ApostiladeQumicaInorgnicaExperimenta

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO NORTE FLUMINENSE

LABORATÓRIO DE CIÊNCIAS QUÍMICAS

APOSTILA DE QUÍMICA INORGÂNICA

Editada pelos professores: Adolfo Horn Jr. e Christiane Fernandes Horn.

Outubro – 2005

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Aula Experimento Tema da aula

01 Apresentação do curso e normas de segurança

02 1 Preparação e caracterização de um composto de alumínio a

partir de lata de alumínio

03 2 Preparação de alguns compostos de chumbo com

aplicações industriais e descarte de resíduos deste metal

04 3 Estudo de algumas transformações químicas do cobre

05 4 A origem das cores de complexos de metais de transição:

estudo do efeito do número de coordenação e da natureza

dos ligantes

06 5 Preparação de complexos hexacoordenados de cobalto-

Parte I


Parte II


Parte III

09 6 Preparação e estudos das propriedades da Zeólita A- Parte

I

10 6 Preparação e estudos das propriedades da Zeólita A- Parte

II

11 7 Oxirredução

Avaliação:

A avaliação será feita com base nos relatórios e nos pré-testes. Os pré-testes

serão realizados no início de cada novo experimento e a sua média correspoderá

a 30% da nota final. Os relatórios corresponderão a 70% da nota final e deverão

ser entregues pelos alunos na semana seguinte a realização do experimento. Este

deve conter:

1- Folha de rosto contendo: nome da Instituição, Laboratório, integrantes da

equipe, nome do experimento realizado e data;

3

2- Introdução;

3- Objetivo;

4- Parte Experimental : materiais, equipamentos e reagentes;

5- Procedimento;

6- Resultados e Discussão;

7- Conclusão;

8- Referências Bibliográficas

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Pratica 1 - Preparação e caracterização de um composto de alumínio a

partir de lata de alumínio

1- MATERIAIS

Reagentes Vidraria, equipamentos e outros

Pedaços de alumínio bem

pequenos e sem tinta

Bécher de 100 e 250 ml

Água destilada Bastão de vidro

H2SO4 9M Bico de Bunsen

KOH 80g/L Funil de vidro

Solução álcool/água (50/50) Pipeta graduada de 10 ml

Banho de gelo Papel de filtro

Banho de óleo Funil de Büchner

Kitassato

Proveta de 50 ml

Bomba de vácuo

Estufa

Balança analítica digital

Pistilo

Almofariz

Vidros de relógio

Papel indicador de pH

Tubo de Thiele

Placa de agitação e aquecimento

Agitador magnético (peixinho)

Suporte universal

Argola para filtro

2-OBJETIVOS

- Preparar, a partir de latas de alumínio, o composto sulfato de

alumínio e potássio dodecahidratado;

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- Comprovar a pureza do produto através da obtenção do ponto de

fusão do mesmo.

3- INTRODUÇÃO

O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre

(8,13%), sendo o elemento metálico mais abundante. Oxigênio e silício são os

elementos não metálicos mais abundantes. Devido à sua elevada afinidade pelo

oxigênio, o alumínio não e comumente encontrado como substância elementar,

mas sim na forma de óxidos e silicatos.

O nome do metal deriva do latin alumen. Foi preparado pela primeira vez a

em 1825 por Hans Christian Oersted, pelo aquecimento de cloreto de alumínio

anidro com amálgama de potássio.

O alumínio é obtido através de processo eletroquímico, o qual foi

desenvolvido por Sir Humphey Davy, em 1807, o qual tentou eletrolizar sem êxito

uma mistura de alumina e potassa. Mais tarde, em 1854, Robert von Bunsen e

Henri Sainte-Claire Deville prepararam independentemente alumínio por eletrólise

a partir de cloreto de alumínio e sódio fundido. Entretanto este método não teve

aplicação prática devido à falta de uma fonte barata de eletricidade. A invenção do

dínamo em 1866 solucionou este problema. Em 1886, Charles Martin Hall e Paul

L. T. Héroult descobriram e patentearam quase simultaneamente um processo de

produção de alumínio a partir de alumina dissolvida em criolita fundida, sendo que

esta mistura é decomposta eletroquimicamente. Este processo é conhecido como

Processo de Hall-Héroult, sendo o único processo economicamente viável de

produção de alumínio em quantidade.

Na forma pura, o metal tem resistência mecânica limitada, sendo portanto

geralemtne usado em ligas com cobre, magnésio, silício, zinco. Estas ligas são

usadas na construção civil, fabricação de aviões, automóveis, pontes e utensílios

domésticos.

O óxido que rapidamente se forma à superfície do metal puro torna o metal

ideal para ser utilizado na fabricação de inúmeros artefatos e devido a sua elevada

condutividade elétrica, ductibilidade e baixa massa atômica, é freqüentemente

utilizado em linhas de transmissão elétricas.

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A maior parte do alumínio produzido atualmente é extraído da bauxita,

podendo também ser obtido da nefetina, um silicato de sódio, potássio e alumínio.

O nome bauxita deriva do nome de uma localidade no sul da França, Les Bauxs,

onde esta foi descoberta em 1821. O termo bauxita é genérico, referindo-se a um

minério ou a uma mistura de minerais ricos em óxidos de alumínio hidratados

formados pela erosão de rochas ricas neste elemento. Durante a erosão, os

silicatos são decompostos e os produtos de decomposição (sílica, cal e

carbonatos de sódio e de potássio) são filtrados, deixando um resíduo rico em

alumina, óxido de ferro e óxido de titânio. Nas regiões tropicais e sub-tropicais,

onde o desgaste das rochas é mais intenso, existe a maior parte dos grandes

depósitos de bauxita, sobretudo próximo à superfície.

4- PARTE EXPERIMENTAL

USAR ÓCULOS DE SEGURANÇA

4.1. Preparação do [KAl(SO4)2]. 12 H2O

Pesar aproximadamente 1 g de sobras de alumínio sem a tinta. Se os

pedaços estiverem muito grandes, cortar em pedaços bem pequenos, e colocá-los

em um béquer de 250 ml. Isto tornará a reação mais rápida. Adicionar 50 ml de

KOH 80 g/L. Aquecer cuidadosamente o béquer em banho de óleo. Não colocar

muito óleo no banho pois durante o aquecimento será necessário manusear o

béquer. ATENÇÃO: NÃO DEIXAR A SOLUÇÃO ESPIRRAR. Ocorrerá evolução

abundante de H2. Após 10 min, o alumínio deverá estar quase completamente

dissolvido, exceto por pequenas quantidades de impurezas. Aquecer até cessar o

borbulhamento ao redor dos pedaços. Quando o volume do líquido for ¼ do

volume original, adicionar água até obter novamente ½ do volume original. Se

necessário, repetir este procedimento várias vezes, até a dissolução total dos

fragmentos.

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Remover o béquer do banho de óleo e usar um bastão de vidro para

remover qualquer partícula de sólido remanescente. Caso a solução ainda

contenha sólidos em suspensão, filtrá-la a quente.

Resfriar a solução em banho de água. A solução clara é então acidificada

pela adição lenta (gota a gota) de 20 mL de H2SO4 9 mol/L. A acidificação deve

ser acompanhada de agitação contínua em placa de agitação (teste a placa

antes). Após a adição do ácido, um precipitado será formado. A mistura deve ser

aquecida novamente em placa de aquecimento até que todo o precipitado se

dissolva.

Escreva as equações químicas correspondentes:

------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------

4.2. Recristalização do [KAl(SO4)2]. 12 H2O

Após a solução ter se tornado translúcida, removê-la do aquecimento e,

caso haja algum sólido presente, filtrá-la, e resfriá-la em um banho de gelo por 20

min. Prepare um papel filtro de tamanho adequado ao funil de Büchner que será

utilizado na filtração e tome nota da massa do papel. Coletar os cristais obtidos

por filtração a vácuo em funil de Büchner, lavá-los com 20 mL de uma mistura

álcool/água (50/50) e secá-los por sucção. Terminar a secagem em estufa

(verificar a temperatura da mesma para evitar a fusão dos cristais). Pesar os

cristais e o papel, descontar o peso do papel. Calcule o rendimento.

Rendimento:____________

4.3. Determinação do ponto de fusão do composto sintetizado

8

Pulverizar aproximadamente 1 g da amostra em um almofariz limpo.

Cuidadosamente, colocar o material pulverizado no tubo de ponto de fusão,

forçando a amostra para o fundo do tubo. A montagem do equipamento de ponto

de fusão (tubo de Thiele) deve ser feita de acordo com a representação mostrada

na Figura 1. Aquecer a água lentamente. Tentar aumentar a temperatura a uma

velocidade de 3o C/min. Observar atentamente o sólido no capilar. No momento

em que o sólido fundir, anotar a temperatura. Retirar o aquecimento e aguarde o

sólido solidificar, anotando a temperatura de solidificação.

Ponto de fusão:__________ Ponto de solidificação: ____________

Figura 1. Tubo de Thiele para a determinação do ponto de fusão.

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4.5. Determinação da acidez

Pesar 1 g do produto em um pequeno béquer. Adicionar 5 mL de água

destilada e agitar com um bastão de vidro até dissolução completa do sólido.

Mergulhar um pedaço de papel de pH nesta solução.

pH:______________

5. Pré-laboratório As questões abaixos deverão ser respondidas antes da aula prática (traga

calculadora), pois serão cobradas no pré-teste e também devem ser apresentadas

no relatório.

1. Dê as fórmulas químicas dos seguintes compostos: Ácido sulfúrico, hidróxido de potássio, hidróxido de alumínio, sulfato de alumínio, sulfato de alumínio e potássio, sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado. 2. Utilizando ácido sulfúrico comercial, descreva como você prepararia 1 litro de solução deste ácido com concentração 9 M. 3. Qual a molaridade de uma solução com volume final de 1 dm3, preparada pela dissolução de 80 g de hidróxido em água? 4. Quantos moles de hidróxido de potássio estão contidos em 50 cm3 de uma solução de hidróxido de potássio 80 g/dm3? 5. Quantos moles de ácido sulfúrico estão contidos em 20 cm3 de uma solução 9 M? 6. Que volume de uma solução de ácido sulfúrico 9 M você necessita para efetuar

a neutralização completa de 50 cm3 de hidróxido de sódio com concentração de

80 g/dm3?

7. As equações abaixo refletem as reações químicas realizadas no item 3.1. Faça

o balanceamento das mesmas:

Al(s) + K+(aq) + OH-

(aq) + H2O(l) → [Al(OH)4]-

(aq) + K+(aq) + H2 (g)

[Al(OH)4]-

(aq) + K+(aq) + H2SO4 (aq) → K+ (aq) + [Al(SO4)2]

- (aq) + H2O

8. Qual o ponto de fusão do sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado?

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Prática 2- Preparação de alguns compostos de chumbo com aplicações

industriais e descarte de resíduos deste metal

1-INTRODUÇÃO

Os alquimistas acreditavam que o chumbo era o mais antigo dos metais e o

associavam ao planeta Saturno; saturnismo ainda hoje é utilizado para descrever

o envenenamento por inalação ou ingestão de sais de chumbo.

O chumbo é um elemento químico do grupo dos metais. Maleável e

resistente, é mau condutor de eletricidade. Seu número atômico é 82, símbolo

químico Pb e o seu nome deriva do latim plumbum. Tem grande aplicação e é um

dos metais mais utilizados no mundo.

Os egípcios já utilizavam o chumbo na cunhagem de moedas e fabricação

de cosméticos. Os jardins suspensos da Babilônia, construídos em 600 a.C.

tinham calhas de chumbo para manter a umidade. Na idade média, usou-se o

chumbo para sustentar os vitrais das igrejas, em encanamentos, tetos de

catedrais, mosteiros e castelos. O chumbo foi utilizado também em guerras.

Graças ao seu baixo ponto de fusão, era lançado derretido sobre os invasores, e

graças à sua densidade elevada, era utilizado na fabricação de balas de canhão e

outros projéteis.

A produção de chumbo aumentou no século XIX, entretanto metais mais

leves e resistentes como o titânio o substituíram levando a uma queda no volume

de produção. O chumbo é empregado como protetor de tubulações e cabos

subterrâneos condutores de eletricidade. Entretanto, não deve ser empregado

para conduzir água. Por absorver radiações de ondas curtas, é usado como

protetor de reatores nucleares, aceleradores de partículas, equipamentos de raios

X e transporte e armazenagem de material radioativo. Os sais de chumbo têm

diversas aplicações. Os coloridos são utilizados como corantes e pigmentos, o

monóxido de chumbo é utilizado na fabricação do vidro, na vulcanização da

borracha e como componente em esmaltes vítreos; o dióxido de chumbo é

utilizado nas placas positivas de baterias elétricas.

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A principal fonte de chumbo é a galena, que normalmente contém 86,6% de

chumbo e está sempre misturada a outros metais, como prata, ouro, zinco,

cádmio, bismuto, arsênio e antimônio.

A produção mundial de chumbo concentra-se nos Estados Unidos,

Austrália, Canadá, Peru e México. No Brasil, a Bahia é o maior produtor. Os

minérios de chumbo brasileiros apresentam alto teor de prata, cerca de 2,5 kg por

tonelada de chumbo refinado.

2- OBJETIVOS

a) Preparar alguns compostos de chumbo que possuem aplicações industriais;

b) Investigar algumas reações de oxi-redução;

c) Realizar o tratamento do resíduo das reações para posterior descarte.

3- MATERIAIS


Óxido de Chumbo (II, II, IV) Béqueres de 250 (3), 100 (3) e 50 cm3 Àcido Nítrico 4 mol.dm-3 Proveta de 250 cm3

Etanol Funil de Büchner Água quente Vidro de relógio (3) Hidróxido de amônio 8 mol.dm-3 Cápsula de porcelana Ácido acético 3 mol.dm-3 Bico de Bunsen, tripé, tenaz e tela de

amianto Solução de Cromato de Sódio 10 % Banho de gelo Solução de metassilicato de sódio pentaidratado 0,46 mol.dm-3

Papel filtro

Solução saturada de Carbonato de sódio Placa de agitação com aquecimento Barra magnética para agitação Cuba de vidro para banho-maria Bomba a vácuo para filtração Bastão de vidro Espátula

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ATENÇÃO: Neste experimento iremos manusear diversos compostos de

chumbo. É importante manuseá-los com cuidado: são tóxicos.

4- PARTE PRÁTICA

ATENÇÃO: soluções contendo chumbo não podem ser descartadas na pia.

Todo material a ser descartado deverá ser colocado nos frasco rotulados

“compostos de Pb” que se encontram na capela.

4.1 Preparação do nitrato de chumbo e do óxido de chumbo(IV)

Pesar 3 g de óxido de chumbo(II, II, IV) em um béquer de 250 mL e adicionar

cuidadosamente 150 mL de ácido nítrico 4 mol L-1. Aquecer suavemente (~ 1h)sob

agitação em placa de agitação, até que o sólido alaranjado seja decomposto e

ocorra a formação de um precipitado preto. Filtrar a mistura, lavando o sólido com

uma pequena quantidade de água quente. Depois de retirar o filtrado do

kitassato, lavar o sólido com etanol e transferi-lo para um vidro de relógio.

Atenção: Se o etanol for misturado ao filtrado, o produto obtido não será o nitrato

de chumbo e durante a etapa de evaporação do filtrado haverá a evolução de

grande quantidade de vapor castanho (NO2). Secar o produto a temperatura

ambiente. Separar o filtrado em 3 alíquotas aproximadamente iguais e colocar

uma das alíquotas em uma cápsula de porcelana. Aquecer suavemente até que

ocorra a formação de cristais brancos. Nesta etapa ocorre a evolução de grande

quantidade de fumaça branca. Se for possível, fazer esta evaporação na capela.

Esfriar a solução restante em banho de gelo e filtrar o produto, lavando os cristais

com etanol. Transferir os cristais para um vidro de relógio e secá-los a 70 oC.

Pesar os sólidos obtidos nas duas filtrações e calcular o rendimento e a

quantidade de chumbo obtida no produto.

Escreva a reação que ocorre entre óxido de chumbo(II, II, IV) e o ácido nítrico

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4.2 Preparação do Carbonato básico de chumbo(II)

Colocar a segunda alíquota do filtrado em um béquer de 250 mL e adicionar

solução saturada de carbonato de sódio até a precipitação total de um sólido

branco. Para se certificar de que a precipitação foi completa, deixar o precipitado

decantar e adicionar uma gota da solução de carbonato de sódio. Se não for

observada a formação de mais precipitado, a precipitação foi completa.

Filtrar a mistura, lavando o produto com água quente e etanol. Transferir o

sólido para um vidro de relógio e secá-lo a temperatura ambiente. Depois de seco,

pesar o produto e calcular o rendimento e a quantidade de chumbo obtida no

produto.

Escreva a equação química associada :

__________________________________________________________________

4.3 Preparação do Cromato de Chumbo

Colocar a terceira alíquota do filtrado do item 1 em um béquer de 250 mL e

adicionar hidróxido de amônia 8 mol L-1 até neutralizar a solução. Se ocorrer a

formação de um precipitado, adicionar lentamente ácido acético 3 mol.L-1 até

dissolvê-lo.

Adicionar uma solução de cromato de sódio 10% até que a precipitação

seja completa. Filtrar o sólido amarelo obtido e lavá-lo com água quente e etanol.

Atenção: o sólido formado é muito fino e passa com facilidade pelos poros do

papel de filtro. Uma alternativa é utilizar um filtro duplo ou filtrar mais de uma vez,

sempre observando se há produto no filtrado.Transferir o produto para um vidro de

relógio e secá-lo a temperatura ambiente. Pesar o produto e calcular o

rendimento.

Escreva a equação química associada :

__________________________________________________________________

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4.4 Tratamento de resíduos de chumbo com metassilicato de sódio

Em um béquer de 50 mL, dissolver todos os cristais de nitrato de chumbo(II)

obtidos no item 1 em um mínimo de água. Calcular o volume necessário de uma

solução de metassilicato de sódio 0,46 mol.L-1 para precipitar o chumbo da

solução. É importante adicionar um excesso (3x) do metassilicato de sódio para

garantir a precipitação total do Pb2+. Filtrar o sólido obtido e pesá-lo. Testar o

filtrado com algumas gotas da solução de metassilicato de sódio. Descartar o

sobrenadante no frasco de resíduos que se encontra na capela.

5. Pré-laboratório

Pré-laboratório: 1. Utilizando o livro Handbook of Chemistry and Physics (disponível na biblioteca ) complete a seguinte tabela: Nome do composto Fórmula

Química Coloração Ponto de

Fusão Solubilidade

Óxido de Chumbo (II, II, IV) Óxido de Chumbo (IV) Nitrato de Chumbo (II)

Carbonato básico de Chumbo (II)

Cromato de Chumbo (II) Metasilicato de Chumbo (II)

2. Balanceie as reações químicas dadas abaixo, representando os compostos

pelas suas respectivas fórmulas químicas. Caso seja necessário, inclua na

equação moléculas de H2O ou íons em solução:

a)Nitrato de Chumbo(II) + Metassilicato de sódio pentahidratado → Metassilicato

de Chumbo(II)

b)Nitrato de Chumbo(II) + Cromato de Sódio → Cromato de Chumbo(II)

c)Nitrato de Chumbo(II) + Carbonato de Sódio → Carbonato básico de Chumbo (II)

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d)Óxido de chumbo(II, II, IV) + ácido nítrico → Óxido de Chumbo (IV) + Nitrato de

Chumbo (II)

3. Sabendo que o experimento sugere a adição de um excesso de três vezes de

metassilicato de sódio para promover a precipitação do chumbo presente em uma

solução de nitrato de chumbo, formando o metassilicato de chumbo, calcule que

volume de uma solução de metassilicato de sódio (0,46 mol.dm-3) será necessário

adicionar a uma solução preparada pela dissolução de 1 g de nitrato de chumbo

em 10 cm3 de água para garantir a precipitação de todo o chumbo?

4. Utilizando reagentes de grau P.A., descreva os procedimentos para a

preparação de 1 litro das seguinte soluções: a) Ácido nítrico 4 mol.dm-3; b)

Hidróxido de amônio 6 mol.dm-3 c) Ácido acético 8 mol.dm-3. (Verifique os títulos

dos reagentes dados nos laboratórios de pesquisa do LCQUI)

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Prática 3 - Estudo de algumas transformações químicas do cobre

1- INTRODUÇÃO

O cobre é um elemento químico metálico, vermelho-amarelado, de símbolo

Cu (do latim cuprum), densidade 8,9 g/mL, ponto de fusão 1084° C. Possui dois

isótopos estáveis de massa atômica 63 e 65 uma, e nove radioativos de massa 58

a 68 uma. Apresenta-se em compostos nos estados de valência 1 (cuprosos) e 2

(cúpricos). Não é atacado pelo ar seco, mas em condições de alta umidade que

contenha dióxido de carbono, forma uma camada protetora esverdeada de

carbonato básico ou azinhavre. Dissolve-se bem em ácido nítrico, mas não é

atacado pelos ácidos clorídricos e sulfúrico. Forma dois tipos de óxidos, o cuproso

(Cu2O) e o cúprico (CuO).

O cobre é um dos poucos metais que ocorrem na natureza em estado puro.

Na antiguidade era considerado precioso, embora de menor valor que a prata e o

ouro. É o metal que melhor conduz eletricidade à exceção da prata. Destaca-se

pela sua elevada condutividade térmica, o que faz dele adequado para a

fabricação de cabos, fios e lâminas. É resistente à deformação e à ruptura, sendo

maleável e dúctil, podendo ser estirado sem quebrar.

Os compostos com maior aplicabilidade são o óxido vermelho (Cu2O),

utilizado para colorir vidros, e o cloreto de cobre (I), cuja solução amoniacal é

reativo do acetileno. Entre os compostos cúpricos destacam-se o óxido CuO

negro, utilizado para colorir vidros verdes, e o sulfato de cobre (II) CuSO4,

empregado na metalurgia, em galvanoplastia, em pintura e na agricultura (em

vinhedos).

Embora o cobre esteja presente em numerosos minérios oxidados ou

sulfurados, é a partir da calcopirita (CuFeS2) que é extraído. Operações de refino,

sejam térmica ou eletrolítica, permitem atingir uma pureza superior a 99%. O

cobre é empregado no estado puro em cerca de 80% dos casos, principalmente

na transmissão elétrica e na telefonia. Suas propriedades elétricas são melhor

aproveitadas quando este é empregado no estado puro, mas as propriedades

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mecânicas são melhores nas ligas com zinco, estanho, chumbo e níquel. As ligas

são utilizadas na maioria das indústrias, em conseqüência das suas propriedades,

os latões (ligas de cobre e zinco) são moldados e trabalhados facilmente, os

bronzes (ligas de cobre e estanho) têm interessantes qualidades de fundição

associadas as suas características de atrito, os cuproalumínios assim como os

cuproníqueis resistem bem à oxidação e a certos agentes corrosivos.

2- OBJETIVOS

a) Preparar uma série de compostos de cobre

b) Estudar cálculos estequiométricos e rendimentos de reações

c) Verificar a validade da Lei da Conservação das Massas

3-MATERIAIS


Pedaços de Cobre metálico Papel tornassol

Zinco em pó Pipeta Pateur

Etanol comercial Funil de vidro e de büchner

HNO3 concentrado Erlenmeyer

Solução de NaOH 8 mol/L Placa de aquecimento e agitação

Água destilada Pedras de ebulição

H2SO4 6 mol/L Bastão de vidro

HCl 6 mol/L Papel de filtro

Acetona Vidro de relógio

Pinça

Bécher

Estufa

Balança

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Limpar pedaços de fio de cobre com palha de aço e, em seguida, com

etanol comercial. Não tocar o metal com as mãos depois da limpeza (usar um

pedaço de papel). Pesar aproximadamente 0,50 ± 0,05 g de cobre e colocar em

um erlenmeyer. Em seguida, adicionar 5 mL de HNO3 conc. e agitar suavemente

até a completa dissolução do metal.

ATENÇÃO: UTILIZAR A CAPELA PARA ADICIONAR O ÁCIDO, POIS

OCORRE FORMAÇÃO DE GÁS TÓXICO.

Diluir a solução com 50 mL de água destilada e adicionar NaOH 8 mol/L,

gota a gota, sob agitação contínua em placa de agitação, até que o meio esteja

básico. Utilize um agitador magnético nesta etapa. Verificar com papel de

tornassol. Neste estágio ocorrerá a formação de um precipitado azul.

Aquecer lentamente a mistura, colocando pedras de ebulição ou

simplesmente um agitador magnético. Um precipitado preto será formado. Deixar

o sólido decantar e verificar se o sobrenadante está incolor. Caso não esteja,

aquecer por mais alguns minutos.

Escreva as reações associadas:

_________________________________________________________________

__________________________________________________________________

Filtrar a mistura, lavando o sólido com 20 mL de água destilada. Retire as

pedras de ebulição com o auxílio de um pinça. Remova o papel do funil com o

sólido, coloque dentro de um béquer e adicione 50 ml de água destilada para

remover todo o sólido do papel de filtro. Ainda com o papel dentro de béquer,

adicionar lentamente (gota a gota) H2SO4 6 mol/L até que o precipitado preto se

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dissolva completamente e a solução tenha sua coloração alterada para azul claro.

Se necessário, agitar a mistura com um bastão de vidro. Retirar o papel da

solução com o auxílio de um pinça.

Separadamente, pesar 1,2 g de Zn em pó e adicionar à solução. Agitar

freqüentemente com um bastão de vidro para quebrar os aglomerados de zinco ou

utilize uma placa de agitação e um agitador magnético para acelerar a reação.

Após 30 min, a solução deve ser incolor e um precipitado avermelhado deve

formar-se. Se a solução ainda estiver azul, adicionar cerca de 0,2 g de Zn. Por

outro lado, se ainda for observado resíduo de zinco, adicionar algumas gotas de

HCl 6 mol L-1. Filtrar a solução em funil de büchner com papel de filtro. ATENÇÃO:

Pesar o papel de filtro antes de realizar a filtração. Lavar o produto sólido com

água destilada e, em seguida, com acetona. Coloque o papel de filtro com o

produto em um vidro de relógio e leve à estufa por 30 min a 100ºC. Após retirar da

estufa, deixar esfriar e pesar o conjunto de papel e produto.

O sobrenadante deve ser tratado antes do descarte. Como isso deve ser

feito?

Escreva as reações associadas:

----------------------------------------------------------------------------------------

----------------------------------------------------------------------------------------

----------------------------------------------------------------------------------------

5. Pré-laboratório

1 . As reações dadas abaixo serão realizadas nesta prática. Faça o

balanceamento das mesmas, representando os compostos pelas suas respectivas

fórmulas químicas. Caso seja necessário, inclua na equação moléculas de H2O:

a) cobre + ácido nítrico → cobre(II) + nitrato + dióxido de nitrogênio

b) cobre(II) + hidróxido de sódio → hidróxido de cobre(II)

c) hidróxido de cobre(II) óxido de cobre (II) ∆

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d) óxido de cobre(II) + ácido sulfúrico → cobre (II) + sulfato

e) zinco + cobre(II) → zinco(II) + cobre

2. Algumas das reações do item 1, caracterizam-se como reações redox. Indique

quais delas podem ser assim classificadas e indique qual é o agente redutor e

qual é o agente oxidante.

3. Apresente as semi-reações de oxi-redução envolvidas na reação entre o

cobre(II) e o zinco. Utilizando os potenciais de redução padrão, comprove se a

reação é espontânea ou não.

4. Dependendo da acidez do meio, a reação do cobre com o ácido nítrico pode

ocorrer por dois caminhos diferentes, A e B.

A) cobre + ácido nítrico → cobre(II) + nitrato + dióxido de nitrogênio

B) cobre + ácido nítrico → cobre(II) + nitrato + óxido nítrico.

Verifique as propriedades do dióxido de nitrogênio e do óxido nítrico e sugira uma

forma fácil de comprovar se a reação entre o cobre e o ácido nítrico ocorre de

acordo com a reação A ou a reação B.

5. Utilizando reagentes de grau P.A., descreva os procedimentos para a

preparação de 1 litro das seguintes soluções: a) Ácido sulfúrico 6 mol.dm-3; b)

Hidróxido de amônio 2 mol.dm-3. c) Ácido clorídrico 6 mol.dm-3. (Verifique os

títulos dos reagentes dados nos laboratórios de pesquisa do LCQUI)

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Pratica 4- A origem das cores de complexos de metais de transição: estudo

do efeito do número de coordenação e da natureza dos ligantes

1-INTRODUÇÃO

O vermelho das rosas é uma propriedade intrínseca das rosas ou será devido

apenas à luz que incide sobre elas? A cor de um objeto depende tanto da luz que

ilumina esse objeto quanto de propriedades específicas de sua superfície e

textura. As cores são o resultado de transições eletrônicas. Nós vemos a cor

complementar, e esta complementariedade está relacionada com o círculo abaixo:

Figura 1. Relação entre as cores primárias (vermelho, azul e verde) e as cores

complementares.

Para entender melhor esse fato vamos ver como as cores podem ser

somadas e subtraídas. Subtrair cores consiste em eliminar uma ou mais das

componentes da luz. Por exemplo, misturar tintas equivale a subtrair cores.

Desde crianças, sabemos que tinta azul misturada com tinta amarela dá tinta

verde. O que acontece é que os pigmentos da tinta azul absorvem na região do

vermelho no espectro eletromagnético e os pigmentos da tinta amarela absorvem

na região do azul do espectro eletromagnético. Sobra a componente intermediária

que vemos, isto é, o verde.

22

Figura 2. Somando as cores (à esquerda), e subtraindo as cores (à direita).

Figura 3. Rosas vermelhas iluminadas com luz branca (à esquerda). As mesmas

rosas vermelhas iluminadas com luz verde (à direita).

Na figura anterior, vimos as mesmas rosas sendo iluminadas por luz branca e

por luz verde. A luz verde incidente é fortemente absorvida pelas pétalas das

rosas vermelhas, e elas tornam-se quase pretas. A cor das rosas depende,

portanto, das substâncias de suas pétalas, da luz ambiente e da interação entre

elas.

Os complexos de metais de transição são fascinantes pelas variedades de

cores que exibem. Para um determinado metal, esta mudança de coloração

23

também pode ser observada em função do ligante. Por exemplo, os compostos

[Co(OH2)6]2+ e [CoCl4]

2- possuem o mesmo metal central mas apresentam cores

diferentes, respectivamente rosa e azul. O sangue, que contém um composto de

coordenação de Fe(II), a hemoglobina, é vermelho devido a transições eletrônicas

que ocorrem entre o centro de Fe(II) e o anel porfirínico da estrutura Heme.

A absorção da radiação eletromagnética ocorre quando o fóton incidente sobre

um sistema promove uma transição entre os níveis de energia Ei e Ef, cuja

diferença é descrita pela equação ∆E = h/λ, onde h é a constante de Planck. Nos

complexos de metais de transição, com configuração eletrônica dn (n≥1), as

transições ocorrem entre níveis de energia resultantes da interação entre elétrons

d, sendo designadas de transições d-d.

Para termos uma melhor idéia da cor absorvida por um dado composto, basta

observarmos a cor emitida e utilizarmos as relações apresentadas na tabela 1.

Tabela 1. Relação entre o comprimento de onda da radiação, cor absorvida e cor

complementar.

região de absorção (nm)

380-435

430-450

450-490

490-500

500-560

560-580

580-590

595-650

650-780

Cor da luz absorvida

Violeta

anil

Azul

azul / verde

verde

amarela / verde

Amarela

laranja

vermelha

←uv ← região do visível → iv→

Cor observada da solução (cor complementar)

Amarela /verde

amarela

Laranja

vermelha

púrpura

violeta

Anil

azul

azul/ verde

24

2- OBJETIVOS

a) Colocar em ordem decrescente de 10 Dq (força do campo) os ligantes L = H2O,

NH3, etilenodiamina (em), EDTA e Br-;

b) Estudar os fatores que levam a mudanças no número de coordenação do íon

Co2+ no complexo [Co(OH2)6]Cl2;

c) Introdução à Espectroscopia Eletrônica.

3.MATERIAIS


Água destilada Tubos de ensaio

Solução de NH3 conc. Pinça de metal

Etilenodiamina (en) Bico de Bunsen

Na2EDTA sólido Pipetas graduadas de 5 mL

HBr conc. Bécheres de 50 mL (6)

Solução aquosa de [Co(OH2)6]Cl2 0,2

mol/L

Agitador magnético

[Cu(OH2)6]SO4 sólido Placas de agitação

Solução de [Cu(OH2)6](NO3)2 0,15 mol/L Espectrofotômetro

HCl conc. Cubetas de vidro

Solução de [Co(OH2)6]Cl2 0,2 mol/L em

isopropanol

Termômetro

[Co(OH2)6]Cl2 sólido Vasilha de vidro para banho-maria

1-butanol Vasilha para banho de gelo

KSCN sólido Espátulas metálicas

Balança digital

25

4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1 A origem da cor em um sal de cobre

Adicionar aproximadamente 0,5 g de CuSO4 a um tubo de ensaio limpo e

seco. Aquecer cuidadosamente o tubo na chama de um bico de Bunsen.

ATENÇÃO: O AQUECIMENTO BRUSCO PODE PROVOCAR A QUEBRA DO

TUBO OU FAZER COM QUE O SÓLIDO SAlTE DO TUBO! O aquecimento deve

ser lento. Anotar qualquer mudança de cor. Deixar o tubo esfriar e adicionar

algumas gotas de água destilada.

Mudanças observadas:______________________________________________

4.2 - Classificação de ligantes segundo a força do seu campo (10 Dq nos

complexos)

Adicionar 4 mL de uma solução de Cu(NO3)2 0,15 mol/L a 4 bécheres

pequenos e numerá-los. Ao béquer 2, adicionar 2 mL de etilenodiamina (en) e 12

mL de água destilada. Ao béquer 3, adicionar 2 mL de amônia concentrada (usar a

capela) e 12 mL de água destilada. Ao béquer 4, adicionar 0,1 g de Na2EDTA e

4 mL de água destilada. Agitar vigorosamente as soluções.Em um quinto béquer,

adicionar 5 mL de Cu(NO3)2 0,15 mol L-1, 10 mL de água destilada e 2,5 mL de

HBr conc. (USAR A CAPELA PARA MANUSEAR O ÁCIDO).

Agitar vigorosamente as soluções. Observar atentamente as cores das

soluções dos cinco bécheres. Obter espectros eletrônicos para todas as soluções

na região de 400 a 900 nm. Para facilitar o estudo, identifique-os com etiquetas o

respectivo nome. Os espectros serão obtidos na Sala 103.

Mudanças observadas com a adição dos ligantes:

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

26

4.3- Observação da mudança de coordenação e da geometria de um

complexo de Cobalto (II):

Teste 1:

Adicionar 2 mL de solução aquosa de CoCl2 0,2 mol/L a um tubo de ensaio.

Na capela, adicionar cuidadosamente (gota a gota, sob agitação) HCl conc. até a

solução tornar-se azul. Prestar atenção em todas as colorações apresentadas pela

solução. Depois que a solução estiver azul, adicionar água destilada (sob a

agitação constante) até observar alteração de coloração.

Mudanças ocorridas:______________________________________________

__________________________________________________________________

Teste 2:

Adicionar 2 mL de solução de CoCl2 0,2 mol/L em isopropanol a 2 tubos de

ensaio. Tomar nota da cor. Ao primeiro tubo, adicionar água, gota a gota, até que

ocorra mudança de cor. Anotar qualquer mudança de cor. Ao segundo tubo,

adicionar 5 mL de água. Anotar qualquer mudança de cor.

Aquecer cerca de 200 mL de água em um béquer de 250 mL. Mergulhar os

dois tubos. Esperar a temperatura se aproximar de 80 oC e anotar qualquer

mudança de cor. Deixar os tubos esfriar até à temperatura ambiente e observar.

Mudanças ocorridas:_________________________________________________

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

Teste 3:

Colocar aproximadamente 0,2 g de CoCl2.6H2O em um tubo de ensaio

grande. Adicionar 5 mL de 1-butanol e agitar até dissolver a maior parte do sólido.

Anotar a cor da solução. Adicionar 5 mL de água destilada ao tubo e agitar para

misturar as fases. Evitar agitar vigorosamente para que não ocorra a formação de

uma emulsão. Depois que as fases se separarem, anotar as suas colorações.

Pesquisar a densidade do 1-butanol para determinar o solvente de cada fase.

Adicionar lentamente 2 mL de HCl concentrado (NA CAPELA) ao tubo, de modo

que o ácido se dissolva na fase superior. Anotar qualquer mudança de cor. Agitar

o tubo e, após a separação das fases, observar a coloração.

27

Adicionar 0,2 g de KSCN ao tubo, agitar até a completa dissolução do

sólido e observar as cores resultantes. Adicionar mais 0,2 g de KSCN ao tubo e

repetir o procedimento anterior. Aquecer o tubo em um banho-maria e anotar

qualquer alteração de cor. Deixar esfriar, colocar o tubo em um banho de gelo e

observar.

Mudanças ocorridas:_________________________________________________

________________________________________________________

5.Pré-laboratório 1 – Por que os compostos contendo metais de transição são, na sua maioria,

coloridos?

2 - Como ocorre a separação energética entre os orbitais d, quando um íon

metálico é submetido a um campo ligante octaédrico?

3- Como ocorre a separação energética entre os orbitais d, quando um íon

metálico é submetido a um campo ligante tetraédrico?

4 – Qual o nome dado a diferença de energia observada entre os orbitais d,

quando um íon metálico é submetido a um campo octaédrico?

5 - A energia da radiação eletromagnética aumenta ou diminui com a diminuição

do seu comprimento de onda?

6 – Dois compostos de coordenação ( A e B) contendo íons de metais de transição

apresentam as colorações violeta (composto A) e amarela (composto B). (a)

Utilizando a tabela 1, prediga o comprimento de onda em que os compostos

absorvem radiação eletromagnética. (b) Como pode ser explicada a absorção das

radiações obtidas no item (a) pelos composto A e B. (c) Qual dos dois compostos

apresenta a maior diferença de energia entre os orbitais d?

7 – O que é a Série Espectroquímica?

8 –Qual a distribuição eletrônica do íon Cu2+ e Co2+. Monte um diagrama do

campo cristalino ilustrando como será a distribuição dos elétrons d quando estes

íons são submetidos a um campo ligante octaédrico fraco.

9 – Qual a densidade apresentada pelo 1-butanol e pela água?

10 – Dê a estrutura do etilenodiamina e do sal dissódico do etilenodiaminotetracético.

28

Prática 5 - Preparação de complexos hexacoordenados de cobalto

1- INTRODUÇÃO

Como os compostos de metais de transição exibem belas cores, a química

desses elementos fascinava os químicos mesmo antes que a tabela periódica

fosse desenvolvida. No final do século XVIII até o século XIX, muitos compostos

de coordenação foram isolados e estudados. Esses compostos apresentavam

propriedades que pareciam não estar de acordo com as teorias disponíveis na

época para explicar a formação da ligação química. A Tabela 1 relaciona uma

série de compostos que resultam da reação entre cloreto de cobalto (III) e amônia.

Estes compostos têm cores diferentes e na época, apesar de dois compostos

terem cores diferentes, eles foram formulados como CoCl3.4NH3.

Tabela 1. Propriedades de alguns complexos de cobalto (III) com amônia e

cloreto.

Formulação

original

cor Íons por

fórmula

unitária

Íons Cl- livres

por fórmula

unitária

Formulação moderna

CoCl3.6NH3 laranja 4 3 [Co(NH3)6Cl3

CoCl3.5NH3 roxo 3 2 [Co(NH3)5Cl]Cl2

CoCl3.4NH3 verde 2 1 Trans-[Co(NH3)4Cl2]Cl

CoCl3.4NH3 violeta 2 1 Cis-[Co(NH3)4Cl2]Cl

Todos os complexos acima são eletrólitos fortes, mas produzem diferentes

números de íons quando dissolvidos em água. Por exemplo, a dissolução de

CoCl3.6NH3 em água produz quatro íons por fórmula unitária, enquanto

CoCl3.5NH3 produz apenas três íons por fórmula unitária. Além disso, a reação

dos compostos com excesso de nitrato de prata aquoso leva à precipitação de

quantidades variáveis de AgCl; a precipitação de cloreto de prata é geralmente

usada para investigar o número de íons cloreto livres em um composto iônico.

29

Em 1893, o químico suíço Alfred Werner propôs uma teoria que explicou

com sucesso as observações experimentais destes complexos. Werner propôs

que os íons metálicos exibem tanto valências primárias quanto secundárias. A

valência primária é o estado de oxidação do metal, a valência secundária é o

número de átomos diretamente ligados ao íon metálico, que é também

denominada de Número de Coordenação (NC). A teoria de Werner forneceu

explicações para os resultados experimentais. As moléculas de amônia estão

coordenadas ao centro metálico. Quando existem menos de seis moléculas de

amônia, a esfera de coordenação é completada pelos íons cloreto. Ao escrever a

fórmula química para um composto de coordenação, Werner sugeriu o uso de

colchetes para diferenciar os ligantes que fazem parte da esfera de coordenação

de outros ligantes que atuam como contra-íons.

Ele propôs que os compostos CoCl3.6NH3 e CoCl3.5NH3 são melhor

formulados como [Co(NH3)6]Cl3 e [Co(NH3)5Cl]Cl2, respectivamente. Ele propôs

que os íons cloreto que estavam coordenados ao metal estariam tão fortemente

ligados que não se tornavam livres quando o compostos eram dissolvidos em

água. Portanto, a dissolução de [Co(NH3)5Cl]Cl2 em água produz um íon

[Co(NH3)Cl]2+ e dois íons Cl-. Assim, apenas os dois íons cloreto livres são

capazes de reagir com Ag+ para formar AgCl.

As idéias de Werner explicam também por que existem duas formas distintas

de CoCl3.4NH3. Como existem duas maneiras diferentes de arranjar os ligantes no

complexo [Co(NH3)4Cl2]+, temos as chamadas formas cis e trans. No cis-

[Co(NH3)4Cl2]+, os dois ligantes cloreto ocupam os vértices adjacentes do arranjo

octaédrico, no trans-[Co(NH3)4Cl2]+, os cloreto estão opostos entre si.

Devido as suas contribuições para a química de coordenação, Werner foi

agraciado com o Prêmio Nobel de Química em 1913.

2 OBJETIVOS

a) Sintetizar complexos de cobalto (III) hexacoordenados;

30

b) Assimilar algumas técnicas de laboratório necessárias para a preparação de

complexos;

c) Sugerir propostas de estruturas para os complexos 1 e 2 através de técnicas de

caracterização como: espectroscopia eletrônica e medidas de condutividade.

3 MATERIAIS


Cloreto de amônio sólido Bécheres

Água destilada Placa de aquecimento

Gelo Agitador magnético

NH4OH conc. Vasilha para banho de gelo

H2O2 30 volumes Termômetro

HCl concentrado Bomba de vácuo

[Co(OH2)6]Cl2 sólido Funil de Büchner

Carvão ativo Papel de filtro

Água gelada Espátulas metálicas

Acetona Estufa

Kitassato

Balança digital

4-PARTE EXPERIMENTAL

PLANEJE MUITO BEM ESTA EXPERIÊNCIA PARA USAR O TEMPO DE

LABORATÓRIO DE FORMA EFICIENTE!

Semana 1 –Preparação do composto 1

Dissolver 4,0 g de cloreto de amônio e 6,0 g de cloreto de cobalto (II)

hexaidratado em 8,5 mL de água fervendo. Resfriar a mistura até 10 oC e

adicionar 13,5 mL de hidróxido de amônio concentrado (manter a solução à

temperatura de aproximadamente 10 oC). Adicionar, LENTAMENTE, 11,7 mL de

água oxigenada 30 %., agitando vigorosamente a solução durante a adição (NÃO

AGITAR COM O TERMÔMETRO, USE PLACA DE AGITAÇÃO!). Aumentar

31

gradualmente a temperatura, utilizando um banho-maria até 50-60o C e manter o

recipiente nesta temperatura, com agitação freqüente, por 1-1,5 hora.

Adicionar 1,8 mL de HCl concentrado ao meio reacional e resfriar a mistura

em banho de gelo. Filtrar a vácuo. Deixar o material na estufa até a semana

seguinte.

Escreva as equações químicas associadas:

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

Semana 2 – Preparação do composto 2

ANTES DE INICIAR A SÍNTESE DO COMPLEXO 2, PESE A MASSA OBTIDA

DO COMPLEXO 1, O QUAL FICOU SECANDO NA ESTUFA.

Dissolver 4,0 g de cloreto de amônio e 6,0 g de cloreto de cobalto (II)

hexaidratado em 8,5 mL de água fervendo em um kitassato. Adicionar 0,4 g de

carvão ativo e esfriar em banho de gelo. Adicionar 13,5 mL de hidróxido de

amônio concentrado e manter a solução à temperatura de aproximadamente 10o

C, utilizando para isto um banho de água e gelo. Usando a trompa de vácuo,

montar o sistema para borbulhamento de ar e iniciar o borbulhamento na solução.

Durante o borbulhamento manter o kitassato imerso em um banho de água e

aumentar gradualmente a temperatura do banho até 50-60o C. Manter o kitassato

nesta temperatura, com agitação freqüente, até o desaparecimento dos últimos

traços de coloração rosa. Esfriar a solução em banho de gelo e água e filtrar em

funil de Büchner. Lavar o precipitado com água gelada. Passar o material sólido

obtido para um bécher contendo 1,8 mL de HCl conc. E 40 mL de água em

ebulição. Quando todo o sólido, exceto o carvão ativo, estiver dissolvido, filtrar

novamente a mistura a quente e resfriar o filtrado em banho de gelo. Recolher os

cristais de cor castanho amarelado por filtração a vácuo e secá-los, lavando com

acetona. Pesar o sólido obtido.

32

Escreva as equações químicas associadas:

Semana 03: Medidas de Condutividade dos complexos e obtenção dos seus

espectros eletrônicos. Estas medidas serão realizadas na Sala 103.

Valores de condutividade: ____________________________________________

__________________________________________________________________

__________________________________________________________________

Pré-laboratório. (O pré-teste desta prática será realizado na terceira semana) 1. Qual a estrutura dos três compostos contendo cobalto, amônia e cloretos

que foram estudados por Werner e que deram início ao desenvolvimento da

química de coordenação?

2. Descreva como Werner conseguiu distinguir o ambiente de coordenação

dos três complexos de cobalto por ele isolados?

3. Um dado composto de cobalto apresentou uma absorção máxima em 600

nm no espectro eletrônico. As absorvâncias obtidas para soluções deste

composto com concentração de 5x10-3, 2,5x10-3 e 1x10-3 M foram

respectivamente de 1; 0,5 e 0,2. Qual o valor do coeficiente de

absortividade molar (ε) desta banda? Pelo valor de ε apresentado, qual o

tipo de transição eletrônica presente no composto de cobalto?

4. Utilizando as referências dadas (3,4 e 5), proponha as estruturas para os

compostos que serão sintetizados. Calcule a massa molecular de cada um

dos compostos.

5. Que massa do composto 1 é necessária para preparar 50 cm3 de uma

solução 1x10-3 M?

6. Que massa do composto 2 é necessária para preparar 50 cm3 de uma

solução 1x10-3 M?

7. Partindo de soluções estoques dos compostos 1 e 2 com concentrações de

1x10-3 M, descreva como podem ser preparadas soluções com

concentrações 5x10-4, 2,5 x10-3, 1x10-4 M dos referidos compostos.

33

Prática 6. Preparação e estudos das propriedades da Zeólita A

1- INTRODUÇÃO

O início dos estudos relativos às zeólitas pode ser atribuído à descoberta

do mineral estilbita, em 1756, por A. F. Cronstedt, que foi quem atribuiu o termo

zeolithos ao material. Literalmente, zeolithos significa “pedra que ebule”, do grego

ζεω e λιθος, uma referência ao fato de se observar a saída de bolhas de vapor

d’água do material sólido ao ser rapidamente aquecido.

As zeólitas até meados do século XIX eram consideradas como simples

curiosidades mineralógicas. Só depois da segunda metade do mesmo século se

registrou a primeira síntese hidrotérmica de uma zeólita, a levinita. Com os

trabalhos pioneiros de Weigel e Steinhoff (1925), observando pela primeira vez o

efeito de peneira molecular usando a chabazita, o estudo destes materiais tornou-

se mais intenso.

As zeólitas são aluminosilicatos cristalinos cuja estrutura compõem-se de

uma rede tridimensional de tetraedros AlO4 e SiO4 ligados entre si pelos átomos

de oxigênio, cada um deles comum a dois vizinhos (são polímeros inorgânicos

cristalinos). Os átomos de Al ou Si (chamados de átomos T) ocupam o centro do

tetraedro e os átomos de oxigênio ocupam os vértices.

Uma outra característica marcante das zeólitas é que os tetraedros se ligam

de modo a formar uma estrutura contendo canais e cavidades regulares e

uniformes, com dimensões na ordem de alguns angstrons e no interior dos quais

se situam os cátions de compensação e moléculas de água, os quais possuem

grande liberdade de movimento, permitindo troca iônica e desidratação (reversível

em alguns casos). Esta rede porosa é também responsável pela elevada

superfície específica interna das zeólitas.

O fato das dimensões dos poros desses materiais impedirem que

moléculas maiores penetrem no seu interior, deu origem ao nome peneiras

moleculares. A Tabela 1 apresenta alguns exemplos de peneiras moleculares de

interesse comercial, com a dimensão cristalográfica aproximada dos poros.

34

Tabela 1. Exemplos de algumas peneiras moleculares.

TAMANHO DOS

POROS

TIPO DE

ESTRUTURA

NOME DIÂMETRO DO

PORO (Å)

pequeno LTA zeólita A 4,1

médio MFI ZSM-5 5,5

grande MOR

FAU

mordenita

faujasita, zeólitaX

ou Y

7,0

7,4

extra-grande AET

VFI

CLO

AlPO4

VPI-5

cloverita

8,7

12,1

13,2

mesoporoso - MCM-41 20-100

Pode-se dizer que as zeólitas formam uma classe especial de materiais

inorgânicos cristalinos devido às seguintes propriedades:

⇒ a sua estrutura microporosa;

⇒ a sua capacidade de troca iônica;

⇒ a sua acidez interna;

⇒ a sua grande estabilidade térmica.

Essas características são responsáveis pelas principais aplicações das

zeólitas. Que entre outras funções podem ser utilizadas como adsorventes,

dessecantes, em processos de separação, como catalisadores e em detergentes.

35

Figura 1. Estruturas das Zeólita A (à esquerda) e Zeólita X (à direita).

Até recentemente, o tripolifosfato de sódio (Na5P3O10) era utilizado na

composição de detergentes. Como este composto estimulava o crescimento de

algas na água utilizada para fins de limpeza, foi substituído pela forma sódica da

Zeólita A, denominada de Na-A. A Zeólita utilizada na composição de detergentes

tem a fórmula empírica: NaAlSiO4. A Zeólita A atua como um redutor da dureza da

água, pois promove a troca dos seus íons sódio por íons cálcio e magnésio, os

quais estão presentes na água dura ou água salobra.

Se a Zeólita A é colocada em uma solução rica em íons cálcio, a troca

iônica irá resultar em uma zeólita com a seguinte composição: Ca0,5AlSiO4. O grau

de troca iônica pode ser quantificado determinando-se a concentração de íons

cálcio com o tempo. A Zeólita não possui carga quando é composta apenas de

silício e oxigênio, contudo, esta adquire uma carga negativa para cada alumínio

que é incorporado na estrutura, já que o alumínio tem carga formal 3+ enquanto o

silício tem carga 4+. Cátions adicionais são necessários para balancear as cargas,

devido a incorporação de alumínio na estrutura. No caso da Zeólita Na-A, os

cátions adicionais são os cátion sódio, os quais se situam nos poros da Zeólita.

Estes cátions podem ser facilmente substituídos por cátions que devem ter um

diâmetro menor de 4,1 Å, de forma que possam ficar retidos nos poros da Zeólita.

A composição química dos solutos da água varia muito conforme a

natureza petrográfica e o grau de alteração intempérica das rochas percoladas. Se

a água percola rochas ricas em carbonatos de cálcio, ferro ou magnésio, ela

dissolve esses sais solúveis sob a forma de bicarbonatos. Estes elementos podem

36

ainda ser transportados sob a forma de cloretos ou sulfatos. Em se tratando de

sais de ferro, estes oxidam-se facilmente se as águas forem arejadas,

transformando-se em hidróxidos, que são transportados sob a forma coloidal. Não

é demais ressaltar a importância da composição química da água para seu

aproveitamento. Se o teor de sais de cálcio ou de magnésio é relativamente

elevado, designa-se a água como dura. Vários graus de dureza são usados.

1 grau francês: 10mg de CaCO3 em 1 litro de água(o mais usado no Brasil)

1 grau alemão: 10mg de CAO em 1 litro de água

1 grau inglês: 10mg de CaCO3 em 0,7 litro de água

As águas que possuírem menos de 5 graus franceses são consideradas

moles. De 16 a 30 graus são consideradas duras. Acima de 30 graus de dureza o

seu uso torna-se bastante limitado, pois é salobra, não faz espuma com sabão e é

muito perigosa quando usada em caldeiras de máquinas de vapor, pela formação

de crostas de carbonato no interior da caldeira, ocasionando o superaquecimento

e consequentemente explosão. A Água com grau de dureza 60 é quase sempre

imprestável para qualquer fim. É possível diminuir artificialmente a dureza de

qualquer água.

2-OBJETIVOS

- Síntese da Zeólita A;

-Verificação das propriedades de troca iônica em zeólitas.

37

3- MATERIAIS


Aluminato de sódio Placa de agitação

Metassilicato de sódio Agitador magnético

Solução de CaCl2 (1x10-3 M) Funil de Büchner

Solução de CuSO4 (1x10-3 M) Bomba de vácuo

Solução de detergente (diluída) Papel de filtro

Solução de Na2CO3 (1x10-2) Estufa

NH4OH concentrado Tubos de ensaio (9 tubos)

Centrífuga


a) Semana 1 - Preparação da zeólita A

2NaAlO2 + 20 NaOH + 2(Na2SiO3.5H2O) Na2O.Al2O3.2SiO2.4,5H2O + 24 NaOH + 3,5 H2O

Dissolver 13,5 g de aluminato de sódio em 300 cm3 de água, seguido pela

adição de 25 g de hidróxido de sódio. Manter a solução sob agitação magnética e

aquecimento até entrar em e ebulição. Adicionar esta solução ainda quente a uma

solução aquecida de silicato de sódio (14,2 g em 200 cm3 de água) sob vigorosa

agitação. Manter a reação sob agitação e aquecimento (90 oC) até observar a

rápida sedimentação do sólido quando a agitação é desligada (2-5 h). A reação é

filtrada a quente e lavada repetidamente com água destilada (4 x 100 cm3). O

sólido é seco na estufa por 1 h a 150 oC

* Referência: L. D. Rollmann, E. W. Valyocsik. Inorg. Synth, 22 (1983) 61

38

b) Semana 2 –Estudo das propriedades de troca iônica

Em 3 tubos de ensaio, colocar 0,200 g de zeólita A. Adicionar 2 mL de

solução de CaCl2 a dois dos tubos (numerar como 1 e 2) e ao terceiro, 2 mL de

solução CuSO4 (numerar como tubo 3). Agitar vigorosamente os 3 tubos durante

20 min. Centrifugar e observar a cor dos sólidos e das soluções. Transferir

cuidadosamente os sobrenadantes para outros 3 tubos limpos, numerando-os

como 1A, 2A, 3A.

Em outros três tubos de ensaio limpos, adicionar em dois deles 2 mL da

solução de CaCl2 (numerar como tubos 1B e 2B) e no terceiro 2 mL de solução de

CuSO4 (numerar como tubo 3B).

Adicionar 2mL da solução de detergente aos tubos 1A e 1B. Adicionar 1 mL

da solução de Na2CO3 aos tubos 2A e 2B. Finalmente, adicionar algumas gotas de

NH4OH conc. aos tubos 3A e 3B.

Observações:

Tubo 1 a:

Tubo 1 B:

Tubo 2a:

Tubo 2 B:

Tubo 3 a:

Tubo 3 B:

.

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