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UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA INSTITUTO DE QUÍMICA QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA LABORATÓRIO CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA SEMESTRE 2 - 2015 PROFESSOR EDSON NOSSOL CRONOGRAMA DE TRABALHO LABORATÓRIO QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA 2O SEMESTRE 2015 20/08 26-27/08 02-03/09 09-10/09 16-17/09 23-24/09 30/09-01/10 07-08/10 14-15/10 28-29/10 04-05/11 11-12/11 18-19/11 25-26/11 02-03/12 09-10/12 16-17/12 Organização do Laboratório Algumas Preparações Inorgânicas Simplificadas Verificação de Algumas Propriedades Físicas e Químicas de Elementos e Compostos dos Grupos 1, 2 e 3 – Parte I Verificação de Algumas Propriedades Físicas e Químicas de Elementos e Compostos dos Grupos 1, 2 e 3 – Parte II Preparação e Purificação do Dicromato de Potássio – Parte 1 Preparação e Purificação do Dicromato de Potássio - Parte 2 Aula de Dúvidas 3a Prova – 25 Pontos Preparação do Ácido Bórico e Determinação de seu Ponto de Fusão Parte 1 Preparação do Ácido Bórico e Determinação de seu Ponto de Fusão Parte 2 Preparação, Purificação e Verificação de Propriedades do Iodo Preparação, Purificação e Verificação de Propriedades do Iodo Parte II Preparação do Cloreto de Sódio Síntese Complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2 Aula de Dúvidas 4a Prova – 20 Pontos Entrega do Resultado Final 5 pontos serão distribuídos para fluxograma/participação 3a Prova: 25 Pontos + 4a Prova: 20 Pontos + fluxograma/participação: 5 pontos = 50 pontos EXPERIÊNCIA: Algumas Preparações Inorgânicas Simplificadas 1. Objetivo O objetivo da presente aula é familiarizar o aluno com algumas reações químicas inorgânicas bastante simples. Dentro deste contexto, na presente aula, o aluno deverá, basicamente, aprender a manipular reações químicas onde os produtos obtidos são gases e observar suas características para poder identificá-las. 1. Introdução Informações úteis sobre as características de alguns gases: Gás Hidrogênio (H2): é um gás incolor, inodoro e insípido, é 14,38 vezes mais leve que o ar e pouco solúvel em água. É facilmente preparado pela adição de ácidos diluídos sobre metais como zinco e ferro e pela eletrólise da água. Ø Procedimento para identificar o gás: Tape com o dedo a saída do tubo onde está se formando o gás e aproxime um palito de fósforo aceso. Se houver uma pequena explosão (“grito de hidrogênio“) é uma indicação da presença do gás hidrogênio. Gás dióxido de carbono (CO2): é um gás incolor, com cheiro e gosto levemente ácido. É consideravelmente solúvel em água e as soluções aquosas são levemente ácidas devido à formação do ácido carbônico. Ø Procedimento para identificação do dióxido de carbono: faça com que o gás desprendido seja borbulhado diretamente num becker de 50mL contendo um pouco de solução de água de cal Ca(OH)2 ou água de barita Ba(OH)2. Se formar um sólido branco (CaCO3 ou BaCO3) o gás desprendido é o CO2. Gás nitrogênio (N2): é um gás incolor, inodoro e insípido. É mais leve do que o ar, condensa com dificuldade e é menos solúvel em água do que o oxigênio. Gás dióxido de nitrogênio (NO2): Na verdade, existe aqui um equilíbrio, largamente dependente da temperatura, entre dois óxidos: 2 NO2 (marrom) ⇔ N2 O4 (incolor) Ø À temperatura ambiente, o sistema acima se apresenta como um gás marromavermelhado, muito tóxico e com cheiro característico. A colocarão do gás é intensificada sob aquecimento e é abrandada sob resfriamento (isto se deve ao deslocamento do equilíbrio descrito acima). 2 2. Material Necessário ü Sólidos: ü Solução concentrada de: Carbonato de Cálcio (mármore); Ácido Clorídrico; Zinco (raspas); ü Bico de gás Nitrato de Chumbo; ü Capela ü Soluções aquosas (1,0 mol L-1) : ü Cuba Cloreto de amônio; ü Rolhas Nitrito de sódio; ü Tubos de ensaio Ácido clorídrico; ü Tubos de vidro (para recolher o gás) 3. Procedimento Experimental Diversos gases podem ser obtidos em pequenas quantidades, empregando-se uma montagem simples. Num tubo de ensaio (200 x 25 mm) adapta-se uma rolha de borracha com dois furos. Um deles é atravessado por um tubo de vidro cuja extremidade inferior quase alcança o fundo do tubo de ensaio (e na qual se coloca um pequeno tubo de ensaio) e a superior ultrapassa cerca de 20 cm o nível da rolha. O outro furo é atravessado por um tubo recurvado, sendo que sua extremidade é mergulhada numa cuba de vidro contendo água (ou solução saturada de cloreto de sódio conforme o caso), devendo o nível do líquido ultrapassar o fim do tubo. 1-Hidrogênio: obtido pela reação de zinco com ácido clorídrico em solução aquosa concentrada. Coloque de 2 a 3 g de zinco em raspas num tubo de ensaio e cubra-o com água. Acrescente de 2 a 3 mL de ácido clorídrico. Monte o aparelho conforme foi descrito e recolha o gás sobre a água, emborcando um tubo de ensaio (de medidas 15 x 150 mm) cheio de água, sobre a extremidade do tubo de vidro mergulhado na cuba. ATENÇÃO: antes de recolher a primeira amostra deixe o aparelho funcionar por cerca de um minuto, para expulsar o ar do sistema. OBSERVAÇÃO: O hidrogênio forma misturas explosivas com oxigênio ou ar, por isso nunca prepare hidrogênio em grande quantidade, especialmente para fins demonstrativos. 2- Nitrogênio: é obtido pela reação de cloreto de amônio com nitrito de sódio. Num tubo de ensaio coloque 3 g de cloreto de amônio (NH4Cl) e cubra com água. A seguir prepare uma solução de 7g de nitrito de sódio (NaNO2) em 10 mL de água quente. O gás de nitrogênio obtido deve ser recolhido sobre água. 3-Dióxido de carbono: é obtido pela reação de carbonato de cálcio (mármore) com ácido clorídrico concentrado. Coloque no tubo de ensaio alguns pedaços de mármore (de preferência pulverizado) e cubra com água. A seguir adicione 3,5 mL de ácido clorídrico concentrado. Recolha o dióxido de carbono fazendo-o borbulhar diretamente em outro tubo contendo um pouco de solução de água de cal Ca(OH)2 ou água de barita Ba(OH)2. 3 OBSERVAÇÃO: Várias reações podem ser conduzidas por via seca, isto é, sem dissolver a amostra. 4- Dióxido de nitrogênio (NO2): é obtido pela decomposição térmica do nitrato de chumbo Pb(NO3)2. Deve-se utilizar o nitrato de chumbo em pequenas quantidade num tubo de ensaio, o qual deve ser aquecido na CAPELA. Testar o gás desprendido aproximando uma fita de papel indicador universal úmido à boca do tubo. 4. 1) 2) 3) Questionário Escreva todas as reações químicas envolvidas. Explique o recolhimento dos gases em água e em solução aquosa saturada de NaCl. Porque soluções aquosas de HNO3, com o passar do tempo, vão ficando com coloração amareladas ou avermelhadas? 4) O que é ácido nítrico fumegante? 5) Explique a ação oxidante do HNO3. 5. Referências Bibliográficas OHWEILER , O.A.;ʺ″Química Inorgânica ʺ″,volume 1, Editora Blücher Ltda, 1971. QUAGLIANO, J.V.; Vallarino, L.M., Química, Ed. Guanabara Dois S.A., RJ, 3° Ed., 1979. 4 EXPERIÊNCIA: Verificação de Algumas Propriedades Físicas e Químicas de Elementos e Compostos dos Grupos: Metais Alcalinos, Alcalinos Terrosos e Grupo do Alumínio 1. Objetivo Observar as propriedades redutoras dos metais acima e verificar propriedades químicas de alguns compostos destes elementos. 2. Assuntos envolvidos Reatividade química. Poder redutor dos metais. Acidez e basicidade de óxidos e hidróxidos. Hidrólise. 3. Considerações gerais Os elementos dos metais alcalinos (muito reativos), alcalinos terrosos e elementos do grupo Al, são encontrados na natureza na forma combinada (compostos). Os elementos mais pesados de cada grupo são encontrados em menor abundância e raramente formam minérios independentes. Todos os elementos são obtidos a partir de seus compostos através de métodos adequados e eficientes. Estes elementos encontram aplicações muito importante em indústrias metalúrgicas, reatores nucleares, celulas fotoelétricas, etc. Os elementos mais leves de cada grupo, isto é , Li, Be, B diferem em algumas propriedades do restante do grupo. Os sais dos metais alcalinos (exceto complexos como: K2Na[Co(NO2)6], NaZn(CO2)(OAc)9, etc.) são eletrólitos fortes. Os sais de ácidos fracos destes elementos, sofrem hidrólise, e as suas soluções apresentam reações alcalinas. Alguns sais dos metais alcalino terrosos são pouco solúveis, por exemplo: carbonatos, ortofosfatos (exceto Be e Mg), e cromatos. Os carbonatos dissolvem-se por ação de solução de CO2: CaCO3(s) + H2O + CO2(g) → Ca(HCO3)2(aq) A água que contém sais de Ca e Mg dissolvidos é chamada água dura, e pode ser classificada em água dura temporária (contém íons HCO3- dissolvidos) e permanente. 1. Materiais necessários • • • • • • • • • • • • • Alumínio Carbonato de magnésio Carbonato de potássio Cloreto de alumínio Cloreto de cálcio Cloreto de potássio Fluoreto de sódio Magnésio Ácido bórico concentrado Ácido nítrico concentrado Ácido clorídrico, 1,0 mol/L Ácido clorídrico, 2,0 mol/L Ácido clorídrico, 4,0 mol/L • • • • • • • • • • • • • Nitrato de sódio Nitrato de estrôncio Óxido de cálcio Óxido de magnésio Potássio Sódio Sulfato de magnésio Solução de nitrato de mercúrio II Cloreto de cálcio, 1,0 mol/L Cloreto de magnésio, 1,0 mol/L Fenolftaleína (solução hidro-alcoólica) Hidróxido de sódio, 2,0 mol/L Hidróxido de sódio, 4,0 mol/L 5 5. Procedimento Experimental PARTE I Ø Verificação das propriedades redutoras dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. 1.1. Reatividade dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. a) Retirar um pequeno pedaço de sódio metálico e colocar sobre o papel de filtro e fazer a seguir um corte com a espátula. Observar o que ocorre. b) Cortar um pedacinho de metal e adicionar a um béquer com água(não se deve adicionar água sobre o metal, e sim, o contrário) . Observar o que ocorre. c) Repetir o experimento com o potássio metálico, juntar uma gota da solução de fenolftaleína a cada uma das soluções obtidas no béquer. Observar o que ocorre. d) Observar a superfície do magnésio e cálcio. Tirar com um bom-bril, no caso do magnésio, a capa protetora do metal, para fazer as práticas seguintes. Anote a observação. e) Comparar a ação de pedacinhos de Mg e Ca sobre a água. Testar a solução final com a fenolftaleína. f) Tomar com uma pinça metálica, um pedaço de metal limpo e aquecê-lo à chama do bico de Bunsen (com cuidado). Anote o resultado. Reservar o produto da oxidação do Mg, para utilização posterior. g) Testar os metais Ca e Mg com solução de HCl 0,1mol.L-1. Anotar os resultados. 1.2. Reatividade do alumínio. 1.2.1. Amalgamação do Alumínio: a) Limpar um pedaço de alumínio com um bom-bril e introduzir uma das extremidades em um béquer com água. Observar se ocorre reação. b)Introduzir um pedaço de alumínio por 3-4 minutos em solução de nitrato de mercúrio(II). Limpar o metal com papel de filtro e introduzí-lo em um béquer com água. Observar se ocorre reação. Cuidado o mercúrio é muito tóxico; evitar contato com a pele e não descartar a solução na pia. 1.2.2. Passivação do Alumínio: Introduzir um pedaço de metal em um tubo de ensaio contendo 2-3 mL de ácido nítrico concentrado e deixar por 3-4 minutos. Observar se ocorre reação. Em seguida, tirar o metal cuidadosamente, lavar e secar. 1.2.3. Comportamento do alumínio frente à ácidos e bases: a) Adicionar a um tubo de ensaio, 2-3 mL de HCl 2 mol.L-1 e introduzir um pedaço de alumínio. Observar e anotar os resultados. b) Verificar a ação de solução de NaOH 2 mol.L-1 sobre o Al. Observar e anotar os resultados. Ø Justificar o comportamento do alumínio nas reações com ácidos e bases. 6 PARTE II Ø Verificação das propriedades dos óxidos e hidróxidos de metais alcalinos terrosos e alumínio. 2.1 Reação dos óxidos de metais alcalino terrosos com água. a) Colocar um pouco de CaO a um tubo de ensaio e adicionar um pouco de água. À solução obtida juntar algumas gotas de fenolftaleína. b) Em um tubo de ensaio, tratar o produto de oxidação do magnésio com água e juntar solução de fenolftaleína. Anotar os resultados. 2.2. Verificação do comportamento dos hidróxidos de metais alcalinos terrosos. a) Adicionar a 2 tubos de ensaio, soluções de cloreto de magnésio e de cálcio, ambas 1mol.L-1. b) Adicionar a cada tubo, solução de hidróxido de sódio 2 mol.L-1 até formar precipitado. Observar o efeito do excesso de solução de hidróxido sobre o precipitado. 2.3. Verificação do comportamento de Al(OH)3 e B(OH)3 (ácido bórico). a) Medir o pH de uma solução concentrada de ácido bórico com papel indicador. b) Preparar um pouco de Al(OH)3 em um tubo de ensaio a partir de cristais de sal de alumínio e solução de hidróxido de sódio 4 mol.L-1. Separar o precipitado formado. Adicionar um pouco de água destilada ao precipitado e dividir a solução restante em duas partes; à uma adicionar solução de HCl 4 mol.L-1 em excesso e à outra solução de NaOH 4 mol.L-1também em excesso. Anotar os resultados. c) Baseado nos resultados acima classificar os óxidos e hidróxidos de metais alcalinos terrosos e do grupo do alumínio como ácidos, básicos ou anfóteros e como varia tal caráter dentro do grupo. Justificar com base no caráter (iônico ou covalente) das ligações. 2.4.Hidrólise dos sais de metais alcalinos, alcalinos terrosos e do alumínio. a) Colocar em tubos de ensaio, alguns cristais de NaNO3, NaF, KCl, K2CO3. Adicionar de 2 a 3 mL de água destilada. Medir o pH das soluções resultantes com papel indicador. b) Colocar em tubos de ensaio alguns cristais de CaCl2, Sr(NO3)2, MgCO3 e MgSO4. Adicionar de 2 a 3 mL de água destilada . Medir o pH das soluções resultantes. “Explicar porque soluções de metais alcalino terrosos não apresentam hidrólise ácida.” c) Colocar em tubos de ensaio, alguns cristais de Al(NO3)3, AlCl3 e juntar de 2 a 3 mL de água destilada. Medir o pH da solução resultante. Explicar os resultados observados. 6. Referências bibliográficas ADAMS, D.M. & RAYNOR, J.B., “Advanced Practical Inorganic Chemistry”, John Wiley & Sons, Ltda. ALEXEYEN, V.;Qualitative Analysis, Mir Publishers, Moscou, 1967. BASSET, et all, Vogel, “Análise Inorgânica Quantitativa”,4°- ed., Guanabara Dois,1981. COTTON, F.A. WILKINSON, G., Química Inorgânica, Liv. Téc. Cient. Ed. S.A., 1970. LEE, J.D., Química Inorgânica, Ed. Edgard Blücher Ltda,1980. OHWEILLER, O.A., Química Inorgânica, Ed. Edgard Blücher Ltda e Edusp, 1971, vol.2. SEMICHIN, V., Práticas de Química Geral Inorgânica, Ed. Mir Moscow, 1979. 7 EXPERIÊNCIA: Preparação e Purificação do Dicromato de Potássio 1. Objetivo Aplicar o conceito de solubilidade na preparação e purificação do dicromato de potássio dispondo de tabelas de solubilidade do dicromato de potássio, cloreto de sódio e dicromato de sódio. Ø Assuntos envolvidos Soluções, solubilidade e interpretação de curvas de solubilidade. 2. Introdução Como vimos em experimentos anteriores, a solubilidade das substâncias depende basicamente das propriedades dos solutos e dos solventes em questão. Também vimos que solubilidade era uma relação da massa em gramas do soluto que poderia se dissolver em 100 g do solvente, numa dada temperatura. Aqui aparece a medida de temperatura como fator fundamental para expressão de solubilidade e isto pressupõe que o processo de dissolução de um sal num solvente, é um processo termodinâmico. A pressão é também outra grandeza importante. Entendemos ainda como a curva de solubilidade, a construção de um gráfico onde registramos quanto de um sal pode ser dissolvido num solvente em diversas temperaturas e, deste modo podemos analisar a tendência crescente, decrescente ou a constância da solubilidade de um sal, frente a variações de temperatura. Tais elementos nos permitem sua utilização, como critérios de acompanhamento da pureza de um sal para finalidades analíticas diversas. Este é o caso do presente experimento que vem a utilizar a solubilidade como parâmetro de purificação do sal dicromato de potássio. 3. Materiais necessários Sólidos: ü Cloreto de potássio; ü Dicromato de sódio di-hidratado; Soluções aquosas: ü ü ü ü Ácido nítrico diluido; Água destilada e gelo; Cloreto de sódio; Nitrato de prata; Outros materiais: ü ü ü ü ü ü ü ü ü ü ü Balão volumétrico de 250 mL; Bastão de vidro; Becker; Bico de Bunsen; Bomba de vácuo; Funil de Buchner; Pipetas; Provetas; Tela de amianto; Tripé; Tubos de ensaio; 1. Procedimento Experimental 8 PARTE I Ø Preparação do sal Pese, num becker de 100 mL, 5 g de cloreto de potássio e adicione, com auxílio de uma proveta, 13 mL de água destilada. Aqueça na chama de um bico de Bunsen, até a dissolução completa do sal. Agite se necessário. Pese, num becker de 50 mL, 9 g de dicromato de sódio dihidratado, adicione 10mL de água destilada e aqueça na chama de um bico de Bunsen, até a dissolução completa do sal. Junte as duas soluções preparadas e resfrie em água corrente. Filtre o sólido formado em um funil de Buchner, Deixe o sólido secar e pese até massa constante. PARTE II Ø Purificação Para purificar o produto obtido, use a Tabela (1) de solubilidade, a fim de calcular a quantidade de água necessária para dissolver a massa obtida, a 100°C. Adicione esta quantidade de água destilada ao sal, aqueça na chama de um bico de Bunsen, e agite até que todo o sal tenha se dissolvido. Resfrie a solução em banho de gelo e água e separe os cristais por filtração num funil de Buchner. Seque ao ar o produto recristalizado e pese novamente até massa constante. Ø Teste de pureza Para verificar se o dicromato de potássio preparado está realmente puro proceda da seguinte maneira: a) Coloque, em um tubo de ensaio, 1 mL de solução de um cloreto qualquer, adicione algumas gotas de ácido nítrico diluído e a seguir, adicione gota a gota, solução de nitrato de prata. Observe e anote. b) Em outro tubo de ensaio, coloque um pouco de sal dicromato de potássio purificado e dissolva com água destilada, adicione algumas gotas de ácido nítrico diluído e a seguir, adicione gota a gota, solução de nitrato de prata. Observe e anote. Tabela 1- Solubilidade de alguns sais em água à várias temperaturas (g sal/ 100 g de água) Substância 0ºC 20ºC 40ºC 60ºC 80ºC 100ºC NaNO3 73,0 88,0 105,0 125,0 148,0 174,0 K NO3 19,0 31,8 64,2 111,0 169,0 246,0 KCl 28,5 34,2 40,2 45,6 51,0 56,2 NaCl 35,7 36,0 36,6 37,3 38,4 39,8 K2Cr2O7 4,6 12,5 25,9 45,3 69,8 102,0 Na2Cr2O7.2H2O 143,0 178,0 223,0 280,0 376,0 - Com esses dados confeccione em único papel milimetrado um gráfico com as curvas de solubilidade. Para realizar a experiência cada aluno deve entregar esse gráfico antes do início da aula. Utilizar nas abcissas 10mm para cada 10°C e na ordenadas 10mm para cada 20g/100mL. 9 Devolva o dicromato de potássio puro e seco. Como a mistura inicial é formada de cloreto de potássio e dicromato de sódio, o teste de pureza deve ser um teste de identificação do íon cloreto. É também desejável testar o íon potássio e o íon sódio. 2. 1. 2. 3. 4. Interpretação dos resultados Calcule o rendimento do processo após a preparação do dicromato de potássio. Calcule o rendimento do processo após a purificação do dicromato de potássio. Compare os dois rendimentos obtidos. Compare as observações efetuadas nos testes de pureza. 3. Referências bibliográficas FRANTZ, H. W. e MALM, L.E., “ Chemical Principles in the Laboratory, W.H. Freeman and Co.,1966. SEMISHIN, V “ Laboratory Exercises in General Chemistry”, Pleace Publisherrs Moscow, SIEKO, M.J. e PLANE, R.A.; Química, Ed. Nacional, 1967. 10 EXPERIÊNCIA: Preparação do Ácido Bórico e Determinação de seu Ponto de Fusão 1. Objetivo Realizar a síntese de um sólido inorgânico (ácido bórico) e determinar a sua pureza através da medida de uma propriedade física, o seu ponto de fusão. PARTE I 2. Procedimento Experimental Pesar cerca de 7g de bórax decahidratado (Na 2 B 4 O 7 .10H 2 O), com uma precisão de 0,01g, transferir a quantidade de bórax pesado a um béquer e adicionar 20 mL de água destilada, aquecendo sobre uma chama fraca, até que o bórax tenha se dissolvido (não deixar a solução ferver). Se a solução estiver turva depois que o bórax tenha se dissolvido, filtrá-la através de filtração comum. Aqueça a solução a uma temperatura 80-90°C, adicionando a ela uma solução de ácido clorídrico preparada pela mistura de 6 mL de HCl concentrado com um volume igual de água. Esfrie a solução à temperatura ambiente e então coloque-a num banho de gelo. Filtre os cristais formados usando um funil de Buchner, lave com éter e seque-os no vácuo. PARTE II 3. Procedimento para Determinação do Ponto de Fusão Para determinar o ponto de fusão do ácido bórico obtido, proceda da seguinte forma: coloque certa quantidade do produto sólido num capilar de vidro e fixe-o ao bulbo de um termômetro com auxílio de um aro de borracha. Introduza este sistema no tubo Thiele contendo silicone, de modo que o bulbo do termômetro fique na altura do tubo. Aqueça cuidadosamente o braço lateral do tubo Thiele e observe com atenção quando o sólido começa a fundir dentro do capilar. Anote o intervalo de temperatura de fusão. O ponto de fusão é uma medida da pureza do composto. Ø Questões: 1 - Escreva a equação da reação em que o ácido bórico é formado. 2 - Escreva a equação de hidrólise do bórax que ocorre ao aquecermos anidro com água. 3 - Calcule o rendimento da reação. 4 - Qual o motivo de usar um banho de gelo durante a experiência? Por que usa-se o éter neste experimento? 5 - De que maneira o boro difere em propriedades químicas dos outros elementos de seu grupo? 6 - Indique o caráter ácido, básico ou anfótero de cada uma das seguintes espécies, escrevendo equações balanceadas para as reações destas espécies com H2O: a) Al(OH)3 (s) b) B(OH)3 (s) c)Ba(OH)2 (s) 4. Referências Bibliográficas O CONNOR, R., “Fundamentos de Química”, Harper & Row do Brasil, (382-391). JOLLY, W.L., “A Química dos não metais”, Ed. USP (149-165), 1966. VOGEL, A.J., “Análise orgânica Qualitativa”, vol.1, Ed. da USP, (1071). 11 EXPERIÊNCIA: Preparação e Purificação do Iodo e Verificação de suas Propriedades 1. Objetivo Preparação do Iodo e verificação de suas propriedades oxidantes e de sua solubilidade. 2. Introdução Os halogêneos, como oxidantes, combinam-se quimicamente com a maioria dos elementos, mas não reagem diretamente com o oxigênio e nem com o nitrogênio. As moléculas dos halogêneos constam de dois átomos unidos entre si por uma ligação covalente e, por conseguinte, não possuem caráter polar. Ø Em condições normais, o flúor é um gás amarelado; o cloro, um gás amareloesverdeado; o bromo, um líquido vermelho – acastanhado que facilmente passa a vapor; o iodo, uma substância sólida de cor violeta – negra com brilho metálico. À temperatura ambiente o iodo sólido passa ao estado de vapor. Por esta razão é conservado em frascos com rolha esmerilhada. Este processo pode ser consideravelmente acelerado por um cuidadoso aquecimento (sublimação). A sublimação é utilizada para eliminar as impurezas do iodo. O vapor do iodo tem cor violeta, característica das moléculas de I2. O iodo é pouco solúvel em água. A sua solução, designada “água de iodo” , contém apenas 0,3g de iodo por litro de água. O iodo é mais solúvel numa solução de iodeto de potássio; neste caso, o íon I- reage com as moléculas de I2, formando um íon complexo: KI + I2 ⇔ K[ I3 ] As soluções aquosas de iodo têm uma cor parda devido às moléculas solvatadas, uma vez que ocorre a formação de complexos de transferência de carga, nos quais uma carga eletrônica é transferida da molécula do solvente (ex.: água e benzeno) para a molécula de I2; em álcool, no qual o iodo é muito solúvel, o iodo apresenta uma cor análoga. Em dissolventes não polares ou pouco polares (tetracloreto de carbono, dissulfeto de carbono, hexano), o iodo dissolve-se conservando a cor violeta própria das moléculas de I2. O iodo forma com o amido um complexo azul intenso, que serve de prova sensível para o iodo livre. 4. Procedimento Experimental 3.1 - Preparação do iodo: Pulverize alguns cristais de KI num almofariz com uma pitada de MnO2. Transfira a mistura para um tubo de ensaio, adicione 1mL de H2SO4 concentrado e aqueça o tubo de ensaio suavemente (deve ser feito na capela). Observe o que acontece. Escreva a equação que ocorre. 3.2 - Sublimação do iodo: Coloque alguns cristais de iodo num béquer limpo e seco, colocando-o sobre uma tela de amianto apoiada num tripé. Sobre o béquer coloque um balão de fundo redondo com água, de tal modo que o fundo do balão tampe o béquer, conforme a Figura abaixo: Aparelho para sublimação do Iodo 12 Aqueça o béquer cuidadosamente com uma chama pequena. O béquer todo ficará cheio de vapores violeta de iodo molecular, depositando-se nas paredes do balão pequenos cristais de iodo sublimado que, com o tempo, crescem convertendo-se em placas de cristais. Quando todo o iodo estiver sublimado, retire os cristais do fundo do balão e guarde num frasco escuro com tampa esmerilhada. 3.3 - Propriedades oxidantes do iodo: a) Em um tubo de ensaio, adicione um pouco de água de iodo na presença de KI e em seguida uma pitada de zinco metálico em pó. Observe a perda de cor da solução. Escreva a equação para a reação que ocorre. OBS.: b) Faça esta experiência em local ventilado. Pulverize alguns cristais de iodo num almofariz e misture a mesma quantidade de zinco em pó. Transfira a mistura para uma cápsula de porcelana e adicione uma gota de água com uma pipeta (ou conta – gotas). Observe o aparecimento do vapor violeta de iodo. Como se explica a passagem do iodo sólido em vapor? Que papel a água desempenha nesta reação? 3.4 - Solubilidade do iodo: Coloque um cristal de iodo num tubo de ensaio com 2 ou 3 mL de água destilada e agite o tubo vigorosamente. O iodo se dissolve na água completamente? Adicione uma pequena quantidade de cristais de KI ao tubo de ensaio anterior e o agite novamente por alguns minutos. O que provoca o aumento da solubilidade do iodo na solução de KI ? Adicione 1mL de clorofórmio à solução e note a cor do clorofórmio depois de agitar o tubo de ensaio. Parte II 3.4 - Desproporcionamento do iodo em meio alcalino Em um tubo de ensaio, coloque um pouco de solução de iodo – iodetado. Acrescente um pouco de clorofórmio e agite. Adicione, a seguir, solução de hidróxido de sódio até o meio ficar alcalino e agite vigorosamente. Adicione ao tubo ácido clorídrico suficiente para tornar o meio ácido. Agite vigorosamente e observe. Escreva as reações químicas. 3.5. Experiência preliminar Prepare uma solução diluída de iodo colocando um ou dois cristais de iodo em cerca de 5mL de água destilada. Acrescente 3 a 5 gotas de amido e observe. Em seguida, coloque algumas gotas de KI e observe. Este teste é muito sensível para o iodo molecular. 3.6. Algumas reações do íon iodeto (I-) a) Acrescente 2mL de solução 0,1 M de AgNO3 a igual volume de KI 0, 1M e observe. Escreva a reação. 13 b) Acrescente uma ou duas gotas de solução alvejante comercial (água sanitária 5%; NaClO) à mistura de 2 mL de KI 0,1 M e duas gotas de amido. Observe. Continue adicionando a solução alvejante até produzir uma segunda cor. Explique o fenômeno observado. c) Acrescente 5 gotas de H2O2 3% à mistura 2 mL de KI 0,1 M e 5 gotas de solução de H2SO4. Observe e explique os resultados. 3.7. Algumas reações do íon iodeto (I-) a) Pegue dois tubos de ensaio e coloque cerca de 5mL de solução de KIO3. 1a) A um tubo coloque cerca de 3 mL de solução de KI 0,1 M e 2 mL de H2SO4 6M. Decante o sobrenadante. Você reconhece o sólido? Guarde-o para análise posterior e teste se é o produto formado. Escreva a reação. 2a) Em outro tubo, coloque 3 mL de solução 0,1 M de KI e 2 mL de KOH e observe. Escreva a reação. b) Em um tubo de ensaio seco, coloque uma quantidade de KIO3 sólido e o dobro da quantidade de Na2S2O5 (metabissulfito de sódio) sólido. Segure o tubo com uma pinça de madeira e aqueça em chama baixa lentamente. Observe a formação do produto. c) Faça o teste do amido para o sólido obtido no item 1a. Ø Questões 1 - Qual é o melhor agente oxidante: F2, Cl2, Br2, I2? Justifique sua resposta. 2 - Qual é o melhor agente redutor: Cl2, Br2, I2? Justifique sua resposta. 3 - Quais são as espécies químicas presentes na: - Água de iodo. - Água de iodo + KI . 4 - Porque uma solução de KI3 pode ser usada nas reações como iodo livre? 5 - O iodo é mais solúvel em água ou em tetracloreto de carbono? Justifique. 4. Referências Bibliográficas O’ CONNOR, R. “ Fundamentos de Química “, Harper & Row do Brasil, 1977. JOLLY , W . L. “ A Química dos não – metais “, Ed. Edgard Blücher LTDA, S.P., 1966. LEE, J. D. Química Inorgânica, Ed. Edgard Blücher LTDA, S.P, 4ª ed. 1996. 14 EXPERIMENTO PREPARAÇÃO DO CLORETO DE SÓDIO 1. Introdução O objetivo do presente experimento é preparar e purificar o cloreto de sódio; aplicar conhecimento de equilíbrio químico; verificar o efeito do íon comum na precipitação de sais. Ilustrar a purificação de um sal; treinar técnicas de filtração à vácuo, lavagem e secagem de substâncias químicas. Entre os tópicos abordados estão o equilíbrio iônico envolvendo sais, princípio de Le Chatelier e produto de solubilidade (1). 2. Parte Experimental (montar a aparelhagem indicada na Figura) Figura 1. • O balão A deve ser vidro pirex com fundo redondo (2); • O funil de separação B deve ter a haste comprida a ponto de tocar o fundo do balão A; 15 • O tubo de vidro C está conectado ao funil de vidro E. Esse funil deve estar mergulhado cerca de 1 a 1,5 cm na solução de cloreto de sódio colocada no béquer D; • Verificar se as bolhas de borracha estão corretamente ajustadas; • A experiência deve ser realizada na capela (manuseio de ácidos concentrados onde temos produção de gases) i) Obtenção de uma corrente contínua de gás clorídrico concentrado (4) • No balão gerador A, coloque 50 mL de ácido clorídrico concentrado; • No funil de separação B coloque 50 mL de ácido sulfúrico concentrado; • Após a adição ajuste corretamente o sistema (3); • Gás clorídrico pode ser produzido rapidamente, em grande quantidade pela adição lenta de ácido sulfúrico concentrado sobre o ácido clorídrico concentrado. A adição deve ser feita lentamente para que o ácido sulfúrico vá se dispersando na massa de ácido clorídrico evitando-se uma evolução descontínua do gás clorídrico (5). ii) Precipitação e purificação do cloreto de sódio Prepare uma solução saturada de cloreto de sódio comercial pesando 37 g do sal e dissolvendo em 100 mL de água fria (6). Filtre para eliminar alguma impureza insolúvel e meça o pH da solução. Inicie a produção da corrente de gás clorídrico e somente após isso, mergulhe o funil E na solução contida no béquer D (7). Após algum tempo de borbulhamento começam a se separar cristais de cloreto de sódio finamente dividido que precipitam. Mantenha a passagem da corrente de gás até que cesse totalmente a precipitação. Meça a seguir, o pH da solução e filtre-a a pressão reduzida usando trompa d’água. Lave os cristais com pequenas porções de etanol (8). Seque na trompa por certo tempo e depois transfira os cristais para uma cápsula de porcelana ou vidro de relógio e leve para a estufa a 200 °C por cerca de duas horas. Retire da estufa e coloque para esfriar em dessecador provido de um secante qualquer. Depois de frio, pese a quantidade de sal obtido. Esse sal será suficientemente puro para ser empregado como padrão em análise quantitativa. OBSERVAÇÕES 1- Nessa experiência vamos usar nossos conhecimentos de equilíbrio químico para purificar um sal solúvel. Considerando a solução aquosa de cloreto de sódio, vamos supor que em solução existem os íons Na+(aq) e Cl-(aq) e que suas concentrações são representadas por 16 [Na+] e [Cl-]. Portanto, enquanto o produto das concentrações molares dos íons constituídos não ultrapassar o produto de solubilidade o sal permanecerá em solução. Para atingir e ultrapassar o valor do produto de solubilidade deve-se aumentar as concentrações de íons Na+ ou Cl- isoladamente ou de ambos ao mesmo tempo. Isso poderá ser realizado pela evaporação do solvente ou pela adição de um composto que possua um dos íons considerados em sua composição. Neste último caso fazemos o uso do efeito do íon comum para realizar a precipitação. Lembre-se de que o conceito da constante do produto de solubilidade é válido para substâncias pouco solúveis. Fazemos nesse caso uma extrapolação desse conceito. 2- Serve também um erlenmeyer de mesma capacidade ou outro recipiente que suporte temperatura elevada. 3- O ajuste perfeito das rolhas no balão do tubo de vidro e funil é de vital importância para evitar vazamentos. 4- Trabalhar na capela com cuidado. Os ácidos e o gás produzido são substâncias corrosivas. 5- Somente inicie a produção de gás clorídrico após ter preparado e colocado a solução de sal do béquer D. Se ocorrer a paralisação da corrente de gás retire imediatamente o funil da solução do béquer D. 6- Pode ser usado qualquer cloreto de sódio comercial, inclusive o sal de cozinha. Os sais comerciais possuem algumas impurezas solúveis que serão removidas durante a purificação, pois permanecerão em solução. O sal de cozinha é geralmente iodado e possui um agente secante. 7- Fique atento ao borbulhamento durante todo o tempo. Caso a corrente de gás seja interrompida antes de ocorrer a precipitação total, paralise o processo e adicione mais ácido nos frascos correspondentes, reiniciando a seguir o experimento. 8- É indicado lavar várias vezes com pequenos volumes do que uma única vez com o volume total. 3. Referências Bibliográficas SEMICHIN, V., Práticas de Química Geral Inorgânica, Ed. Mir Moscow, 1979. ALEXEYEN, V.;Qualitative Analysis, Mir Publishers, Moscou, 1967. DODD, R.E.; ROBINSON, P.L. Química Inorgânica experimental: Ed. Reverteé. S.A., Valência, 1970. MOELLER, T. Química inorgânica. 3a. ed. Barcelona, Ed. Reverté, 1980. 17 OHLWEILER, O.A., Química Inorgânica, vol. 2, Editora Blucher Ltda, 1971. O CONNOR, R., “Fundamentos de Química”, Harper & Row do Brasil, (382-391), 1983. QUESTÕES 1- Calcular o rendimento do processo de purificação 2- Explicar por que quando se adiciona ácido sulfúrico concentrado sobre o ácido clorídrico concentrado ocorreu a formação de gás clorídrico? 3- Considerando uma solução de 50,0 g de cloreto de sódio em 150, 0 mL de água o que é mais vantajoso utilizar como fonte de íons cloreto na precipitação de cloreto de sódio: a) gás clorídrico; b) cloreto de potássio? Explique as razões da sua resposta. 4- Explicar o que é o efeito do íon comum. EXPERIMENTO: Síntese do Cloreto de Pentaminclorocobalto(III) 1. Objetivo Verificação do método de preparação do complexo metálico. 2. Introdução O metal cobalto ocorre na natureza associado ao níquel, arsênio e enxofre. Os minerais mais importantes são CoAs2 (esmaltita) e CoAsS (cobaltita). É um metal duro, brancoazulado e dissolve-se em ácidos minerais diluídos. Os estados de oxidação mais importantes são +2 e +3. O íon [Co(H2O)6]2+ é estável em solução, mas a adição de outros ligantes facilita a oxidação a Co3+. Por outro lado, o íon [Co(H2O)6]3+ é um agente oxidante forte oxidando H2O a oxigênio e sendo reduzido a Co2+. Contudo, ligantes contendo átomos de nitrogênio (como NH3 e etilenodiamina = NH2CH2CH2NH2) estabilizam o estado de oxidação +3 em solução aquosa. As reações de formação de complexos ocorrem pela substituição de moléculas de água por outros ligantes (moléculas neutras: NH3, etilenodiamina, etc. ou ânions: Cl-, OH-, etc.) presentes na solução, seguida geralmente pela oxidação do íon Co2+. Há uma reação inicial de substituição das moléculas de água e a seguir, o complexo formado é oxidado pelo oxigênio do ar ou então pela ação da água oxigenada. A reação do íon [Co(H2O)6]2+ com NH3 em excesso, na presença de catalisador (carvão ativado) leva a formação de [Co(NH3)6]3+ pela oxidação com o oxigênio do ar. Na ausência do catalisador e usando-se H2O2, obtém-se [Co(NH3)5(H2O)]3+, que por tratamento com HCl concentrado dá o complexo [Co(NH3)5Cl]Cl. Portanto, a reação de formação de [Co(NH3)6]3+ resulta da troca de moléculas de água por moléculas de NH3 no complexo octaédrico [Co(H2O)6]2+ , com posterior oxidação a Co3+ na presença de catalisador, conforme a reação: 4[Co(H2O)6]2+ + 4NH4+ + 20NH3 + O2→ 4[Co(NH3)6]3+ + 26H2O O complexo [Co(NH3)5Cl]Cl2 é um composto cristalino, de cor violeta-avermelhado, com estrutura octaédrica, pouco solúvel em água fria, etanol e éter. Este composto decompõe-se acima de 150oC liberando NH3(g). A obtenção pode ser feita por diversos processos, partindo por exemplo, de CoCl2.6H2O, ou então dos complexos de Co3+ como [Co(NH3)5CO3]NO3. A equação da reação a partir de CoCl2.6H2O pode ser escrita: 2CoCl2.6H2O + 2NH4Cl + 8NH3 + H2O2→ 2[Co(NH3)5Cl]Cl2 + 14H2O 18 Um aspecto importante a ser considerado na preparação dos compostos de coordenação é a possibilidade de formação de isômeros. Compostos de coordenação podem apresentar vários tipos de isomeria: geométrica, óptica, de ligação, de ionização, etc.. Assim, complexos octaédricos de Co3+ como os íons [Co(en)2Cl2]+ e [Co(NH3)4Cl2]+ apresentam isomeria geométrica enquanto que o íon [Co(en)3]3+ apresenta isomeria óptica. Como exemplos de isômeros de ligação podem ser relacionados os complexos [Co(NH3)5NO2]2+ e [Co(NH3)5ONO]2+, em que o íon NO2- coordena-se, no primeiro caso, pelo átomo de nitrogênio e no segundo, pelo átomo de oxigênio. 3. Parte Experimental Síntese do Cloreto de Pentaminclorocobalto(III) - [Co(NH3)5Cl]Cl2 • Dissolver 1,25 g de NH4Cl em 7,5 mL de NH4OH conc. em um béquer pequeno e transferir para uma cápsula de porcelana média. • A esta solução adicionar 2,5 g de CoCl2.6H2O em pequenas porções, com agitação contínua. • Mantendo a agitação, adicionar 3,0 mL de água oxigenada 30 %, lentamente, pelas paredes do recipiente, em pequenas porções. CUIDADO: a água oxigenada nesta concentração produz queimaduras graves. • Quando cessar a efervescência, adicionar, lentamente, na capela, 7,5 mL de HCl 12mols.L-1. • Aquecer a mistura em banho-maria até reduzir o volume à metade, agitando com bastão de vidro para evitar que a sal cristalize nas bordas da cápsula. • Resfriar à temperatura ambiente e a seguir, em banho de gelo. • Separar os cristais vermelhos por filtração à vácuo, lavando-os em seguida com pequenas porções de água gelada e depois com álcool etílico e éter (usar as garrafas lavadeiras nesta operação). Explicar porque se pode lavar com estes solventes e porque os solventes devem ser usados nesta ordem. • Secar os cristais o máximo possível, no próprio funil, deixando o sistema de vácuo funcionando. • Depois de secos, pesar os cristais obtidos. Anotar o resultado. • Calcular o rendimento prático da obtenção e comparar com o rendimento teórico. • Traçar o espectro na região do visível do composto obtido. 4. Referências Bibliográficas 1. PAGE, J. A.; ROBINSON, E. A. and BRERETON, M. E. – Chemistry, principles and experiments – Holt, Rinhehart and Winsten, Inc. N. Y. (1969). 2. GIESBRECHT, E. e cols. - Experiências em Química - Ed. Moderna, 1979. 3. BRAUER, G. -Química Inorgânica Preparativa.- Ed. Reverté S.A, 1958. 4. BASOLO, F. e JOHSON, R. C. - Coordination Chemistry - W. A. Benjamim, 1964, Cap. IV. (preparação e reações de compostos de coordenação). 19
