Ferro, cobalto e Niíquel

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO – UERJ
INSTITUTO DE QUÍMICA
Departamento de Química Orgânica
Curso de Licenciatura em Química
 	
RESUMO De QUÍMICA inorgânica EXPERIMENTAL I
FERRO
COBALTO 
NÍQUEL
Apresentado por: Verônica Luiza
INTRODUÇÃO
Os elementos metálicos ferro, cobalto e níquel são metais de transição do grupo 8, 9 e 10 respectivamente., pode-se esperar que suas propriedades sejam aquelas de elementos que tem uma camada interna de elétrons incompleta, isto é, valência variada, íons coloridos e forte tendência para formar íons complexos.
Ferro
O ferro constitui 4,7% da crosta terrestre e entre os metais é o segundo em abundância após o alumínio. O ferro metálico é um metal branco prateado, tenaz e dúctil, é um metal de grande densidade (7,85 g/m3) e alto ponto de fusão (cerca de 1530 ºC) e ebulição (funde a 3000 ºC), sendo encontrado na natureza na sua forma pura sólida à temperatura ambiente. É um dos metais de maior importância no mundo, sendo empregado na fabricação de ligas de aço, encontrado em vários compostos, sendo ele muito reativo com oxigênio, oxidando-se muito facilmente, e sendo o mais importante dos metais de transição para animais e plantas. Sua importância biológica reside, nas plantas, no transporte de nutrientes, e nos animais, de várias formas, sendo a mais importante no transporte e armazenamento de oxigênio na hemoglobina.
É um metal muito reativo tendo configuração eletrônica de (Ar) 3d6 4s2 sendo encontrado nos estados de oxidação II e III mais comuns e estáveis, encontrados mais facilmente na natureza e sendo encontrado nessa forma em vários compostos químicos e biológicos, e nos estados de oxidação de IV e VI menos comuns na natureza e menos estáveis.
Cobalto
O cobalto é um metal de transição situado no 9º período da tabela periódica possuindo grande densidade (8,9 g/cm3) e alto ponto de ebulição (cerca de 2900º) e fusão (cerca de 1450º), se assemelha muito ao níquel e ao ferro, possuindo maior resistência e dureza que o ferro, tendo um aspecto banco azulado e lustroso. 
Vem sendo usado desde a idade média na forma de óxido de cobalto apara confecção de vidros com coloração azul. Por ser muito magnético, é empregado em ligas das quais se obtém imãs permanentes, cerca de 20 a 30 vezes mais fortes que ímãs de ferro, e devido à sua dureza e resistência, é empregados na construção de turbinas de jatos e em ligas para fabricação de brocas e para perfuração de rochas substituindo o uso do diamante. Também é usado para pigmentação de cerâmicas, tintas, vidros entre outros. Tem grande importância biológica para animais, sendo componente essencial para um solo fértil, presente também em algumas enzimas e na vitamina B12 não sendo muito reativo (diferente do ferro, que oxida facilmente em contato com oxigênio e água).
Sua configuração eletronica é (Ar) 3d74s2, tendo estados de oxidação de II (colbatoso) e III (colbatílico) mais estáveis presentes em compostos e na forma I e IV pouco estáveis e pouco comuns. No estado II ele forma sais simples estáveis e no estado III forma sais complexos e estáveis seu sais são coloridos sendo que os colbatosos são de cor avermelhado ou azul, dependendo do grau de hidratação ou de outros fatores. Os íons complexos colbáticos apresentam uma grande variedade de cor.
Níquel
O níquel é conhecido desde aproximadamente o século IV a.C. É um metal abundante que, por suas propriedades, é amplamente utilizado. Possui cor branca prateada. 
Uma de suas características principais é a boa condutividade elétrica, pouca reatividade com água ou oxigênio, boa maleabilidade, elevado ponto de fusão (1453 ºC) e de ebulição (2913 ºC), grande resistência mecânica, à corrosão e a oxidação, possui densidade de 8,9 g/cm3 e boa durabilidade e dureza. Devido a estas propriedades, é muito utilizado em ligas metálicas ferrosas e não ferrosas. 
Em compostos simples, o níquel é predominantemente iônico na forma Ni II na maioria de seus complexos, os estados III e IV só aparecem em alguns compostos. O potencial de eletrodo mostra que do ponto de vista termodinâmico o níquel é um redutor apenas levemente mais fraco que o cobalto. De fato, o níquel é resistente a corrosão por ser protegido por uma camada de óxido e reage apenas muito lentamente como agente oxidante. É quimicamente resistente sob condições alcalinas, e usado com freqüência na fabricação de recipientes ou eletrodos para uso em meio básico. 
É um metal de transição presente no 10º período e possui configuração (Ar) 3d8 4s2 eletrônica cinco estados de oxidação -I, II e III são os mais estáveis e comuns presentes em ligas e compostos, e nos estados I,e IV menos estáveis e comuns.
OBJETIVOS
Verificar por meio de reações as características dos elementos do grupo VIII, ferro, cobalto e níquel, tendo em vista principalmente a variação de seus estados de oxidação e coloração.
22. FERRO
22.1. Obtenção de hidróxido de ferro (II) e suas propriedades
Após o preparo do Fe(OH)2 por reação entre soluções de FeSO4 e NaOH 0,5mol L-1, o precipitado obtido foi dividido em três tubos de ensaio:
Transformação Desenvolvida: Formação de um precipitado verde musgo.
FeSO4(aq) + 2NaOH(aq) Fe(OH)2 (s) + Na2SO4
Tubo 1: O precipitado foi exposto ao ar (agitando com o bastão de vidro)
Transformação Desenvolvida: Após exposição ao ar, o Fe(OH)2 é oxidado e a coloração torna-se marrom-avermelhada - forma-se o Fe(OH)3 (hidróxido de ferro III), e o precipitado separou.
Fe2+(aq) + 2 OH-(aq) Fe(OH)2 (s)
 Precipitado Verde musgo
4 Fe(OH)2 (s) + 2 H2O (l) + O2 (g) 4 Fe(OH)3 (s)
			Precipitado marrom-avermelhado
Tubo 2: Foi testada a solubilidade com Fe(OH)2 em solução de NaOH a 50%
Transformação Desenvolvida: Não observou-se transformação.
Adicionando-se hidróxido de sódio, não obteve-se nenhuma alteração, pois sabemos que o Fe(OH)2 (s) é rapidamente oxidado a Fe(OH)3 (s). O Fe(OH)3 não reage, porque o ferro não alcança a valência 4+ facilmente para formar Fe(OH)4, logo por este mmotivo não foi observada nenhuma transformação.
Tubo 3: O precipitado foi testado com água de bromo(Br2 + H2O)
Transformação Desenvolvida: O precipitado que era verde musgo, descoloriu ficando marrom alaranjado com desprendimento gasoso.
Potenciais:
Br2 (l.) + 2e 2Br- (aq.) E0redução = +1,065V 
Fe(OH)2(s) + 2e Fe(s) + 2OH-(aq.)		E0redução = -0,88V 
Fe(OH)3(s) + 1e Fe(OH)2(s) + OH-(aq.)		E0redução = -0,56V 
Baseando-se nos potenciais podemos deizer, que a água de bromo possui maior potencial de redução, logo ele se reduz favorecendo a oxidação do Fe2+ à Fe3+. Então podemos dizer que a água de bromo é um agente oxidante, pois ele se reduz promovendo a oxidação do ferro. Por este motivo temos o escurecimento do precipitado que antes era verde musgo, característico do ferro II, indo a marrom proveniente do hidróxido de ferro III.
Semi-reação de redução: Br2 (l.) + 2e 2Br- (aq.) 	 E0redução = +1,065V 
Semi-reação de oxidação: Fe (OH)2(s) + OH-(aq.)	 Fe(OH)3(s) + 1e	 E0oxidação = +0,56V 
Reação Global: Br2 (l.) + 2 Fe (OH)2(s) + 2OH-(aq ) 2Fe(OH)3(s) + 2Br- (aq.) E0 sistema = 1,625V
 	 precipitado verde musgo 	 precipitado marrom
Tubo 4: O precipitado foi testado com gotas de solução de H2O2 a 3%
Transformação Desenvolvida: O precipitado que era verde musgo, passou a castanho com desprendimento gasoso.
Como sabemos após exposição ao ar, o Fe(OH)2 é oxidado e a coloração torna-se marrom-avermelhada - forma-se o Fe(OH)3 (hidróxido de ferro III). A adição de peróxido de hidrogênio acelera essa transformação, conforme as reações abaixo:
Fe2+(aq) + 2 OH-(aq) Fe(OH)2 (s)
 Precipitado Verde musgo
4 Fe(OH)2 (s) + 2 H2O2 (l) 4 Fe(OH)3 (s) + OH-
			Precipitado
marrom-avermelhado
Potenciais:
H2O2 (aq.) + 2H+(aq.) + 2e 2H2O (l) E0redução = +1,77V 
Fe(OH)2(s) + 2e Fe(s) + 2OH-(aq.)		E0redução = -0,88V 
Fe(OH)3(s) + 1e Fe(OH)2(s) + OH-(aq.)		E0redução = -0,56V 
Tendo em vista os potenciais podemos deizer, que o peróxido possui maior potencial de redução, logo ele se reduz favorecendo a oxidação do Fe2+ à Fe3+. Então podemos dizer que o peróxido é um forte agente oxidante, pois ele se reduz promovendo a oxidação do ferro. Devido a isto temos o escurecimento do precipitado que antes era verde musgo, característico do ferro II, indo a marrom proveniente do hidróxido de ferro III.
Semi-reação de redução: H2O2 (aq.) + 2H+(aq.) + 2e 2H2O (l) 	 E0redução = +1,77V 
Semi-reação de oxidação: Fe (OH)2(s) + OH-(aq.)	 Fe(OH)3(s) + 1e	 E0oxidação = +0,56V 
Reação Global: H2O2 (aq.) + 2H+(aq.) + 2 Fe (OH)2(s) + 2OH-(aq ) 2Fe(OH)3(s) + 2H2O (l) 
E0 sistema = +2,33V
 
22.2. Propriedades das soluções de Fe (III)
22.2.1. O pH da solução de FeCl3 foi testado com um papel indicador de pH, e logo após foi adicionado a solução, um pedaço de magnésio lixado.
Transformação Desenvolvida: pH da solução era igual a 3, e observou-se desprendimento gasoso.
22.2.2. Foi gotejada a um tubo contendo água em ebulição solução de FeCl3. Depois adicionou-se HCl 2mol L-1 até retornar a coloração inicial.
Transformação Desenvolvida: A solução escureceu, ficando laranja escuro.
22.2.3. Reação da solução de cloreto férrico com solução de iodeto de potássio (KI), testando a presença de iodo com hexano.
Transformação Desenvolvida: Após a adição do KI a solução ficou negra, e ao adicionar hexano observou-se a separação em duas fazes uma violeta e a fase acima negra.
FeCl3(aq.) + 3KI(aq.) Fe2+(aq.) + 3KCl (aq) + I2(s)
Potenciais:
I2(s) + 2e 2I- (aq.) 	E0redução = +0,53V 
Fe3+ (aq) + 1e Fe2+(aq.) +			E0redução = +0,77V 
De acordo com os potenciais podemos deizer, que o ferro III possui maior potencial de redução, logo ele se reduz favorecendo a oxidação do iodo( I2) à iodeto (I-), logo pode-se concluir que o ferro III é agente oxidante, pois ele se reduz promovendo a oxidação do iodo. A esse fato se deve o escurecimento da solução.
Semi-reação de redução: Fe3+ (aq) + 1e Fe2+(aq.) 			E0redução = +0,77V 
Semi-reação de oxidação: 2I- (aq.) I2(s) + 2e 			 E0oxidação = -0,53V 
Reação Global: 2Fe3+(aq.) + 2I- (aq.) Fe2+(aq.) + I2(s) 			E0 sistema = +0,24V
 	
22.3. Identificação de Fe(II) e Fe (III)
22.3.1. Adicionou-se a uma gota de solução de Fe2+ gotas de solução tiocianato de amônio (NH4SCN).
Transformação Desenvolvida: Observou-se formação de uma coloração vermelho sanguíneo.
A formação da coloração observada é devido à formação de um complexo de tiocianato de ferro (III). Este complexo, por não ser carregado, pode ser extraído com éter ou álcool amílico.
Fe3+(aq) + 3 SCN-(aq) [Fe(SCN)3] (s)
 Vermelho sanguíneo
Depois adicionou-se gotas de solução de H2O2 a 3%.
Transformação Desenvolvida: Houve desprendimento gasoso e com o tempo observou-se descoramento da solução.
22.3.2. À dois tubos de ensaio contendo soluções de Fe(II) e Fe(III), adicionou-se gotas de solução de ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]).
Tubo contendo Fe2+
Transformação Desenvolvida: Mudança de coloração da solução, que era incolor e passou a azul intenso.
O ferricianeto é um reagente sensível ao cátion Fe2+ daí observamos a formação de um precipitado azul intenso (azul-da-prússia), conforme reação abaixo.
3 Fe2+(aq) + 2 [Fe(CN)6]3-(aq) Fe3[Fe(CN)6]2 (s)
Tubo contendo Fe3+
Transformação Desenvolvida: Mudança de coloração da solução, que era incolor e passou a negra.
Tanto o Fe (II) como o Fe (III) formam complexos com um grande número de doadores de elétrons. Uma comparação entre os potenciais de redução proporciona um bom exemplo de como as estabilidades relativas dos estados de oxidação são afetadas pela formação de complexos. O Íon férrico aquoso é um bom agente oxidante, porém o ferricianeto [Fe (CN)6]3- é bem mais fraco. A formação do complexo com cianeto provoca maior estabilização do Fe (III) do que o Fe (II).
22.4. Complexos de Ferro 
22.4.1. Num tubo de ensaio foi colocado aproximadamente 1 mL de água destilada e 2 gotas de FeCl3 0,1 mol L-1 e 3 – 4 gotas de solução saturada de KSCN com agitação.
Transformação Desenvolvida: Observamos mudança de cor da solução que era laranja tornando-se vermelho intenso.
O teste de identificação do Fe3+ se baseia na reação que este íon dá com o íon tiocianato, com formação do íon complexo FeSCN2+ de cor vermelho-sangue.
Fe3+(aq) + SCN-(aq) � FeSCN2+(aq)
As seis espécies complexas de ferro (III) com tiocianato, variando do FeSCN2+ ao Fe(SCN)63-, são todas vermelhas. A cor que se desenvolve neste teste é em geral atribuída ao FeSCN2+, por que dos seis complexos, esta é a espécie que tem a mais elevada constante de formação sucessiva.
22.4.2. Num tubo de ensaio adicionou-se 1mL de água destilada e 2 gotas de de FeCl3 0,1 mol L-1 e 1mL de solução KF 0,2mol L-1, como agitação.
Transformação Desenvolvida: Observamos mudança de cor da solução que era laranja tornando-se amarelo claro.
O íon fluoreto forma com o Fe3+ o íon complexo hexafluoroferrato (III), FeF63-, incolor. 
Fe3+(aq) + 6F-(aq) SHAPE \* MERGEFORMAT ��� FeF63-(aq)
22.5. Estabilidade dos complexos.
22.5.1. A uma solução contendo ferro(III) adicionou-se cristais de oxalato de sódio.
Transformação Desenvolvida: Observou-se uma coloração amarelo escuro, a coloração da solução já era amarela, apenas sofreu um leve escurecimento.
Após adicionou-se solução de NH4SCN.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança da coloração amarela para vermelho sanguíneo.
A coloração vermelha intenso pode ser observada, devida a formação de um complexo:
Fe3+ + 3SCN- → [Fe(SCN)3]
22.5.1. A uma solução contendo ferro(III) adicionou-se solução de KF a 10%.
Transformação Desenvolvida: Observou-se que a solução turvou e houve formação de um precipitado branco.
Como vimos anteriormente o íons fluoreto forma com o Fe3+ o íon complexo hexafluoroferrato (III), FeF63-, conforme a seguinte reação.
Fe3+(aq) + 6F-(aq) SHAPE \* MERGEFORMAT ��� FeF63-(aq)
O complexo obtido foi separado em três tubos de ensaio:
Tubo 1 – Adicionou-se solução de NH4SCN:
Transformação Desenvolvida: Mudança de coloração da solução que passou para amarela.
Tubo 2 – Adicionou-se cristais de oxalato de sódio:
Transformação Desenvolvida: Mudança de coloração da solução que passou para verde bem claro.
Tubo 3 – Adicionou-se gotas de solução de NaOH:
Transformação Desenvolvida: Mudança de coloração da solução que passou a marrom com precipitado.
FeF63-(aq) + 3 NaOH(aq.) SHAPE \* MERGEFORMAT ��� Fe(OH)3 (s) + 3 Na+(aq.) + 6F-(aq)
Precipitado Marrom-avermelhado
A coloração da solução mudou devido a formação do hidróxido de ferro II que foi formado com a adição da base.
23. Cobalto
23.1. Obtenção de hidróxido de cobalto (II) e suas propriedades
O hidróxido de cobalto foi preparado a partir da reação entre as soluções de CoSO4 e NaOH 0,5 mol L-1 em quatro tubos de ensaio tampando a boca do tubo logo após a mistura.
Transformação Desenvolvida: Houve formação de um precipitado rosa, o hidróxido de cobalto II.
CoSO4(aq) + 2 NaOH Co(OH)2 (pp) + Na2SO4
Ao adicionar-se o cobalto, a solução apresentou algumas partes azuis em sua superfície que por fim tomaram tonalidade da cor rosa, depois de algum tempo notou-se a formação de um precipitado rosa Co(OH)2 no fundo do tubo de ensaio. As partes azuis notadas no experimento são sais básicos apresentados na precipitação
do íon Co2+, que por esta em excesso foi convertido a Co(OH)3 de cor marrom escura, havendo então mudança de cor.
Tubo 1 – O precipitado foi exposto ao ar 
Transformação Desenvolvida: Quando exposto ao ar, notou-se que o precipitado que tinha coloração róseo foi ficando com coloração amarronzada.
	Essa mudança de coloração se deve ao fato do hidróxido de cobalto II, que é lentamente transformado, pela exposição ao ar, em hidróxido de cobalto III, marrom-escuro (a oxidação pode ser acelerada com agentes oxidantes como hipocloritos ou peróxidos):
4 Co(OH)2 (s) + O2 (g) + 2 H2O (l) 4 Co(OH)3 (s)
			Precipitado rosa			Precipitado marrom
Tubo 2- Adicionou-se 1 gota de NaOH a 50%, após adicionou-se excesso de NaOH a 50% e aquecer a mistura.
Transformação Desenvolvida: Não foi observada dissolução do precipitado.
Tubo 4- Adicionou-se gotas de solução H2O2 a 3% e posterior aquecimento para decomposição do peróxido.
Transformação Desenvolvida: Observamos muito despredimento gasoso, e após aquecimento o precipitado marrom ficou decantado no fundo do tubo.
Como dito anteriormente o hidróxido de cobalto II pode ser oxidado na presença de agentes oxidantes, nesse caso o peróxido em hidróxido de cobalto III, marrom-escuro. Houve constante liberação de gás e liberação de calor, sendo uma reação exotérmica.
Co(OH)2 (s) + H2O2 (l) Co(OH)3 (s) + OH-(aq.)
23.2. Decomposição térmica dos sais
Aquecimento do sal CoCl2, inicialmente um sal cor de beterraba. 
Com aquecimento perdeu toda a água, ficando depositado o sal anidro nas paredes tubo. 
CoCl2.6H2O + aquecimento CoCl2 + H2O(v)
 	Já o aquecimento do sal, Co(NO3)2 ele é hexahidratado, logo ele também perdeu toda a água ficando depositado na forma de cristais na parede do tubo.
Co(NO3)2.6H2O + aquecimento CoCl2 + H2O(v)
23.3. Caráter oxidante dos óxidos de Cobalto (III)
Aos precipitados reservados no item 23.1 foi realizada asição de HCl 1:1.
Tubo 1 
Transformação Desenvolvida: A solução tinha coloração rosa e permaneceu rosa, porém houve solubilização do precipitado.
Tubo 2
Transformação Desenvolvida: A solução tinha coloração marrom e permaneceu marrom.
Tubo 3 
Transformação Desenvolvida: A solução tinha coloração marrom e permaneceu marrom.
Tubo 4
Transformação Desenvolvida: Não foi observada transformação.
23.4. Complexos de Cobalto
23.4.1. Adicionou-se 5 gotas da solução de CoCl2 0,5 mol L-1 nem tubo de ensaio, após houve adição de H2SO4 concentrado (18mol L-1) com agitação.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança de coloração da solução de CoCl2 , que era vinho indo a azul intenso.
Após adição do ácido e observação da transformação, adicionou-se água destilada.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança de coloração da solução que era azul intenso, indo para rosa.
23.4.2. Adicionou-se 5 gotas da solução de CoCl2 0,5 mol L-1 nem tubo de ensaio, após houve adição de HCl concentrado (12 mol L-1) com agitação.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança de coloração da solução de CoCl2 , que era rosa indo a azul intenso.
Co[(H2O)6]2+(aq.) + 4HCl (aq.) [CoCl4]2-(aq.) + 6H2O(l)
				Rosa			Azul Intenso
Ao adicionarmos mais ácido clorídrico (HCl), estaremos aumentando a concentração molar de Cl (efeito do íon comum); o equilíbrio se deslocará para o lado direito, e a solução irá adquirir a cor azul.
		
Após adição do ácido e observação da transformação, adcionou-se água destilada.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança de coloração da solução que era azul intenso, indo para rosa.
Ao adiocionar água o equilíbrio foi deslocado no sentido inverso da reação acima, por este motivo a solução retornou a coloração rosa.
23.4.3. Num tubo de ensaio adicionou-se 5 gotas de água destilada, 2 a 3 gotas da solução de CoCl2 0,5 mol L-1 e cristais de NaNO2, homogeneizando até completa dissolução. Depois adicionou-se 0,5mL de ácido acético concentrado 1:1. Após houve adição de 1mL de solução de KCl 0,5 mol L-1 . 
Transformação Desenvolvida: 
Co2+(aq.) + NO3- ⇔ Co3+(aq) + NO(aq.) + H2O
Co3+ (aq.)+ 6 NO2-(aq) ⇔ [Co(NO2)6]3-
Haverá formação de um precipitado amarelo de cobaltonitrito. Em solução diluída a formação de precipitado é lenta, aparecendo somente após várias horas.	
23.4.4. Num tubo de ensaio adicionou-se 4 gotas de CoCl2 0,5 mol L-1 e 0,5mL KSCN 0,5 mol L-1.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança de coloração da solução que era rosa, indo para roxo.
Co2+(aq) + 4 SCN- ⇌ [Co(SCN)4]2-
A identificação do cobalto se baseia na formação de uma coloração azul intensa de tetratiocianatocobaltato (II), Co(SCN)42-, quando um grande excesso de solução tiocianato é adicionado à solução contendo Co2+.
23.5. Instabilidade, em relação à oxidação, dos aminocomplexos de Co (II)
Uma solução de NH3 concentrada foi saturada com NH4Cl e vertida num tubo contendo solução de Co (II).
Transformação Desenvolvida: A solução ficou com coloração amarronzada com liberação de calor.
A adição da solução de amônia a uma solução de cloreto de cobalto, obtemos a formação de um precipitado de sal básico.
Co2+(aq) + NH3 (aq) + H2O (l) Co(OH)Cl (s) + NH4+(aq)
          O excesso de reagente dissolve o precipitado, devido a formação do íon complexo hexaminocobaltato (II). Esse complexo é formado, pois em virtude de seu grau de solubilidade no meio NH4 esses meios entram em contato com o cloreto de amônia, este inibi a precipitação desses sais em virtude do aumento do íon NH4.
Co(OH) (s) + 6 NH3 (aq) [Co(NH3)6]2+(aq) + OH-(aq)
A solução foi submetida a aquecimento.
Transformação Desenvolvida: Houve mudança de coloração, a solução que era amarronzada ficou com coloração vinho a violeta, com solubilização do precipitado.
24. Níquel
24.1. Obtenção de hidróxido de Níquel (II) e suas propriedades
O hidróxido de Níquel foi preparado a partir da reação das soluções de NiSO4 com NaOH 0,5 mol L-1, o precipitado obtido foi separado em três tubos de ensaio.
Transformação Desenvolvida: Verificou-se a formação de um precipitado verde de hidróxido de níquel.
Ni2+(aq) + 2 OH-(aq) Ni(OH)2 (s)
						 Precipitado verde
Tubo 1 - Testou-se a solubilidade do Ni(OH)2 com solução concentrada de NaOH (50%)
Transformação Desenvolvida: Observou-se pouca dissolução no reagente, esse precipitado é insolúvel em excesso de reagente.
Tubo 2 - Testou-se a solubilidade do Ni(OH)2 com solução concentrada de NH3.
Transformação Desenvolvida: Observou-se mudança de coloração da soulução que passou de verde a azul claro leitosa.
Ni(OH)2 (s) + 6 NH3 (aq) [Ni(NH3)6]2+(aq) + 2 OH-(aq)
Ni(OH)2 (s) + 6 NH4+ (aq) + 4 OH-(aq) [Ni(NH3)6]2+(aq) + 6 H2O (l)
Essa mudança se deve ao fato da reação do hidróxido com a amônia, formando um complexo com a amônia.
Tubo 3 - Testou-se a solubilidade do Ni(OH)2 com água de bromo. Testou-se também o precipitado preto obtido utilizando solução de KI.
Transformação Desenvolvida: Com água de bromo observou-se formação de um precipitado preto. Ao adicionar KI a solução ficou verde musgo.
Ni(OH)2(aq.) + Br2(l.) + KI(aq.) → NiBr2(aq.) + I2(s)
Obtivemos formação do halogeneto de níquel, pois o bromo é mais eletronegativo e mais reativo que o iodo, e possui maior potencial de redução se reduzindo e promovendo a oxidação do iodeto passando a iodo.
Potenciais:
Br2 (l.) + 2e 2Br- (aq.) 	E0redução = +1,065V 
I2 (aq.) + 2e I- (aq.) 	E0redução = +0,53V 
24.2. Formação de Complexos
24.2.1. Uma solução contendo NH3 foi saturada com NH4Cl e vertida sobre uma solução de Ni(II).
Transformação Desenvolvida: Observou-se a coloração lilás claro.
Ni2+(aq) + 2 NH3 (aq) + 2 H2O (l) Ni(OH)2 (s) + 2 NH4+(aq)
Ni(OH)2 (s) + 6 NH3 (aq) [Ni(NH3)6]2+ (aq) + 2 OH-(aq)
24.2.2. Num tubo de ensaio adicionou-se 5 gotas de solução de Ni(II) e
posterior adição de NH3 concentrada e 0,5mL de solução alcoólica de dimetilglioxima.
Transformação Desenvolvida: A solução ficou vermelha. 
Notamos que se forma imediatamente a dimetilglioxima de níquel (II), solúvel, de coloração vermelha, conforme reação abaixo:
Ni2+(aq) + 2 H2DMG (aq) + 2 H2O (l) Ni(HDMG)2 (s) + 2 H3O+ (aq)
Reação do Ni2+ com dimetilglioxima
CONCLUSÃO
A prática para testar a presença dos cátions mostrou coerente com a bibliografia pesquisada, os complexos puderam ser identificados por suas cores e formação de hidróxidos insolúveis.
A análise Qualitativa, através dos testes de precipitados e complexos, se mostrou eficiente na identificação desses cátions..
BIBLIOGRAFIA
1.	VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa, Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981, 227 p.
2.	BACCAN, N. GODINHO, O. E. S. ALEIXO, L. M. STEIN, E. . Introdução à Semimicroanálise Qualitativa. 2.a. ed. Campinas (SP): Editora da Unicamp, 1997. v. -. 295 p.
3.	MAHAN, B.M. e MYERS, R.J. Química Um Curso Universitário – Editora Edgard Blücher LTDA. 1987. São Paulo – SP.
Química Inorgânica Experimental I – Prática FERRO, COBALTO e NÍQUEL
Apresentado por: Verônica Luiza	Página �PAGE \* MERGEFORMAT�15����