elétrons d participam da ligação metálica. Portanto, os pontos de fusão e as entalpias de sublimação são muito maiores que dos metais do grupo I. As maiores entalpias de sublimação e maiores energias de ionização são responsáveis pela baixa reatividade do Cobre.
Colocar em ordem de reatividade crescente os seguintes elementos já estudados Cu, Ag, Cd.
 Cd>Cu>Ag
*Anexos
 
[Reatividade do cobre(A)] [Reatividade do cobre (B)] [Reatividade do cobre (C)] 
 
 [Óxido de cobre] [Haletos de cobre] [Formação de cobre II (A,C)] [Formação de cobre II (B)] 
 
[Hidróxido de cobre] [Sulfeto de cobre II] [Hidratação do sulfato de cobre]
Conclusão
O Cobre nos seus dois estados de oxidação, +1 e +2, apresenta várias características que o distingue de outros elementos. Por ter uma energia de ionização maior, tem baixa reatividade comparado aos elementos de outros grupos, sendo assim não reage facilmente. Não reage com ácidos, exceto ácido nítrico concentrado (diluído apenas por meio de aquecimento) e ácido sulfúrico (por meio de aquecimento, tanto concentrado quanto diluído). Sua reação com NaOH resulta em um precipitado gelatinoso, sendo identificado íons Cu2+.
Referências
http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm 
Lee, J.D- Química Inorgânica Não Tão Consisa. São Paulo, editora Edgard Blucher Ltda. 1999 [1]
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc34_3/10-EQ-37-10.pdf [2]