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UFRRJ – Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
ICE – Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
IC397 – Química Inorgânica I
Prof.: Geovan da Silva Souza
Ana Gabriele Santos Albuquerque 200602003-8
André Luiz Torres Rosas 200602004-6
 Átila Santana da Silva 200602005-4
Luis Augusto Avellar Martins 200602023-2 
GRUPO 11 ( ou I-B)
1- Introdução
 O cobre é um elemento químico de símbolo Cu, número atômico 29 (29 prótons e 29 elétrons) e de massa atômica 63,6 uma. À temperatura ambiente, o cobre encontra-se no estado sólido.
 Classificado como metal de transição, pertence ao grupo 11 (1B) da Classificação Periódica dos Elementos. É um dos metais mais importantes industrialmente, de coloração avermelhada, dúctil, maleável e bom condutor de eletricidade.
 Quando exposto ao ar, a coloração vermelho salmão inicial torna-se vermelho violeta devido à formação do óxido cuproso (Cu2O) para enegrecer-se posteriormente devido à formação do óxido cúprico (CuO).Exposto longamente ao ar úmido forma uma capa aderente e impermeável de carbonato básico de coloração verde, característica de seus sais, que é venenosa. Quando se utilizam caçarolas de cobre para a cocção de alimentos podem ocorrer intoxicações, devido à ação dos ácidos da comida que originam óxidos, contaminando os alimentos.
 O metal em pó é combustível e quando inalado pode provocar tosse, dor de cabeça e dor de garganta, recomenda-se evitar a exposição laboral e a utilização de protetores como óculos, luvas e máscaras.Reage com oxidantes fortes tais como cloratos, bromatos e iodatos, originando o perigo de explosões.
 A prata é um elemento químico de símbolo Ag e de número atômico igual a 47 (47 prótons e 47 elétrons). À temperatura ambiente, a prata encontra-se no estado sólido. No teste de chama, assume a cor lilás.
A prata normalmente ocorre em forma compacta como pepitas ou grãos, embora possa também ser encontrada em agregados fibrosos, dendítricos (em forma de árvore). Quando recentemente minerada ou polida, ela possui uma cor branco-prata brilhante característica e um brilho metálico. Entretanto, com a exposição ao oxigênio do ar, uma camada preta de óxido de prata se forma prontamente, escurecendo a superfície. Por causa disso e do fato de que ela é muito maleável para ser usada em joalheria na sua forma pura, a prata é freqüentemente ligada a outros metais, ou recebe uma camada de cobertura de ouro.
 A prata não é tóxica. No entanto, a maior parte dos seus sais são venenosos devido à presença de aniões. Estes compostos são absorvidos pelo corpo e permanecem no sangue até se depositarem nas membranas mucosas, formando uma película acinzentada.A intoxicação por prata chama-se argiria.
II) Informações Gerais
	Elemento
	Z
	M.M.(g/mol)
	Densidade(g/cm3)
	P.F.(ºC)
	P.E.(ºC)
	E.I(kJ/mol)
	Afinidade eletrônica(kJ/mol)
	Eletronegatividade
	E.O.
	R.A.(pm)
	Símbolo
	Cobre
	29
	63,55
	8,93
	1083
	2567
	785,1958,3554
	+64
	1,7
	+1,+2
	128
	Cu
	Prata
	47
	107,87
	10,50
	962
	2212
	731,2073
	+126
	1,9
	+1
	144
	Ag
	Ouro
	79
	196,67
	19,288
	1064
	2807
	890,1980
	+223
	2,5
	+1,+3
	144
	Au
BLOCO D - Elementos de transição
            1- Introdução
            O preenchimento dos níveis eletrônicos 3d, 4d e 5d formam tr6es séries de elementos que, em conjunto, constituem os elementos do bloco d, que são organizados em grupos numerados de I a VIII B. São conhecidos como elementos de transição porque suas propriedades são geralmente intermediárias entre os elementos metálicos dos blocos s e os elementos não metálicos dos blocos p. Nos blocos s e p os elétrons vão sendo adicionados ao nível eletrônico mais externo do átomo. Já no bloco d, os elétrons vão sendo adicionados ao penúltimo nível, expandindo-se de 8 até 18 elétrons.
            Uma característica marcante dos elementos do bloco d é apresentar um subnível d apenas parcialmente preenchido, com exceção do Pd, Cu, Ag, Au, Zn, Cd e Hg, que apresentam um subnível d completo com 10 elétrons. Isso, no entanto, confere aos compostos destes elementos diferenças em relação aos outros.
            2- Estados de oxidação e caráter metálico
            Um aspecto muito importante dos metais de transição é existência de diversos estados de oxidação dos elementos. Isso porque ocorre a promoção de elétrons de subníveis s ou p para um subnível d. Nos elementos do bloco d, o penúltimo nível eletrônico se expande. Assim, eles apresentam muitas propriedades físicas e químicas comuns. Por exemplo, todos os elementos de transição são metais. Portanto, são bons condutores de eletricidade e de calor, apresentam brilho metálico e são duros, fortes e dúcteis. Formam também ligas com outros metais.
            3- Formação de complexos
            Os elementos de transição apresentam uma grande tendência em formar compostos de coordenação com bases de Lewis, isto é, com grupos capazes de doar um par eletrônico. Esses grupos, que chamaremos de ligantes, podem ser moléculas ou íons. Essa capacidade excepcional dos elementos do bloco para formarem complexos está relacionada com o fato de formarem íons pequenos com carga elevada, contendo orbitais vazios de baixa energia, capazes de receber pares de elétrons dos grupos ligantes. 
            4- Tamanho dos átomos e íons
            Os raios covalentes dos elementos de transição decrescem da esquerda para a direita ao longo de uma série, até próximo ao final, quando o raio aumenta ligeiramente. Os átomos dos elementos de transição são menores que os dos grupos I e II do mesmo período horizontal. Em parte isso é devido à adição de elétrons em subníveis d, que são maus protetores do núcleo (efeito do par inerte), e não no nível mais externo. Descendo em um grupo, o tamanho do átomo aumenta, devido à camadas eletrônicas adicionais. Há decréscimo gradual de tamanho dos 14 elementos lantanídicos, do cério ao lutécio, por causa da contração lantanídica. 
            5- Densidade, Ponto de fusão e Ponto de ebulição
            Os volumes atômicos dos elementos de transição são baixos quando comparados com os elementos dos grupos vizinhos (IA e IIA). Isso se deve à fraca proteção da carga nuclear aumentada, que assim atrai mais fortemente todos os elétrons. Além disso, os novos elétrons adicionados ocupam orbitais internos. Em consequência, as densidades dos elementos de transição são elevadas. Praticamente todos têm densidade superior a 5 g/cm3. 
            Os pontos de fusão e ebulição dos elementos de transição geralmente são muito elevados. Normalmente eles fundem a temperaturas superiores a 1000o C. Três exceções dignas de menção são o Zn, o Cd e o Hg (grupo IB), que fundem a, respectivamente, 420o C, 321o C e -38o C (o mercúrio, portanto, é líquido à temperatura ambiente). Isso ocorre porque esses três elementos têm os dois últimos subnívis (d e s) completos, e os elétrons d não participam da ligação metálica; logo, essa ligação é menos eficiente.
            6- Energias de ionização
            A facilidade com que se pode remover um elétrons de um átomo de transição, isto é, sua energia de ionização, é intermediária entre aquelas dos blocos s e p. Os valores para as primeiras energias de ionização variam num amplo intervalo, de 541 kJ/mol para o lantânio até 1007 kJ/mol para o mercúrio. Os elementos de transição podem, portanto, formar ligações iônicas ou covalentes, dependendo das condições. Geralmnete os estados de oxidação mais baixos favorecem a ligação iônica e os mais altos favorecem a covalência. Os elementos da primeira série de transição formam um número maior de compostos iônicos do que os da segunda e terceira séries.
            7- Cor dos compostosDiversos compostos iônicos e covalentes dos metais de transição são coloridos, devido à presença de orbitais d para as transições eletrônicas que absorvem radiações na região visível do espectro. Também podem apresentar cor por causa da existência de orbitais parcialmente preenchidos, que permitem transições eletrônicas, responsáveis pela emissão luminosa. Os compostos dos elementos que apresentam todos os orbitais preenchidos (Zn, Cd e Hg) normalmente não são coloridos.
            8- Outras propriedades
            Muitos dos compostos dos elementos de transição são paramagnéticos, isto é, podem ser atraídos por um campo magnético, pois contêm níveis eletrônicos semipreenchidos. Em particular, Fe, Co e Ni são ferromagnéticos, isto é, são magnetizados por um ímã - os átomos se alinham e apontam todos para uma mesma direção. 
            Vários metais de transição e seus compostos são utilizados em sínteses de outros compostos devido à sua propriedade catalítica, podendo formar compostos intermediários instáveis ou fornecer a superfície de contato adequada para a reação. Os metais de transição estão presentes inclusive em algumas enzimas (proteínas que agem como catalisadores biológicos) do corpo humano.
COBRE ( Cu )
          HISTÓRICO:  Conhecido cerca de 5000 anos antes da era Cristã, o cobre foi largamente usado pelo homem neolítico, na fabricação de diversos utensílios.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Encontrado apenas ocasionalmente em estado nativo, sob a forma de filamentos cobertos superficialmente por um estrato oxidado, a maioria do cobre natural apresenta-se sob a forma de compostos. Os principais minerais de cobre são:
Calcopirita: CuFeS2 
Calcosita: Cu2S 
Covelita: CuS 
Malaquita: Cu2CO3 (OH)2 
Azurita: Cu3(CO3)2 (OH)2 
Turquesa: CuAl6(PO4)4(OH)8 . 5 H2O 
Torbernita: Cu(UO2)2(PO4)2 . 12 H2O 
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O cobre geralmente é obtido pela seguinte reação:
Cu2S + 2 Cu2O   6 Cu + SO2
          O cobre possui dois isótopos estáveis, de números atômicos 63 e 65. Atacável pelo ácido nítrico concentrado a quente ou a frio, o cobre resiste, porém, ao ácido clorídrico. O ácido sulfúrico consegue atacá-lo, contudo, somente a quente. Depois de certo tempo de exposição ao ar, o cobre apresenta-se coberto por uma substância esverdeada, chamada pátina, formada por um carbonato básico, que protege o metal contra posteriores agentes atmosféricos.
          UTILIZAÇÃO:  O cobre encontra uma variedade enorme de aplicações: motores e circuitos elétricos, tubulações, serpentinas de aquecimento, telefones e telégrafos etc. Devido à sua resistência a soluções moderadamente ácidas e alcalinas, é usado na fabricação de evaporadores, alambiques e aparelhos químicos. Em liga com estanho forma o bronze, de vasto emprego na indústria mecânica, e com o zinco forma o latão, dentre diversas outras ligas metálicas.
          O sulfato cúprico (CuSO4) é utilizado como fungicida e o hidróxido cúprico amoniacal - Cu(NH3)4(OH)2 - é utilizado no laboratório e na indústria por sua propriedade de dissolver a celulose, sem alterar-lhe a estrutura.
PRATA ( Ag )
          HISTÓRICO:  A prata é conhecida pelos egípcios desde o século V a. C.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  A prata encontra-se tanto sob a forma elementar quanto sob a forma de minerais. Os principais deles são:
Argentita: Ag2S 
Cerargirita: AgCl 
Prustita: 3Ag2S . As2S3 
Pirargirita: 3Ag2S . Sb2S3 
          Os maiores produtores mundiais de prata são: México, EUA, Canadá, Peru, Bolívia e Austrália.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Branca e brilhante quando maciça, a prata apresenta-se preta quando finamente dividida. Isso porque, quando pulverizada, os pequenos cristais, dispostos desordenadamente, dispersam a luz em todas as direções. É o metal que melhor conduz calor e eletricidade e, depois do ouro, é o mais maleável e dúctil. Muito mole quando pura, a prata é usada em liga com o cobre, na cunhagem de moedas.
          Quando se adiciona uma base a soluções de sais de prata, forma-se um óxido castanho, Ag2O, que se dissolve em uma solução aquosa de amônia, originando o íon complexo [Ag(NH3)2]+. Na evaporação de soluções que contenham esse íon sobra um resíduo sólido, violentamente explosivo, cuja composição ainda não é bem conhecida; já foi descrito como amideto (AgNH2) e também como nitreto (Ag3N).
          Dissolvendo-se a prata em ácido nítrico, forma-se o nitrato (AgNO3) com desprendimento de vapores nitrosos. Entre os compostos de prata são particularmente importantes os haletos: AgF, Ag, Cl, AgBr, AgI. Com exceção do fluoreto, são todos insolúveis em água e instáveis às radiações luminosas. O brometo é talvez o mais sensível à luz, sendo, por isso, usado na preparação de emulsões fotográficas.
          UTILIZAÇÃO: Pelo fato de não sofrer alterações em presença de oxigênio, a prata é empregada para recobrir metais menos resistentes. Também é muito empregada em joalheria.
OURO ( Au )
          HISTÓRICO:  O ouro já era procurado pelos egípcios entre as areias do Nilo, milhares de anos antes da Era Cristã e foi alvo inatingido de todo alquimista medieval. 
          OCORRÊNCIA NATURAL:  Nas jazidas chamadas primárias, o ouro aparece ligado ao quartzo. Nas jazidas chamadas secundárias, o ouro apresenta-se sob a forma de palhetas ou pepitas, acumuladas em areias provenientes da desagregação de rochas que o continham anteriormente (ver intemperismo). Cerca de 50% do metal extraído anualmente em todo o mundo provém da África do Sul. Seguem-se Canadá, EUA, Austrália, gana e ex-URSS. O Brasil é o 15o produtor mundial de ouro e sua maior jazida é a de Morro Velho, situada no município de Nova Lima, em minas Gerais.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O ouro sempre foi símbolo de riqueza, por causa da relativa escassez de ocorrências na natureza e por ser praticamente inoxidável e inalterável por agentes químicos. O ouro é atacado por poucas substâncias. Entre elas estão a água-régia (solução de ácido clorídrico e ácido nítrico concentrados na proporção de 3:1), o ácido iódico e o ácido selênico. Entretanto, o oxigênio gasoso, mesmo a quente, não consegue oxidar o metal, que então conserva seu brilho característico por longo tempo.
          Os compostos de ouro em geral são instáveis e, sob aquecimento, liberam o ouro metálico. O ouro pode apresentar os estados de oxidação +1 (compostos aurosos) e +3 (compostos áuricos). O composto auroso encontrado com maior frequência é o aurocianeto de sódio - Na Au (CN)2. O cloreto, sulfeto, iodeto e fluoreto aurosos também ocorrem na natureza. Dos compostos áuricos destacam-se, por sua relativa abundância, o cloreto hidratado (AuCl3 . 2 H2O), óxido (Au2O3), o sulfeto (Au2S3) e o hidróxido - Au(OH)3. O metal é extraído de seus compostos por meio de precipitação, provocada por agentes redutores.
          Metal mole no estado elementar (como o estanho e o chumbo), o ouro é geralmente usado sob a forma de liga com outros metais. O teor de ouro nas ligas é expresso em quilates, que são partes de um total de 24. Dizer que certa liga tem 18 quilates equivale a dizer que em 24 partes de liga, 18 são de ouro, ou seja, a liga tem 75% de ouro. Extremamente maleável, o ouro pode ser facilmente transformado em delgados fios ou em lâminas finíssimas, com espessura inferior a um milésimo de milímetro.
          UTILIZAÇÃO: Considerável parcela da quantidade de ouro produzida anualmente é empregada em joalheria, quase sempre em ligas com prata ou cobre. A sua inércia química é largamente explorada na indústria: no revestimento de terminais de aparelhos eletrônicos, assegurando contato elétrico perfeito, ou em naves espaciais, garantindo proteção aos astronautas contra a possível incidência de radiações. 
III) Experimental
COBRE
1) Ação de ácidos sobre o cobre metálico
 a) Em dois tubos de ensaio, foi adicionado raspas de cobre e, respectivamente, 2 mL de HNO3diluído (1M) e concentrado (6M).
1º tubo ( c/ HNO3(dil.) )
Cu+2(aq) + 2e- (( Cu(s) E0 = +0,34 V
NO3-2(aq) + 4H+(aq) + 3e- (( 2H2O(l) + 2NO (g) E0 = +0,957 V
3Cu(s) + 8HNO3(aq) ( 3Cu+2(aq) + 6NO3-2(aq) + 4H2O(l) + 2NO(g) ddp= +0,617 V
Desprendimento de um gás incolor(NO), formação de solução verde-azulada.
Obs.: Para esta reação acontecer, foi necessário aquecimento.
2º tubo ( c/ HNO3(conc.) )
Cu+2(aq) + 2e- (( Cu(s) E0 = +0,34 V
 2NO3-2(aq) + 4H+(aq) + 2e- (( 2H2O(l) + 2NO2(g) E0 = +0,8 V
Cu(s) + 4HNO3(conc) ( Cu+2(aq) + 2NO3-2(aq) + 2H2O(l) + 2NO2(g) ddp = +0,46 V
Desperendimento de gás castanho(NO2), formação de solução verde-azulada.
 b) Em dois tubos de ensaio, foi adicionado raspas de cobre e, respectivamente, 2 mL de H2SO4 diluído (1M) e concentrado (18M).
Cu(s) + H2SO4(dil.) ( não reage
Cu(s) + 2H2SO4 (conc.) ( SO2 + CuSO4+ 2H2O
Desperendimento de gás incolor(SO2), formação de solução escura.
Obs.: Para esta reação acontecer, foi necessário aquecimento.
 c) Em dois tubos de ensaio, foi adicionado raspas de cobre e, respectivamente, 2 mL de HCl diluído (1M) e concentrado (1:1).
Cu(s) + HCl(dil.) ( não reage
Cu + HCl(conc.) ( não reage
2) Química do Cobre (I)
- Preparação e propriedades do óxido cuproso
 a) Foram dissolvidos 2,5 g de CuSO4 em 15 mL de água destilada e foi adicionada 1,5 g de glicose (dextrose). Logo após o aquecimento da solução forma adicionados 8 mL de NaOH 20%. A solução foi agitada e aquecida até que se formasse um precipitado vermelho. Após resfriamento, o produto foi filtrado e lavado com água.
 Obteve-se após a reação, a formação de um precipitado vermelho, indicando a formação do Cu2O (óxido cuproso). Houve uma reação de oxirredução aonde o grupamento aldeído da glicose atuou como agente redutor, promovendo a redução do Cu2+ a Cu1+, segundo a reação abaixo:
 b) Em um tubo de ensaio, foram adicionados alguns mg de Cu2O, recentemente preparado, e 2 mL de H2SO4 3 M.
 O Cu+ sofre desproporcionamento devido ao seu alto potencial redox.
Cu+(aq) + e- (( Cu(s) E0 = +0,52V
Cu+(aq) (( Cu+2(aq) + e- E0 = -0,15V
2Cu+(aq) ( Cu(s) + Cu+2(aq) ddp = +0,37V
A adição de H2SO4 promoveu a auto-oxiredução do óxido cuproso, com isso a solução toma coloração azul de Cu+2 havendo também a formação de um sólido marrom avermelhado de Cu(s).
Cu2O(s) + H2SO4(aq) ( Cu(s) + Cu+2(aq) + SO4-2(aq) + H2O(l)
- Preparação do brometo cuproso
 Em tubo de ensaio, foram misturados 3 mL de solução de CuSO4 1M com igual volume de solução 1M de NaBr e logo em seguida, foi aquecido. Foram adicionados, lentamente, alguns cristais de Na2SO3 até o desaparecimento da coloração azul. Observou-se a formação de um precipitado. Depois se adicionaram cristais de Na2SO3 e a coloração azul desapareceu. 
Houve a formação de um sólido amarelo de CuBr segundo a reações abaixo.
SO32-(aq) + H2O(l) ( SO42-(aq) + 2H+ + 2e-
Cu+2(aq) + 1e- ( Cu+(aq) 
2 Cu2+(aq) + SO32-(aq) + H2O(l) ( SO42-(aq) + 2H+ + 2Cu+(aq) 
Cu+(aq) + Br-(aq) ( CuBr(s)
3) Preparação de alguns compostos de cobre (II)
a) Em um tubo de ensaio seco, foram aquecidos, de forma suave, alguns cristais de CuSO4 . 5H2O. A água evaporou e houve formação do CuSO4 anidro que é branco, diferentemente do CuSO4 . 5H2O que é azul.
CuSO4 . 5H2O ( CuSO4(s) + 5H2O(v), forma preciptado branco.
 O produto foi dissolvido em 4 mL de água destilada e foi dividido em quatro partes. O produto ficou com uma cloração azul clara.
CuSO4(s) + 6H2O(l) ( [Cu(H2O)6] 2+(aq) + SO42-(aq)
b) Ao primeiro tubo, foi adicionado, gota a gota, solução concentrada de NH4OH, até dissolução de precipitado gelatinoso inicialmente formado. 
 A primeira parte da solução adicionou-se solução do precipitado gelatinoso inicialmente formado. Finalmente obteve-se uma solução azul, com coloração mais intensa que a solução de partida.
 Com a adição de NH4OH(conc), houve inicialmente a formação do precipitado gelatinoso Cu(OH)2, que foi dissolvido com a contínua adição da base, devido a formação do complexo solúvel [Cu(NH3)4]2+, que tornou a solução azul intensa.
NH3 + H2O (( NH4+ + OH-
 *[Cu(H2O)6]+2 + 2OH-(aq) ( Cu(OH)2(s) + 6H2O(l)
*Cu(OH)2(s) + 4 NH3 ( [Cu(NH3)4]+2(aq) + 2OH-(aq)
Alguns autores relatam as etapas * e ** por:
2Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 2NH3 + H2O(l) ( Cu(OH)2CuSO4(s) + 2NH4+(aq)
Cu(OH)2CuSO4(s) + 8NH3 → 2[Cu(NH3)4]2+(aq) + SO42-(aq) + 2OH-(aq)
A solução apresenta cor mais azulada que o CuSO4 . 5H2O.
Obs.: o procedimento foi realizado em CAPELA.
c) Ao segundo tubo, foi adicionado, gota a gota, solução aquosa de HCl conc. (1:1). 
 A adição de HCl concentrado, aumenta a concentração de anions cloreto em solução, forçando a troca de um ligante H2O, por um Cl-, na esfera de coordenação, o que promove a mudança na coloração de azul para verde.
[Cu(H2O)6](aq) 2+ + Cl-(aq) → [Cu(H2O)5Cl] +(aq) + H2O(l)
 
d) Ao terceiro tubo, gota a gota, solução saturada de NaBr até o aparecimento de uma coloração verde.
 A adição de NaBr saturado, aumenta a concentração de anions brometo em solução, forçando a troca de um ligante H2O, por um Br-, na esfera de coordenação, o que promove a mudança na coloração de azul para verde.
[Cu(H2O)6](aq) 2+ + Br-(aq) → [Cu(H2O)5Br] +(aq) + H2O(l)
PRATA
1) Formação de espelho de prata
 Foram colocados em um tubo de ensaio 5 mL de solução de AgNO3 10%. Após, foi adicionado solução concentrada de NH4OH até dissolução do precipitado. 
 Em seguida, forma adicionados 5 mL de solução de glicose a 2% e foi agitado. Após isto, foi aquecido em banho-maria a 80ºC, sem agitação.
AgNO3 + NH4OH ( NH4NO3 + Ag+ + HO-
 Íons Ag+ reagem com o HO- da amônia para dar um precipitado marrom (AgOH) que dissolvido em excesso de amônio formando o [Ag(NH3)2]+.
 O diaminocomplexo de prata é reduzido pela glicose para Ag0 que se deposita nas paredes do tubo. Glicose é oxidada a ácido glutâmico.
Obs.: o procedimento foi realizado em CAPELA
2) Solubilidade dos haletos de prata
 Foram colocados em quatro tubos de ensaio, respectivamente, 1 mL de solução 0,5 M de KF, KCl, KBr e KI. Foi adicionado a cada tubo, 1 mL de solução diluída de AgNO3 (0,1 M). Foi observada a formação de precipitado em alguns tubos de ensaio. 
1º tubo:
AgNO3 + KF ( AgF(l) + KNO3
Diferentemente de outros halogenetos de prata, o AgF é solúvel em água ( 1,8 kg/L ) e aprsenta coloração amarronzada.
2º tubo:
AgNO3 + KCl ( AgCl(s) + KNO3, forma precipitado branco
AgCl(s) ( Ag+ + Cl- Kps=1,82 x 10-10
3º tubo:
AgNO3 + KBr( AgBr(s) + KNO3, forma precipitado creme
AgBr(s) ( Ag+ + Br- Kps=5,0 x 10-13
4º tubo:
AgNO3 + KI ( AgI(s) + KNO3, forma precipitado amarelado
AgI(s) ( Ag+ + I- Kps=8,3 x 10-17
 Em seguida, o líquido sobrenadante foi descartado e foi adicionado 2 mL de solução concentrada de NH4OH em cada tubo. Foi agitado e observou-se que ocorre dissolução dos precipitados. 
2º tubo:
AgCl(l) + 2NH4OH ( Ag(NH3)2Cl + 2H2O
3º tubo:
AgBr(l) + 2NH4OH ( Ag(NH3)2Br + 2H2O
4º tubo:
AgI(l) + 2NH4OH ( não reage
 Finalmente, foi adicionado ao resíduo insolúvel, solução de Na2S2O3. Foi agitado e observado que apenas o AgI é solúvel em Na2S2O3,mas não é solúvel em NH4OH.
4º tubo:
AgI(s) + 2S2O32-(aq) ( [Ag(S2O3)2] 3-(aq) + I-(aq)
QUESTIONÁRIO
1 - Já foi respondida ao longo do relatório;
2 - Explique a diferença de comportamento do cobre metálico frente aos diferentes tipos de ácidos.
O cobre sólido só é oxidado por ácidos que são oxidantes fortes, já que possui um elevado potencial de redução. O agente oxidante responsável pela oxidação do Cu(s) a Cu2+, não é o ácido em questão e sim o anion gerado pela ionização do mesmo.
HA + H2O → A- + H3O+
No caso do HNO3 o anion nitrato apresenta um elevado potencial de redução ( ver reação do cobre com HNO3), tornando a reação espontânea, já com o HCl, o anion cloreto seria o agente oxidante, porém o cloreto não tem tendência alguma em se reduzir, não havendo reação. Com o H2SO4, temos que o potencial de redução é de 0,2 V e analisando a reação vemos que ∆E0 = - 0,14V, ou seja a reação não é espontânea, porém após o aquecimento houve reação, este fato pode ser explicado pois os valores de E0 são determinados a 298K, porém como aquecimento temos mudanças nas condições reacionais o que pode mudar os valores de Eº, e possibilitar a ocorrência de reação;
3- O óxido cuproso sofre uma reação de desproporcionamento (auto-oxiredução,devido ao seu alto potencial redox o que pode ser comprovado com as reações abaixo, acrescidas de seus potenciais de redução:
Cu+(aq) + e- (( Cu(s) E0 = +0,52V
Cu+(aq) (( Cu+2(aq) + e- E0 = -0,15V
2Cu+(aq) ( Cu(s) + Cu+2(aq) ddp = +0,37V
 O valor de ΔEº positivo, gera um valor de ΔG negativo, já que ΔG =-nFEº, o que indica que a reação é espontânea no sentido direto;
4- O NH3 é um ligante de campo mais forte que a H2O, com isso a troca do ligante promove um aumento no ΔO, como ΔO é a energia absorvida, significa que um aumento de ΔO promove uma diminuição no comprimento de onda (λ) absorvido. Como o [Cu(H2O)6] 2+ é azul, então o mesmo absorve na faixa de 580 a 620nm (correspondente ao laranja), a troca de ligante formando o complexo [Cu(NH3)4]2+(aq), promove a absorção de um λ menor, com isso a cor visível é um azul mais para o lado do violeta, por isso há a intensificação da coloração azul;
5 - Já respondida no relatório;
6 – As diferentes solubilidades apresentadas pelos haletos podem ser explicadas, segundo os parâmetros ácido-base de pearson. O cátion Ag+, que é um ácido mole, apresenta uma maior afinidade quando reage com uma base mole, esta afinidade neste caso em específico pode ser constatada por uma diminuição do Kps, já que a maior parte do sal devido a grande afinidade entre o cátion e o anion, encontra-se na forma de precipitado. Sabendo que a ordem de dureza nos halogênios é: F->Cl->Br-> I-, logo o AgI é o que apresenta a menor solubilidade, devido a interação favorável entre o cátion e o anion, e o AgF é o mais solúvel, tanto que neste caso não houve a formação de precipitado, devido as interações do Ag+ com o F-, não serem favoráveis.
Bibliografia
1. http://www.geocities.com/vienna/choir/9201/bloco_d.htm;
2 .http://pt.wikipedia.org;
3. ATKINS,Peter,JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3. ed. – Porto Alegre : BookMan, 2006.
4. Lee, J. D.; Química Inorgânica não tão Concisa, 5ª ed., Edgard Blücher: São Paulo, 1999.
_1229775686/ole-[42, 4D, 66, 6C, 0E, 00, 00, 00]