RELATÓRIO Cr ao Cr - METAIS DE TRANSIÇÃO

Prévia do material em texto

16
Universidade Federal Do Piauí
Campus Ministro Petrônio Portella
Centro De Ciências Da Natureza
Departamento De Química
Docente: Prof. Dr. Jean Claudio
Pratica I: Do Cobre ao Cobre
Discentes:
Erika Sousa
Hercia Sousa Siqueira
Maria de Fátima Araújo Silva
Pedro Henrique Nunes de Brito
Thaysnara Sacha de Sousa Gonçalves
TERESINA – PI
RESUMO
Na referida prática foi realizado o “ciclo do cobre”, de modo que, diante de uma série de reações, em que inicialmente partiu-se de 0,1g de cobre metálico e ao fim do processo recuperou-se 0,119g de cobre metálico. Onde observou-se que, a massa final foi maior do que a inicial do metal.
SUMÁRIO
01 INTRODUÇÃO	4
02 OBJETIVO	6
03 MATERIAIS E REAGENTES	7
3.1 Materiais	7
3.2 Reagentes	7
04 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	8
05 RESULTADOS E DISCURSSÃO	9
06 CONCLUSÃO	13
REFERÊNCIAS	14
QUESTIONÁRIO	15
01 INTRODUÇÃO
O cobre é um dos poucos metais que ocorrem na natureza em estado puro. É um dos elementos do grupo 11, da Tabela Periódica, possuindo um elétron s externo e o nível d completo, tem a estrutura cúbica de empacotamento compacto. A fraca blindagem propiciada pelos elétrons d faz com que o tamanho dos átomos dos elementos do Grupo do Cu seja bem menor, em consequência, os metais do grupo do Cu são mais densos e duros. Suas energias de ionização são maiores, e seus compostos são mais covalentes. (Lee, 1999).
Os raios dos íons dos metais d dependem da carga nuclear efetiva, e os raios iônicos geralmente decrescem ao caminharmos para a direita à medida que o número atômico aumenta. Os raios dos átomos metálicos no elemento sólido são determinados por uma combinação de forças da liga metálica e tamanho dos íons. (Shirver e Atkins, 2008).
A maioria dos cátions +1 de metais d (M+) desproporciona (em M e M2+) por que as ligações no metal sólido são muito fortes, e para os metais 3d o estado de oxidação +2 geralmente é o mais estável considerando-se um meio aquoso e a combinação com ligantes duros. De acordo com Atkins, exceções a este comportamento ficam restritas principalmente aos compostos organometálicos e aqueles com ligações metal-metal, como as carbonilas metálicas, onde o metal está no estado de oxidação 0.
Atualmente, é o terceiro metal mais usado, após o Ferro e o Alumínio, sendo utilizado em cabos elétricos, moedas, caldeiras, tubos, válvulas, torneiras, ligas metálicas, revestimento de telhados e fachadas, utensílios de cozinha, etc. Os compostos cuprosos (Cu+) e cúpricos (Cu2+) são muito diversos, apresentando também um vasto leque de aplicações. O cobre está bastante distribuído por toda a Terra, sendo particularmente comum encontrá-lo combinado com ferro, carbono, oxigênio e enxofre. São conhecidos mais de centenas de minerais de cobre, entretanto os mais comuns são os sulfuretos e os óxidos: calcosite (Cu2S), cuprite (Cu2O), calcopirite (CuFeS2) e malaquite (CuCO3.Cu(OH)2). Os minerais com maior interesse comercial são a calcosite que possui 79,8 % de Cobre, e a calcopirite com 34,5 % [2].
Separando previamente o cobre de outros materiais como plásticos e borracha e depois efetua-se uma simples fusão. No entanto, este processo só é válido para sucatas obtidas em ambientes que têm exclusivamente cobre. Quando se utiliza como matéria-prima, cobre que está contaminado com outras substâncias, normalmente será necessário fundi-lo no formato de ânodo para que seja purificado eletroliticamente [4].
02 OBJETIVOS
 2.1 GERAL:
· O objetivo desse experimento é demonstrar, por meio de síntese inorgânica, o ciclo do cobre. Ou seja, experimento em que se começa e termina com o cobre metálico.
 2.2 ESPECÍFICO:
· Observar e estudar as propriedades do cobre
· Sintetizar uma substância inorgânica e caracterizá-la.
03 MATERIAIS E REAGENTES
3.1 Materiais
· Barra de Cobre (100 mg);
· Balança analítica;
· Erlenmeyer de 30 mL;
· Béquer de 50 mL;
· Funil de vidro;
· Conta gotas;
· Papel de filtro;
· Papel indicador ácido-base;
· Bico de Bunsen;
· Tripé de ferro;
· Bomba de Vácuo acoplada a um Kitassato.
3.2 Reagentes
· Ácido Nítrico – HNO3 (6,0 mol.L-1);
· Ácido Nítrico – HNO3 (Concentrado);
· Hidróxido de Sódio – NaOH (6,0 mol.L-1);
· Água destilada;
· Ácido sulfúrico – H2SO4 (3,0 mol.L-1);
· Zinco em pó (800 mg).
04 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Pesou-se 0.100mg de cobre em barra, em seguida foi colocado dentro de um Erlenmeyer de 30 mL, adicionou-se 2,0 mL de HNO3 (6,0 mol.L-1), foi adicionado 1,0 mL HNO3 e agitou-se o Erlenmeyer.
Logo após, adicionou-se na solução gotas de NaOH (6,0 mol.L-1) para ajustar o pH da solução até alcalinizar, um total de 2 mL o método de verificação do mesmo foi o papel indicador ácido-base.
Aqueceu-se a solução contendo a barra de cobre e o precipitador formado a 120ºC, até a formação de um precipitador preto, que foi filtrado e lavado. 
Em um béquer de 50 mL, adicionou-se 6,0 mL de H2SO4 a 3,0 mol.L-1, e observou-se que não foi suficiente para diluição total, sendo necessário mais 4mL. Acrescentou-se em seguida o precipitado formado e agitou-se a mistura. Pesou-se 800 mg de Zinco em pó e adicionou-se à solução, agitou-se a mistura, onde foi observado a formação do Cobre novamente
Após o esfriamento, filtrou-se o precipitado com o papel de filtro, lavando-o com água destilada, acoplando o funil de buchner em um Kitassato junto a bomba de vácuo e descartou-se o filtrado, obtendo assim, apenas o Cobre no papel de filtro.
05 RESULTADOS E DISCUSSÃO
	Inicialmente, com a adição do ácido nítrico ao cobre, ocorre uma reação de oxidação, onde o cobre sai do seu estado fundamental, havendo uma transferência de elétrons, sendo o ácido um agente oxidante, sofrendo redução ganhando 3e- (reação 1), e o cobre agente redutor, sofrendo uma oxidação perdendo 2e- (reação 2) (Atkins, Peter 2012). 
Reação 1:
3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) + 4H2O(l) + 2NO2(g) 
Reação 2:
Cu(NO3)2(aq) + 6H2O(l) ↔ [Cu(H2O)6]2+ + 2NO3-(aq)
Com a oxidação do cobre, a solução apresentou uma coloração azulada devida a presença do íon complexo tetraédrico que se formou após a reação com o nitrato de cobre. Nesta reação também ocorreu à liberação do gás dióxido de nitrogênio (Atkins, Peter 2012). Como mostra na imagem 1.
 
	
Imagem 2: Fonte Autor
Imagem 1: Fonte Autor
Ao adicionarmos o hidróxido de sódio (NaOH) gota a gota, observou-se uma mudança da coloração azul claro para um azul mais escuro (Imagem 2), ocorrendo uma reação de dupla-troca (reação3) com o Nitrato de Cobre (Cu(NO3)2). A solução deveria ter se tornado uma solução de carácter básica ou levemente alcalina, para que o resultado fosse obtido de maneira ágil. No entanto, foi adicionado uma quantidade excessiva de NaOH tornando a solução alcalina demais. Como pode ser visto na imagem 3, onde utilizamos o papel indicador de ácido-base.
Reação 3:
Cu(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)2(s) + 2NaNO3(aq)
(II)
(I)
(III)
(IV)
Imagem 3: Fonte Autor
Na imagem 3 pode - se observar a diferença de coloração do papel indicador III e do IV, no III a solução se encontrava com pH ainda ácido mesmo com a adição de 30 gotas de NaOH. A coloração do papel indicador (IV) já nos mostra um pH alcalino na faixa 11. Utilizamos a imagem 4 como parâmetro.
Imagem 4: Fonte site aquanativa medidor de pH
Houve também a formação de um precipitado azul gelatinoso, como pode ser observado na imagem 5, o hidróxido de cobre. Com o aquecimento até 120ºC, nas imagens 6 e 7, observou-se a formação de um precipitado preto em um ambiente com oxigênio visto nas imagens 8 e 9, devido à desidratação do hidróxido formando óxido de cobre, como pode ser observado na reação 4.
Reação 4:
Cu(OH)2(s) → CuO(s) + H2O(l) 
Imagem 5: Fonte Autor
Por conta da alta concentração alcalina o aspecto gelatinoso ficou em um aspecto de bolhas na solução.
	Imagem 8: Fonte Autor
Imagem 9: Fonte Autor
Imagem 7: Fonte Autor
Imagem 6: Fonte Autor
O precipitado foi filtrado, e emseguida adicionou-se ácido sulfúrico (H2SO4) ao óxido, dissolvendo-se e formando um pó azul, o sulfato de cobre, uma reação de neutralização (reação 5), pois, pelo fato do óxido de cobre possuir caráter alcalino, quando ele reage com a ácida sulfúrica forma sal e água (Lee, J. D. 1999).
Reação 5:
CuO(s) + H2SO4(aq) → CuSO4(aq) + H2O(l)
	Ao adicionarmos as 800mg de zinco em pó ao sulfato, ocorreu uma reação de oxido-redução. Quando o zinco entra em contato com o cobre, ele faz o papel do agente redutor pois ele tem uma capacidade redutora maior, e o cobre do agente oxidante, completando-se assim o ciclo observado na reação 6, pois o cobre volta ao seu estado fundamental, como pode ser observado nas imagens 10 e 11 (Vogel, A. I. 1981).
Reação 6:
CuSO4(aq) + Zn(s) → Cu(s) + ZnSO4(s)
	
Imagem 11: Fonte Autor
Imagem 10: Fonte Autor
Filtrou-se novamente, e pesou-se o sólido formado, e obteve-se a massa de 2,219g com o papel filtro. Ao descartar o valor do papel filtro que foi pesado 1,024g, se encontrou 1,195g. Então se calculou o rendimento relacionando a massa de cobre final com a massa de cobre inicial.
Tomando por base a Lei de Lavoisier: "Na Natureza nada se cria e nada se perde, tudo se transforma", a massa do cobre obtida nesta reação deveria ser igual à massa de cobre inicial. O rendimento de uma reação depende da extensão das reações, do grau de pureza dos reagentes e da qualidade do procedimento. Através da equação matemática calculamos o rendimento de 0,01195% da reação. Sendo a massa final do cobre de 1,195g e a inicial como dito anteriormente de 1g. 
h= mcobre final/ mcobre inicial*100
Os resultados não fogem à regra, por não ter atingido o rendimento de 100%. Isso acorre pela não existência de reações exatas e perfeitas. O rendimento calculado é baixo, isso ocorre por causa das perdas de reagentes e produtos nas reações, por aderência nos materiais de trabalho, por possíveis erros nas medições e evaporação. O zinco na reação reagiu totalmente, não ficando sulfato de cobre e zinco por reagir, formando-se assim mais cobre. Ocorre a perda de cobre na secagem do mesmo. Todos estes fatores colaboraram para que o rendimento calculado e consequentemente a obtenção da quantidade a mais do valor inicial do cobre. 
06 CONCLUSÃO
	A prática alcançou seu êxito , uma vez que foi possível observar o seu ciclo que se inicia com o cobre metálico Cuo , sofrendo oxidação +2, passando por várias transformações de forma e cor devido aos compostos formados e as distribuições dos elétrons no decorrer das reações. É importante atentar que a chance de surgirem eventuais erros é bastante possível, como o caso da massa final de Cu ser superior a massa inicial utilizada, superando a expectativa de ter ocorrido um rendimento inferior. 
	Por fim, a prática foi bastante satisfatória, pois essa tem grande contribuição no entendimento do conteúdo relacionado a disciplina.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS
1. 1. LEE, J. D.; Química Inorgânica não tão Concisa. 5ª edição. São Paulo: Edgard Blücher, 1999. 527 p.
2. SHRIVER, Duward F., ATKINS, Peter. Química Inorgânica. 4ed. Porto Alegre; Bookman, 2008. 848 p. 
3. SZAFRAN Z., PIKE R. M., FOSTER J. C.; Microscale General Chemistry Laboratory, John Wiley &Sons, Inc; 1993.
4. VOGEL, A. I., Química Analítica Qualitativa, Tradução da 5ª Edição, São Paulo: Mestre Jou, 1981.
5. Acessível em < http://educa.fc.up.pt/ficheiros/fichas/1204/Ciclo_cobre_intro.pdf > no dia 18 de Março de 2020
QUESTIONÁRIO
01. Equacione todas as reações ocorridas. Quais os compostos de cobre formado em cada etapa?
· 3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 3Cu(NO3)2(aq) +2NO(g) + 4H2O(l) – Nitrato de cobre;
· Cu2+(aq) + 2NaOH(aq) → Cu(OH)2(s)↓ + 2Na+(aq) – Hidróxido de cobre;
· Cu(OH)2(s) CuO(s) + H2O(l) – Óxido de cobre;
· CuO(s) + H2SO4(aq) → CuSO4(aq) + H2O(l) – Sulfato de cobre;
· CuSO4(aq) + Zn(S) → Cu(s) + ZnSO4(aq) – Cobre metálico.
02. Proponha um “ciclo” semelhante (uma sequência de etapas de síntese em que se inicia e se termina com o mesmo metal) para dois metais.
Ciclo do Zinco:
· 3Zn(s) + 8HNO3(aq) → 3Zn(NO3)2(aq) +2NO(g) + 4H2O(l)
· Zn2+(aq) + 2NaOH(aq) → Zn(OH)2(s)↓ + 2Na+ (aq) 
· Zn(OH)2(s) ZnO(s) + H2O(l) 
· ZnO(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2O(l)
· 3ZnSO4(aq) + 2Al(S) → 3Zn(s) + Al2(SO4)3(aq)
Ciclo do Ferro:
· 3Fe(s) + 8HNO3(aq) → 3Fe(NO3)2(aq) +2NO(g) + 4H2O(l) 
· Fe2+(aq) + 2NaOH(aq) → Fe(OH)2(s)↓ + 2Na+(aq) 
· Fe(OH)2(s) FeO(s) + H2O(l) 
· FeO(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2O(l) 
· FeSO4(aq) + Zn(S) → Fe(s) + ZnSO4(aq) 
03. O cobre é um metal nobre, portanto não é atacado por ácidos comuns. E como o ácido nítrico (HNO3) é um agente oxidante forte, reage com o cobre fazendo com que o mesmo se transforme em óxido. 
04. Não. Para que ocorra a oxidação do Ouro é necessário a utilização da água régia, que é uma mistura de 3:1 de ácido clorídrico concentrado (HCl aq) e ácido nítrico (HNO3 aq).
05. 
OM ligante
OM antiligante