Relatório -Estudo do Cromo,Manganês,Ferro ,Cobalto e Cobre

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS-UFAM
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS - ICE
Departamento de Química-DQ
Relatório de Inorgânica Experimental
Estudo do Cromo,Manganês,Ferro ,Cobalto e Cobre 
Maysa Inácio- 21554034
 
Manaus/AM
Outubro/2017
 
Sumário
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVOS	4
3.	MATERIAIS E REAGENTES	4
4.	PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	5
4.1	Cromo	5
A.	Redução do íon Cr2O72-	5
4.2	Manganês	5
A.	Números de oxidação do Manganês	5
B.	Formação de íon Manganato	5
C.	Poder oxidante do íon MnO4-	5
4.3	Ferro	5
A.	Identificação do Fe2+	5
B.	Identificação do Fe3+	6
C.	Oxidação do íon Fe2+ e íon Fe3+	6
D.	Oxidação de Fe0	6
4.4	Cobalto	6
A.	Oxidação do íon Co2+	6
4.5	Cobre	6
A.	Redução do íon Cu2+ ao íon Cu+	6
B.	Redução do ion Cu2+ a Cu0	6
C.	Oxidação do Cu0 ao íon Cu2+	6
5.	RESULTADOS E DISCUSSÃO	6
6.	CONCLUSÃO	10
7.	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	10
1. INTRODUÇÃO
A Oxidação e a redução são fenômenos que ocorrem simultaneamente em reações em que há transferência de elétrons entre os átomos. Esses fenômenos também são chamados de oxirredução, oxidorredução ou redox. A oxidação ocorre quando o elemento perde elétrons e o seu número de oxidação (Nox) aumenta. [3]
O caráter oxidante e redutor de uma substância depende dos outros compostos que irão participam da reação, e da acidez e alcalinidade do meio em que ela ocorre. Tais condições variam com a concentração de elementos ácidos. Um caso particular é o do fenômeno chamado auto-redox, pelo qual um mesmo elemento sofre oxidação e redução na mesma reação. Isso ocorre entre halogênios e hidróxidos alcalinos. [4] Alguns metais apresentam características um tanto particular em relação ao estado de oxidação que é o caso dos metais de transição elementos pertencentes ao bloco d da tabela periódica são eles: 
Crômio 
O metal Crômio pertence a série de transição da tabela periódica e é produzido em larga escala e extensivamente empregado em ligas com ferro e com metais não-ferrosos e em revestimentos obtidos por eletrodeposição. É o vigésimo–primeiro elemento mais abundante na crosta terrestre, em peso. É obtido em duas formas: ferrocrômio e Cr metálico puro, dependendo do uso ao qual se destina. A configuração eletrônica do Cr fundamental é [d5 s1] com orbitais semipreenchidos estáveis. No caso do Crômio, os íons nos estados (+II), (+III) e (+IV) são os mais importantes [1] 
Manganês
O Manganês é produzido em quantidades muito grandes e a maior parte encontra emprego na indústria do aço. Também são produzidas grandes quantidades de MnO4 ,usado principalmente em ‘’pilhas secas’’ e na indústria de cerâmica. KMnO4 é um importante agente oxidante .Mn(+III) forma um acetato básico com uma estrutura pouco comum. O Manganês tem importância biológica e é necessário na fotossíntese. É o decimo-segundo elemento mais abundante, em peso ,na crosta terrestre ,sendo extraído predominantemente como minério da pirolusita,MnO2 .A configuração eletrônica do Manganês fundamental é [d5 s2] .O Mn é o elemento que exibe a maior faixa de estados de oxidação, indo de (-III) a (+VII) .O estado (+II) é o mais estável e ,aos comum sendo o íon Mn2+.[1]
Ferro
O Ferro é metal mais utilizado dentre todos os metais ,e a fabricação do aço e de extrema importância em todo mundo. Para plantas e os animais,é o elemento mais importante dentre os metais de transição .Sua importância biológica reside na variedades de funções que seus compostos desempenham ,por exemplo o transporte de elétrons em plantas e animais (citocromos e ferrodoxinas), no transporte de oxigênio no sangue dos mamíferos(hemoglobina).O ferro forma diversos complexos de estruturas pouco comuns como ferroceno.Os principais estados de oxidação do Fe são (+II) e (+III) , o ferro (+II) é a espécie mais estável e existe em solução aquosa. [1]
Cobalto
O cobalto ocorre na proporção de cerca de 23 ppm em peso, forma importantes ligas de alta temperatura com aço, e cerca de um terço do metal produzido é usado para esse fim. Essas ligas são usadas na confecção de turbinas a jato e na obtenção de aços rápidos usados na fabricação de ferramentas de corte. Os estados de oxidação mais importantes do cobalto são (+II) e (+III). [1]
Cobre
O cobre é obtido em larga escala ,tendo sido utilizadas 11 milhões de toneladas em 1992,principalmente como metal puro e 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. Há um grande interesse em torno de diversos óxidos mistos de cobre, que possuem propriedades supercondutoras. O cobre é moderamente abundante, sendo o vigésimo-quinto. Ocorre na proporção de 68ppm em peso. Configuração do cobre no estado fundamental [d10 s1].estados de oxidação do cobre pode ser encontrados nesses estados(+I) ,(+II) e (+III) ,sendo o Cu2+ o único ion hidratado simples estável que pode ser encontrado em solução aquosa. [1]
2. OBJETIVOS 
· Observar a reatividade dos metais de transição 
· Preparar e verificar propriedades de compostos de metais de transição 
3. MATERIAIS E REAGENTES
	
Para a realização deste experimento, serão utilizados os seguintes materiais: 
8
1. 
8
2. Tubos de ensaio
3. Estante de tubos de ensaio
4. Espátula
5. Pipeta graduada
6. Papel de filtro
7. Bico de Bunsen 
8. Tripé de ferro 
9. Tela de amianto
10. Fósforo 
11. Cápsula de porcelana 
12. Garra metálica 
13. Proveta 
14. Pipeta graduada 
15. Cobre e ferro metálico 
16. Goma de amido
17. Peroxido de Hidrogênio
18. Hidróxido de sódio 5%
19. Cristais de Sulfito de sódio 
20. Ácido nítrico concentrado 
21. Ácido clorídrico 5%
22. Solução de sulfato ferroso amoniacal 
23. Solução de Co 2+ 
24. Ferricianeto de Potássio (K3[Fe(CN)6])
25. Tiocianato de potássio (KSCN)
26. Ferrocianato de potássio (K4[Fe(CN)6])
27. Permanganato de potássio solido e em solução 
28. Cloreto férrico 
29. Solução de dicromato de potássio
30. Solução de iodeto de potássio 
31. Hidroxio de sódio 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Cromo
A. Redução do íon Cr2O72- 
Adicionou-se a um tubo de ensaio 1mL de solução de dicromato de potássio e 2 mL ácido sulfúrico 0,10mol/L.Em outro tubo de ensaio ,colocou-se alguns cristais de sulfito de sódio.Vertou-se a mistura do primeiro tubo no segundo contendo o sulfito de sódio.
 
4.2 Manganês
A. Números de oxidação do Manganês 
Aqueceu-se em um cadinho uma pequena porção de permanganato de potássio até a liberação de gás.O sal aquecido foi adicionado a uma proveta cheia de água destilada.
B. Formação de íon Manganato 
Em um tubo de ensaio contendo 2mL de solução de permanganato de potássio e 3 mL de solução de hidróxido de sódio 5%,adicionou-se alguns cristais de sulfito de sódio e aguardou-se até cerca de dois minutos e observou-se houve mudança na coloração.
C. Poder oxidante do íon MnO4-
1-Meio ácido: Em um tubo de ensaio adicionou-se 2mL de solução de permanganato de potássio e 1mL de solução de ácido sulfúrico 0,10 mol/L .Em seguida colocou-se 1,0 mL de solução de iodeto de potássio ao tubo, por ultimo adcionou-se duas gotas de goma de amido ao tubos e observou-se.
2-Meio básico: repetiu-se o procedimento anterior trocando a solução de ácido sulfúrico por solução de hidróxido de sódio 5%.
4.3 Ferro 
A. Identificação do Fe2+
Em quatro tubos de ensaio contendo 2ml de solução de sulfato ferroso amoniacal, adicionou-se algumas gotas das seguintes soluções uma em cada tubo
1. Tubo 1-ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6])
2. Tubo 2- tiocianato de potássio (KSCN) 
3. Tubo 3 – ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6])
4. Tubo 4- Hidróxido de sódio (NaOH)
B. Identificação do Fe3+
Em quatro tubos de ensaio contendo 2ml de solução de cloreto férrico ,adicionou-se algumas gotas das seguintes soluções uma em cada tubo
1. Tubo 1-ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6])
2. Tubo 2- tiocianato de potássio (KSCN) 
3. Tubo 3 – ferrocianeto de potássio (K4[Fe(CN)6])
4. Tubo 4- Hidróxido de sódio (NaOH)
C. Oxidaçãodo íon Fe2+ e íon Fe3+
A um tubo de ensaio contendo 1 mL de solução de sulfato ferroso amoniacal ,juntou-se 1mL de solução de ácido sulfúrico diluído .Em seguida adicionou-se ao tubo gota a gota de permanganato de potássio .Fez-se o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para caracterizar a espécie presente após a reação.
D. Oxidação de Fe0
A um tubo de ensaio contendo 5 mL de solução 5%(m/v) de ácido clorídrico adicionou-se uma pequena porção de ferro metálico ou prego. Levou-se a chama do bico de Bunsen em seguida deixou-se em repouso e fez-se o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para caracterizar a espécie presente após a reação.
4.4 Cobalto 
A. Oxidação do íon Co2+
Juntou-se em um tubo de ensaio 2mL de solução de Co2+ com 2mL de uma solução de NaOH.Adicionou-se ao produto formado um pouco de solução de Peróxido de Hidrogênio.
4.5 Cobre 
A. Redução do íon Cu2+ ao íon Cu+
Em um tubo de ensaio 2mL de solução de sulfato de cobre II adicionou-se gotas de solução de iodeto de potássio até parar a precipitação .Em seguida adicionou-se algumas gotas de goma de amido.Observou-se a reação.
B. Redução do ion Cu2+ a Cu0
Em um tubo contendo 3mL de solução de sulfato de cobre II ,introduziu-se um pedaço de ferro metálico.
C. Oxidação do Cu0 ao íon Cu2+
Na capela ,colocou-se em um tubo de ensaio um pedaço de cobre metálico e 2 mL de ácido concentrado .Observou-se 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
5.1 Cromo
A. Redução do íon Cr2O72- 
Quando adicionamos 1 mL da solução de dicromato de potássio (coloração inicialmente laranja), mais 2mL de solução de ácido sulfúrico (incolor), a solução permaneceu na coloração laranja. Ao entrar em contato com alguns cristais de sulfito de sódio que estavam no outro tubo , a solução ficou verde, correspondendo a redução do Cr6+ ao Cr3+, que dependendo da solução pode ser verde ou violeta.
Reação : Cr2O72- + 6é + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O
5.2. Manganês
A. Números de oxidação do Manganês 
Aquecemos uma pequena quantidade de permanganato até que um gás fosse liberado e houvesse mudança na coloração, em seguida adicionamos o produto a uma proveta e observamos que a coloração foi roxa, correspondendo a oxidação de Mn2+ para Mn
Reação 1 – KMnO4 Δ →K2MNO4+ O2
Reação 2- K2MNO4+ H2O→HMnO4 +KOH
B. Formação do íon manganato 
Em um tubo de ensaio contendo 2mL de solução de permanganato de potássio e 3 mL de solução de hidróxido de sódio 5%,adicionou-se alguns cristais de sulfito de sódio e aguardou-se até cerca de dois minutos e observou-se houve mudança na coloração Durante o procedimento observamos que após colocarmos o sulfito de sódio( que possui coloração branca), a solução outrora roxa fica verde jade, com formação de precipitado marrom e liberação de gás. Isso acontece pois em meio básico, o permanganato de potássio dá origem a uma solução de manganato de potássio esverdeado( pois esse íon confere essa coloração as soluçãos ) com liberação de gás oxigênio, após adicionarmos o bissulfato de sódio gera-se o precipitado de dióxido de manganês de coloração amarronzada, através de sua reação com o permanganato.
Reação 1: 4 MnO4- + 4OH- → 4MnO4-2 + O2 + 2H2O
Reação 2: 2MnO4-1 + 3SO3 -2 + H2O → 2MnO2 + 3SO4-2 + 2OH-
C. Poder oxidante do íon MnO4 –
1-Meio ácido: Ao adicionar em um tubo de ensaio solução de permanganato de potássio (coloração roxa), com uma solução de ácido sulfúrico e com solução de iodeto de potássio, foi observada uma coloração marrom e com precipitado, e ao adicionar duas gotas de goma de amido ao sistema, a solução ficou preta. Isso acontece porque o MnO4- se reduz a MnO2- em meio ácido, que tem coloração preta, funcionando como agente oxidante, oxidando o I- a I2, que é o precipitado formado.
Reação: MnO4- + 4H+ + 4I- → MnO2- + 2H2O + 2I2
2-Meio básico: Ao adicionar em um tubo de ensaio solução de permanganato de potássio com solução de hidróxido de sódio, a mistura permanece roxa. Ao adicionar iodeto de potássio para o tubo, observou-se uma coloração verde escuro e a formação de precipitado e ao adicionar duas gotas de goma de amido ao sistema a solução continuou verde escuro, porem com uma maior formação de precipitado. Isso acontece porque o MnO4- se reduz a MnO42 em meio básico, funcionando como agente oxidante, oxidando o I- a I2, que é o precipitado formado. O aumento da precipitação acontece devido à maior quantidade de íons I- adicionados ao sistema.
Reação: 2MnO4- + 2I- → 2MnO42- + 2I2
5.3. Ferro 
A. Identificação do Fe2+
Em quatro tubos de ensaio contendo 2mL de solução de sulfato ferroso amoniacal, adicionou-se uma gota das seguintes soluções:
· Ferricianeto de potássio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou verde escuro.
 Reação: [(NH4)2 Fe(SO4)2.2H2O] + K3[Fe(CN)6] → [(NH4)2 Fe(CN)4] + K3[Fe(SO4)3.2H2O]
· Tiocianato de potássio-- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou vermelho claro
Reação : [(NH4)2 Fe(SO4)2.2H2O] + 4KSCN → [(NH4)2 Fe(SCN)4] + 2K2SO4
· Ferrocianeto de potássio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou azul escuro 
Reação :[(NH4)2 Fe(SO4)2.2H2O] + K4[Fe(CN)6] → [(NH4)2 Fe(CN)4] + K4[Fe(SO4)3 .2H2O]
· Hidróxido de sódio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou castanho 
Reação: [(NH4)2 Fe(SO4)2.2H2O] + NaOH → [(NH4)2 Fe(OH)4] + 2Na2SO4
B. Identificação do Fe3+
Em quatro tubos de ensaio contendo 2mL de solução de cloreto férrico , adicionou-se uma gota das seguintes soluções:
· Ferricianeto de potássio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou verde escuro
Reação: Fe3+ + [Fe(CN)6]3-→ Fe[Fe(CN)6]
· Tiocianato de potássio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou caramelo
Reação: Fe3+ + 3SCN-→Fe(SCN)3
· Ferrocianeto de potássio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou verde escuro 
Reação: Fe3+ + [Fe(CN)6]4-→ Fe4[Fe(CN)6]3
· Hidróxido de sódio- coloração da solução de sulfato ferroso amoniacal após adicionarmos gotas da outra solução ficou castanho 
Reação: Fe3+ + 3OH-→ Fe(OH)3
Os resultados das experiências 5.4 A e B foram comparados e as melhores formas de identificar os íons Fe2+ e Fe3+ foram os tubos 2 e 3.
C. Oxidação do íon Fe2+ e íon Fe3+
A um tubo de ensaio contendo 1,0mL de solução de sulfato ferroso amoniacal, adicionou-se 1,0mL de solução de ácido sulfúrico diluído. Em seguida, adicionou-se algumas gotas de solução de permanganato de potássio. Foi feito o teste de identificação definido no fim da experiência 5.3 A e B e a espécie resultante foi caracterizada, tratava-se do Fe2+ , porque ao adicionarmos o Ferrocianeto de potássio a coloração observada foi Azul escuro indicando a presença do Fe2+.
Reação: 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ +Mn2+ + 4H2O
D. Oxidação de Fe0
A um tubo de ensaio adicionamos 5 mL de solução 5%(m/v) de ácido clorídrico e depois uma pequena porção de ferro metálico. Levou-se a chama do bico de Bunsen em seguida deixou-se em repouso e fez-se o teste de identificação de Fe2+ ou Fe3+ para caracterizar a espécie presente após a reação, ao adicionarmos o ferrocianeto de potássio a coloração mudou rapidamente para azul escuro , indicando a presença do Fe2+.
5.4. Cobalto 
A. Oxidação do íon Co2+
Juntou-se em um tubo de ensaio 2mL de solução de Co2+ com 2mL de uma solução de NaOH.Adicionou-se ao produto formado um pouco de solução de Peróxido de Hidrogênio
Co0(s) → Co2+(aq) + 2 e-
5.5. Cobre 
A. Redução do íon Cu2+ ao íon Cu+
Em um tubo de ensaio 2mL de solução de sulfato de cobre II adicionou-se gotas de solução de iodeto de potássio até parar a precipitação .Em seguida adicionou-se algumas gotas de goma de amido. Observou-se a reação. Ao adicionar iodeto de potássio, ocorre uma reação de dupla troca e forma-se iodeto de cobre II. Com a goma de amido, ocorre a redução do íon Cu2+ ao íon Cu+, formando triiodeto de cobre I.Reações: 2Cu2+ + 3I-→ 2Cu+ + I3-
B. Redução do ion Cu2+ a Cu0
Em um tubo contendo 3mL de solução de sulfato de cobre II ,introduziu-se um pedaço de ferro metálico. Ao aquecer o tubo com ferro metálico e sulfato de cobre II, ocorre liberação de gás por conta da superfície oxidada do ferro. Depois, a solução fica amarela, pela formação de sulfato ferroso.
Reação: CuSO4 + Fe° → FeSO4 + Cu°
C. Oxidação do íon Cu0 ao íon Cu2+
Na capela ,colocou-se em um tubo de ensaio um pedaço de cobre metálico e 2 mL de ácido concentrado .Observou-se que o ácido ataca o cobre metálico e ocorre a oxidação descrita a seguir.
Reação : Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2 e-
6. CONCLUSÃO
Através desse experimentos podemos observar que os metais pertencentes a primeira série de transição Cromo,Ferro,Manganês,cobaltopertecentes e cobre têm a capacidade de se reduzir e oxidar. O cromo, além disso, é anfótero; o MnO4- oxida em meio ácido ou básico; o ferro tem dois estados de oxidação principais: +2 e +3; o Co2+ apenas pode se oxidar e o cobre tem a capacidade de ser reduzido ou oxidado. Face ao exposto podemos observar também a caracterização e identificação do Fe 2+e Fe3+ , por meio das cores em que cada um fica ao reagir com um complexo.
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. LEE, J.D Química inorgânica não tão concisa/J.D.Lee; tradução da 5º edição inglesa/ Henrique E. Toma, Koiiti Araki C. Rocha- - São Paulo: Blucher, 1999 . Páginas 267-271.
2. Oxidaçãoe reduçãodisponívelhttp://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/oxidacao-reducao.htm
3. Oxidação e redução disponível : http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/oxidacao-e-reducao