RELATÓRIO QUIMICA ANALÍTICA QUALITATIVA

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RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS - EaD
	
AULA 01
	
	
	DATA:
18/05/2020
VERSÃO:01
RELATÓRIO DE AULAS PRÁTICAS: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA – AULA 01
	ORIENTAÇÕES GERAIS: 
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	TEMA DE AULA: 
ELETRÓLISE
RELATÓRIO:
Substâncias iônicas possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica quando estão em soluções aquosas. A eletrólise provém dessa propriedade iônica, ou seja, é um processo que se baseia na descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions.
A eletrólise é uma transformação artificial, pois é provocada por um gerador, mas tem uma enorme importância prática. Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro. A eletrólise é um processo útil na obtenção de vários elementos químicos.
Na Eletrólise ígnea o eletrólito é uma substância misturada, ou seja, que se encontra no estado líquido sem a presença de água, isso porque o ponto de fusão dos materiais derretidos normalmente é bem eminente. Por exemplo, a eletrólise do sal de cozinha fundido (cloreto de sódio - NaC ?) fornece dois ingredientes muito valioso que não são encontrados de forma aleatória na na tureza, são eles o sódio metálico (Na(s)) e o gás cloro (Cl 2(g) ). O sal possui ponto de fusão superior a 8 00,4 ºC, por isso, com toda segurança, não existe água no meio, considerando que o ponto de fusão da água é de 0ºC e o de ebulição é de 100ºC a o nível do mar. No momento que passa a corrente elétrica pelo sal fundido, acontecem as sequentes reações:
Cátodo: Na+(l) + e - → Na(s )
Ânodo: 2C l -(l) → 2 e- + 1C l 2(g )________
Reação Global: Na+(l) + 2C l -(l) → Na(s ) + 1 C l2(g )
A eletrólise em meio aquoso, o eletrólito torna-se uma solução aquosa com íons dissolutos. Na eletrólise em base aquosa encontram-se, além dos íons da matéria resilida, os íons da água (H + e O H-). Dessa maneira, se faz necessário examinar listas de compreensibilidade de descarga para saber qual será o ânion e qual será o cátion que irão participar das reações de oxirredução e permanecerão neutros. A título de exemplo, no caso da eletrólise da salmoura que é o (sal dissolvido na água), possuímos os quatro íons: Na+ e H+, Cl- e OH-. Examiando a ala de aptidão de descarga elétrica, estão os que o H+ possui melhor facilidade que o Na+ e da mesma forma percebemos que o Cl- tem maior desenvoltura do que o OH-. Dessa maneira, o cátion Na+ e o ânion OH- continuarão na solução (são os “íons espectadores ”), nesse meio tempo o H+ e o Cl- irão reagir.
Na eletrólise, o ânodo é o polo positivo e o cátodo é o polo negativo. Por tanto, no ânodo há a oxidação e no cátodo há a redução.
Eletrodos (Ânodo/Cátodo): transportadores de eletricidade permitem que tenha fluxo de elétrons pelo sistema.
Ânodo: polo positivo, onde os ânions soltam seus elétrons, oxidando-se. Existe imperfeição de elétrons nesta extremidade.
Cátodo: polo negativo, onde existe superabundância de elétrons e acontece a redução (descarga) de cátions.
ÂNODO: Transfere os elétrons; tem polo positivo; atrai os ânions; ocorre a oxidação;
CÁTODO: Recebe os elétrons; possui polo nagativo; atrai os cations; ocorre a redução.
Constantemente quando está sendo realizada uma eletrólise em meio aquoso, a descarga exclusiva de cátions e ânions é essencial, visto que, no meio da solução no qual o procedimento está acontecendo, continuamente permanece dois cátions e dois ânions.
Da maneira que a eletrólise realiza-se em meio áqueo, a água abastece o cátion hidrônio (H+) e o ânion hidróxido (OH-). Aquele cátion e aquele ânion dependem de um modo geral de um sal mineral o qual se tornou dissoluto na água, o que enriquece o rompimento ou isenção de íons através de parte do sal.
O vocábulo descarga seletiva de cátions e ânions é aproveitado visto que somente um dos dois cátions e um dos ânions existentes na solução irá ser motivado por a corrente elétrica desenvolvida no decorrer da execução da eletrólise.
Através da eletrólise, o cátion é reduzido, e o ânion perde elétrons (sofre oxidação). Numa eletrólise com consistência de água, unicamente um dos cátions existentes sentirá redução, dessa forma apenas um dos ânions sofrerá a oxidação, o qual identifica a descarga seletiva.
A matéria que se forma no ânodo: considerando que o iodeto (I1-(aq)) é um ânion com menor reação que o hidróxido (OH-(aq)), o iodeto vai se descarregar no ânodo primeiro, de acordo com a reação anódica a seguir:
2 I1-(aq) → I2(s) + 2e-
De acordo com a fórmula se observássemos veríamos que havia a formação de iodo. Num momento Posterior, esse iodo reagiria com os íons iodeto da solução, formando o íon complexo tri-iodeto I31-(aq):
I2(s) + I1-(aq)  → I31-(aq)
Estes íons complexos se põem no interior da amilase no formato de novelo, o que provoca a formação de um complexo de cor azul intensa:
I31-(aq) + amido → complexo azul de I31-e amido
Caso fosse colocado a água ao invés da solução de amido, o resultado seria uma cor castanha, devido o baixo aspecto de iodo na água.
O elemento que se forma no cátodo, em tal caso, o íon hidrônio (H3O1+(aq)) é um cátion com menos reação que o potássio hidrônio (K1+(aq)). Por isso, o hidrônio descarregaria primeiro do cátodo, portando a sua semirreação é dada por:
2 H3O1+(aq) + 2e- → 2 H2O(l) +1 H2(g)
Com o tempo, a solução obtém uma coloração vermelha, isso acontece, em razão, conforme os íons hidrônio estão sendo consumido, logo a solução passaria a se converter um meio básico e a fenolftaleína é um indicador ácido-base, que em meio básico fica vermelha.
A eletrólise desde o início é feita pondo uma substância líquida com íons livres, que pode estar fundida (eletrólise ígnea) ou misturado com água (eletrólise em meio aquoso), num recipiente, chamado de cuba eletrolítica, com dois eletrodos mergulhados nessa substância.
São esses eletrodos que estão ligados a um gerador, que pode ser uma pilha ou bateria e que irá permitir a passagem de corrente elétrica pelo composto líquido.
Cátodo (-) 2Pb+ + 2E- = 2Pb
Ânodo (+) 2C2H3O2- - 2E- = (C2H3O2)2
Reação global 2Pb+ + 2E- = 2Pb  
             2C2H3O2- - 2E- = (C2H3O2)2
       
Pb(C2H3O2)2 = 2Pb(s) + (C2H3O2)2 (g) produtos racionais formados. 
As experiências feitas em reações por via úmida são executadas com substâncias em solução aquosa, isto é, o reagente e a substância problema (amostra) apresentam-se no estado líquido. No caso de amostras sólidas, o que deve ser feito primeiramente é dissolvê-las. O solvente habitual é a água, ou um ácido se a amostra for insolúvel e água.
Reações por via seca são cabíveis a substâncias sólidas. A finalidade das preparações por via seca é conhecer as zonas principais da chama, sendo que na oxidante ocorre combustão completa e na redutora combustão incompleta.
A avaliação da chama ou prova da chama é um método utilizado na Química e também na Física para descobrir o aparecimento de alguns íons metálicos, fundamentado no espectro de emissão específico para cada parte.
Essa avaliação compreende a inclusão da amostra em uma chama e a análise do resultado da cor. As amostras moralmente são manipuladas com um fio de platina primeiramente limpo com ácido clorídrico para tirar restos de analitos anteriores. 
O teste de chama é fundamentado na circunstancia de quando uma adequada quantidade de energia é fornecida a um definido componente químico (tendo como exemplo à chama, que é energia em forma de calor), uns elétrons da última camada de valência puxam essa energia passando para um grau de energia mais alto, constituindo o que denominamos de estado excitado. No momento em que um desses elétrons excitadosvolta ao estado principal, ele dispensa a energia obtida antes em aspecto de radiação. Cada elemento em um comprimento de onda específico libera radiação, porque a quantidade de energia fundamental para estimular um elétron é impar para cada elemento. Quando a radiação é liberada por alguns elementos apresenta dimensão de onda na faixa do espectro visível, isto é, á olho nu somos capazes de enxergá-las por meio de cores. Dessa forma, é possível reconhecer o aparecimento de determinados elementos graças à cor característica que eles exibem quando aquecidos em uma chama.
Quando fazemos algum tipo de experiência sabemos que cada sal emite uma coloração diferente ao ser colocado em contato com a chama. Para entendermos por que isso acontece, iremos relembrar do que se trata o modelo atômico de Rutherford-Böhr:
Segundo Böhr, o átomo teria uma eletrosfera composta de camadas energéticas (ou níveis de energia), que incluiriam exclusivamente os elétrons que possuíssem a energia exclusiva de cada nível. Isso quer dizer que só seriam permitidas umas esferas circulares ao elétron, sendo que em qualquer uma dessas órbitas o elétron exibe energia constante. Para o elétron passar para um estado de máxima energia, ele necessita ganhar energia de uma fonte externa; dessa forma, quando isso acontece, o elétron pula com destino a uma órbita rapidamente mais distante do núcleo, mantendo-se em seu estado excitado. No instante em que é posto o sal no fogo, ficamos transferindo energia para seus elétrons. Porém, o estado excitado é oscilante, por isso, os elétrons que “pularam” de nível voltaram à órbita de seu estado estacionário. Nesse instante, o elétron perde (na aparência de onda eletromagnética), isto é, (na forma de luz) uma quantia de energia que coincide à dissemelhança de energia real no interior das órbitas vinculadas na movimentação do elétron. Conforme cada sal exibe elementos divergentes, com átomos que possuem níveis de energia também com valores diferenciados, a luz exposta por qualquer um dos sais ficará em uma dimensão de onda devidamente especifico de cada um. É por essa razão que ao botarmos, tendo como exemplo, o sal de cozinha (Cloreto de sódio – NaCl) na chama, observamos uma tonalidade amarelo forte, devido o aparecimento do sódio; ao passo que se pusermos o sulfato de cobre (CuSO4), o cobre irá fazer com que a chama contraia coloração verde. 
As chamas obtêm tonalidades amarela e verde durante
a vaporização de íons sódio e cobre, na devida ordem. 
As chamas adquirem colorações diferentes de acordo com a substância analisada.
A teoria ácido - base de Arrhenius fala que o ácido permite apenas o hidrogênio como cátion na água e a base libera a hidroxila como ânion. 
Já a teoria de Brönsted-Lowry enuncia que ácido - base é toda matéria que dá prótons e a base ganha prótons. 
Porém a teoria de Lewis expõe que o ácido ganha elétrons e a base faz doação. 
De acordo com a teoria de Arrhenius, os ácidos são sistemas que lutam com água e sofrem ionização, determinando como único cátion o hidrônio (H3O+(aq)). Já as bases são compostos que, em meio aquoso, sofrem dissociação iônica, liberando como único ânion a hidroxila (OH-(aq)). Então para saber o grau de acidez e de basicidade das soluções, foram desenvolvidas as grandezas de pH que quer dizer potencial (ou potência) hidrogeniônico e designa a proporção de íons hidrônio (H3O+(aq) disponíveis por singularidade da capacidade da solução.
Quanto mais hidrônios tiver no interior, mais ácida será a solução. Por decorrência, somos capazes de dizer que quanto mais íons OH-(aq) houver no interior, mais substancial ou alcalina será a solução.
Em toda solução aquosa, a todo o momento haverá esses dois íons (H3O+ e OH-), porque a própria água sofre uma auto ionização. 
 
A escala de pH é elaborada a começar por cálculos matemáticos que apresentam a concentração do íon na solução. Para definir o valor do pH é usada a seguinte equação matemática, em que [H+] representa a concentração de hidrogênio em mol/L:
pH = - log [H+]
Na escala de pH, as substâncias cujo pH é inferior à 7 são conceituadas como ácidas, porém as que expõem pH superior à 7 são classificadas como básicas, e aquelas que apresentam pH em torno de 7 são consideradas neutras. 
Indicadores são substâncias que mudam de cor na presença de íons H+ e OH- livres em uma solução, e precisamente por este domínio são utilizados para designar o pH, isto é, particularmente, os indicadores designam se uma solução é ácida ou básica.
Se em um experimento pegássemos as soluções de ácido clorídrico HCl, hidróxido de sódio NaOH e ácido sulfúrico H2so4, todas iriam apresentar coloração translucida. Se adicionarmos fenolftaleína à solução de ácido clorídrico HCl, provavelmente apresentaria uma coloração translúcida para esbranquiçado. Porém se aferirmos o pH possivelmente encontraremos o valor de 2,11. E se colocássemos o bicarbonato de sódio NaHCO3 à solução de ácido ocorreria uma mudança de cor de branco para rosa, devido o seu pH ficar aumentado, ele ficaria em torno de 8,34 confirmando que a fenolftaleína, muda de coloração com viragem de pH acima de oito. Então seria possível medir o pH, de soluções usando tanto indicadores, substâncias que mudam de cor conforme a concentração de íons de hidrogênio presentes, como o potenciômetro que permite a leitura do pH direto no aparelho.
Os ânions são íons com carga negativa, porque compreende a átomos que receberam elétrons para se estabilizarem, assim como os cátions perdem. Os ânions são classificados normalmente baseados nas desigualdades de solubilidade dos sais de Bário e de Prata dos ácidos correspondentes. A classificação mais adotada é a de ALEXÈEV. Segundo ALEXÈEV, os ânions são classificados em três grupos: 
O grupo I, formado por sais de Bário, que são não muito solúveis em água. São compostos pelos ânions, SO4-2 (sulfato); SO3-2 (sulfito); S2O3-2 (tiossulfato); CO3-2 (carbonato); PO4-3 (fosfato); AsO4-3 (arseniato); AsO3-3 (arsenito); BO2– ou B4O7-2 (borato); CrO4-2 (cromato); SiO3-2 (silicato); C2O4-2 (oxalato). 
O grupo II, que são formados pelos sais de Prata, é levemente solúvel em água e HNO3 dissolvido. Esse grupo é composto por, Cl- (cloreto); Br (brometo); I- (iodeto); S-2 (sulfeto); SCN- (tiocianato); [Fe(CN)6]-4 (ferrocianeto); [Fe(CN)6]-3 (ferricianeto); seu reagente principal é AgNO3, em solução ácida (usar HAO3). Os ânions desse grupo são precipitados por Ag+ em mistura liquida nítrica, visto que os sais de prata compostos por eles são quase insolúveis em HNO3 dissolvido (exceto o AgS que dissolve-se em HNO3 a quente). 
 Os que fazem parte do grupo III possuem características dos sais de Bário e de Prata hidrossolúveis. Ele é formado pelos ânions; NO3– (nitrato); NO2– (nitrito); CH3COO- (acetato); MnO4- (permanganato). A reação principal desse grupo não possui, nem o AgNO3 e nem o BaCl2 são capazes de precipitar os ânions do grupo III.
O reagente geral do grupo I é o BaCl2 em solução neutra ou levemente alcalina.
Os ânions que compõe o grupo I agem com Ba+2 e dão origem à sais menos solúveis na água e (com exceção de Ba2SO4) que são solúveis em ácidos. Do mesmo modo, os ânions do grupo I não arruínam em soluções ácidas sob o aspecto de sais de Bário. Porém quando reagem com Ag+ são solúveis nos ácidos diluídos ou mesmo na água (Ag2SO4; AgF).
Os reagentes do grupo II, sais de Bário são hidrossolúveis. Dessa maneira, os ânions não são precipitados pelo BaCl2. Em solução aquosa, os ânions são transparentes, exceto o ferrocianeto e ferricianeto.
Já os do grupo III, entre os sais de prata, os menos solúveis são AgNO2 e CH3COOAg que podem precipitar em soluções suficientemente concentradas. Os ânions NO3–, NO2– e CH3COO- são incolores e o MnO4- é violeta.
 
Fontes: 
https://siteantigo.portaleducacao.com.br/conteudo/artigos/farmacia/separacoes-e-identificacoes-anios/37060
http://www.ufjf.br/quimicaead/files/2013/05/APOSTILA-AN%C3%81LISE-QUALITATIVA-EADQUI040
http://www.quimica.ufrn.br/quimica/download/MANUAL_LABORATORIO_QUIMICA_ANALITICA_QUALITATIVA.pdfhttps://siteantigo.portaleducacao.com.br/conteudo/artigos/farmacia/separacoes-e-identificacoes-anios/37060
https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/classificacao-nomenclatura-sais.htm
https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/reacoes-entre-ions-solucoes.htm