Relatório 1 sintese do dioxalatocuprato II

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SÍNTESE DO DIOXALATOCUPRATO (II) DE POTÁSSIO DIHIDRATADO
JUNIOR, Paulo Nobre da Silva¹
RESUMO
Neste experimento apresenta-se uma pratica desenvolvida no laboratório durante as aulas de Química Inorgânica Experimental II, em que a síntese de complexos de coordenação é utilizada para integrar a prática a teoria envolvendo a mesma.
Palavras-chave: Complexos; Compostos de coordenação; Cu (II) dioxalatocuprato (II) de potássio dihidratado.
1Acadêmico do curso de licenciatura em Química, 4º semestre, Química Inorgânica Experimental II, UEAP
INTRODUÇÃO
	A Química de Coordenação especializa-se no estudo dos compostos de coordenação, onde o termo complexo representa um átomo metálico na forma iônica (ácido de Lewis) rodeado por um conjunto de ligantes (bases de Lewis). Um ligante é um íon ou molécula que pode ter existência independente. No caso do complexo dioxalatocuprato (II) de potássio dihidratado ele possui como centro metálico o íon cobre (II) e como ligante a base conjugada do ácido oxálico (o íon oxalato) que é uma base de Lewis [1].
	Todos os elementos do grupo 11 têm um elétron s externo, além de um nível d completo. Apresentam mais diferenças que semelhanças em suas propriedades. Os únicos íons simples que podem ser encontrados em solução (além dos íons complexos) são: Cu+2 e Ag+. O cobre é obtido em larga escala, tendo sido utilizadas 11 milhões de toneladas em 1992, principalmente como metal puro em ligas. O cobre é biologicamente importante, sendo encontrado em diversas enzimas do grupo das oxidases, nos transportadores de oxigênio em certos invertebrados e no sistema fotossintético [2].
OBJETIVOS
-	Obtenção do dioxalatocuprato (II) de potássio dihidratado a partir do sulfato de cobre (II) e oxalato de potássio;
-	Calcular o rendimento.
MATERIAIS E REAGENTES
Pipeta graduada de 10 mL;
2 Bequér de 50 mL;
Balança analítica;
Chapa aquecedora;
Pinça metálica;
Pipeta volumétrica de 10 mL;
Pêra de borracha;
Funil;
Papel de filtro;
Placa de petri;
Funil; 
Água destilada;
Água com gelo;
Sulfato de cobre (CuSO4);
Oxalato de potássio (K2C2O4).
PARTE EXPERIMENTAL
	Primeiramente pesou-se 3g de oxalato de potássio (K2C2O4), utilizando uma placa de petri pequena e colocando-a na balança analítica, fazendo sua tara para poder prosseguir a pesagem do oxalato, com auxilio da pinça metálica foi sendo colocado aos poucos até chegar em 3g. Em seguida com o auxilio de uma pipeta volumétrica, pipetou-se 10 mL de água destilada que foi adicionada a um béquer de 50 mL, que por sua vez foi colocado na chapa aquecedora. Aguardou-se a água esquentar um pouco e então foi adicionado ao béquer os 3g de oxalato de potássio para a sua dissolução.
	O próximo passo foi pesar 1,02g de sulfato de cobre (CuSO4), o processo foi o mesmo da pesagem do oxalato de potássio. Dissolveu-se o sulfato de cobre em 3 mL de água quente em outro béquer, em seguida ambas as soluções foram aquecidas até o início da ebulição, e então foi misturado a solução de sulfato de cobre com a solução de oxalato de potássio. A mistura de ambas a solução então foi colocada em um banho de gelo até a formação do precipitado. Em seguida fez-se a filtração do precipitado, com papel de filtro e auxilio do funil de vidro, finalizou-se armazenando o solido filtrado dentro da estufa até que o mesmo secasse. Segue a seguir a imagem 1 do complexo após a secagem na estufa:
Imagem 1. Complexo sólido após secagem.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
	Ao misturar sulfato de cobre (CuSO4) com água quente (H2O) o mesmo passa pelo processo de hidratação, dando origem ao sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O), segue a equação química abaixo:
CuSO4(s) + H2O(l) = CuSO4.5H2O(aq)
(+ II) é o estado de oxidação mais estável e importante do cobre. O íon cúprico (Cu2+) tem configuração d9 e, portanto, tem um elétron desemparelhado. Seus compostos são geralmente coloridos, devido às transições d-d, e paramagnéticos. CuSO4.5H2O e muitos sais hidratados de Cu(II) são azuis [3].
A mistura de oxalato de potássio (K2C2O4) com a água quente originou oxalato de potássio monohidratado (K2C2O4.H2O), segue a equação química da reação:
K2C2O4(s) + H2O(l) = K2C2O4.H2O(aq)
 Em geral, o cobre forma complexos com 4 ou 6 ligantes coordenados, sendo que as últimas com 4 ligações curtas e 2 mais alongadas, esse comportamento pode ser explicado pelo efeito Jahn-Teller, que distorce o complexo octaédrico tornando a quinta e sexta ligações mais fraca [3].
A reação da solução de sulfato de cobre (II) com oxalato de potássio deu origem a formação de um complexo de cor azul claro em forma de cristais, o dioxalatocuprato (II) de potássio dihidratado (K2[Cu(C2O4)2].2H2O), a equação abaixo descreve a reação:
CuSO4(aq) + 2 K2C2O4(aq) + 2 H2O(l) → K2[C u(C2O4)2].2H2O(s) + K2SO4(aq)
De forma bidentada, os dois íons oxalato se coordenaram ao metal através de seus átomos de oxigênio e adicionando duas moléculas de água, a geometria para o complexo é octaédrica. 
Finalizou-se o experimento fazendo os cálculos do rendimento, segue abaixo em etapas:
1º)	1 mol de CuSO4 _______ 159,55 g
X_______ 1,02G
	
	X = 6,39 x 10-3 mols de CuSO4
2º)	1 mol do complexo K2[Cu(C2O4)2].2H2O _______ 353,55 g
	6,39 x 10-3 mol de K2[Cu(C2O4)2].2H2O ________ X
	
	X = 2,25 g de K2[Cu(C2O4)2].2H2O
3º) 2,25 g de K2[Cu(C2O4)2].2H2O ___ 100%
1,352 g ___ R %
	R = 60,08 %
CONSIDERAÇÕES
	Com base nos resultados concluiu-se de forma satisfatória a síntese do dioxalatocuprato (II) de potássio dihidratado por meio experimental, e por meio do estudo dos compostos de coordenação, mais precisamente os do cobre, o conhecimento adquirido foi fortalecido. Valendo ressaltar que o rendimento obtido é considerado um pouco baixo, mas isso pode dar-se a “N” fatores como, por exemplo: a pureza dos reagentes, falha humana, falta de atenção em alguma etapa, etc. Mas ainda assim o resultado ainda encontra-se favorável e dentro do esperando.
REFERÊNCIAS
[1] Compostos coordenação – Química – infoEscola. Site: <https://www.infoescola.com/quimica/compostos-de-coordenacao/> acesso em 17 de novembro de 2018.
[2] LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª E d, EdgardBlücher, São Paulo -S P, p . 415, 1999. 
[3] LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª E d, EdgardBlücher, São Paulo -S P, p . 420-421, 1999. 
[4] Shriver, D. F.; ATKINS, P. Química inorgânica. 4. ed. Porto Alegre:
Bookman, 2008. 847p.