Inorgânica relatório

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UNIVERSIDADE DE CAXIAS DO SUL

CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TECNOLOGIA

LABORATÓRIO DE QUÍMICA

QUI0307AA QUÍMICA INORGÂNICA II

Laboratório G-410 (58-59)

Prof. Dr. Carlos A. Figueroa

Componentes:

Antônio Carlos Brustolin Righez

Diego Andrei Tolfo Ehlert

PRÁTICA 3: DETERMINAÇÃO DE COBRE (II) EM AMOSTRAS DE ÁGUA POR ESPECTROSCOPIA DE ABSORÇÃO MOLECULAR NA REGIÃO DO VISÍVEL

1. Objetivo

Medir a concentração de íons cobre (II) em uma amostra de água utilizando espetroscopia de absorção na região do visível.

1. Introdução Teórica

Todas as cores a nossa volta são consequência da absorção e reflexão da luz branca visível, a vegetação possui cor verde, pois ela absorve todas as cores constituintes da luz branca, exceto a cor verde, refletindo-a. A cor de uma rocha ou de um carro ou da comida que está em nosso prato é o produto da absorção e reflexão das cores constituintes da luz branca visível. O olho humano é capaz de identificar as cores entre o vermelho e o violeta, alguns animais, por exemplo, as abelhas são capazes de enxergar cores acima espectro do violeta. A luz branca visível possui um comprimento de onda que varia entre 350 nm cor violeta e 700 nm vermelho (Cavalheiro, 2015).

A luz visível é uma radiação eletromagnética e também é formada por partículas subatômicas, os fotons. Estas partículas embora corpusculares comportam-se como ondas no espaço assumindo comportamento ondulatório.  Assim ela é caracterizada pela frequência, amplitude e comprimento da onda. Onde o produto da frequência x comprimento da onda é igual à velocidade da luz (Atkins & Jones, 2012).

As moléculas absorvem radiação porque elas têm elétrons que podem ser excitados a níveis mais altos de energia por absorção de luz. A energia absorvida no processo pode ter comprimento de onda no visível e, neste caso, produz-se um espectro de absorção na região do visível ou pode ter comprimento de absorção no ultravioleta, neste caso produz-se um espectro de absorção ultravioleta. (Vogel,  2012)

Para determinar o espectro de absorção de um analito, um estreito feixe de luz branca é passado por um prisma, separando a luz em comprimentos de onda diferentes, o prisma é girado para que diferentes comprimentos de onda de luz sejam produzidos como uma função de tempo. A luz monocromática é passada através da amostra e a luz não absorvida é detectada. A espectroscopia pode ser realizada dependendo da substância analisando diversas frequências eletromagnéticas (Skoog, 2006).

A diferença entre a quantidade de luz emitida contra uma amostra de um analíto e a quantidade de energia absorvida por ela, pode ser utilizada para calcular sua concentração. Como afirma a lei de Beer-Lambert “A intensidade de um feixe de luz monocromático decresce exponencialmente à medida que a concentração da substância absorvente aumenta aritmeticamente"(Mendes, 2015).

1. Resultados e Discussões

Para a realização desta prática foram preparadas 5 amostras de 50 mL contendo cada uma, soluções aquosas de sulfato de cobre pentahidratado, como demonstrado na tabela 1.

Tabela 1 Concentração das soluções amostra de sulfato de cobre pentahidratado

Amostra	Concentração
1	4 mg/L
2	100 mg/L
3	200 mg/L
4	400 mg/L
5	Concentração desconhecida

 As quatro soluções, cada uma em um copo de Becker e mais uma amostra de 50 m/L de concentração desconhecida de sulfato de cobre pentahidratado foram acrescidas com 5 mL de solução de hidróxido de amônio 6 molar. As soluções originalmente com uma coloração azul claro muito fraca, sendo a amostra de concentração de 40 mg/L praticamente incolor, adquiriram intensa coloração azul marinho após a adição da solução de amônia.

Os íons Cu (II) são paramagnéticos devido a sua configuração eletrônica 3d9 tendo um elétron desemparelhado, assim todos os compostos de Cu II serão coloridos, também em função da transferência de carga d-d podendo variar a coloração de azul a verde em função do seu ânion ou o ligante em um complexo de coordenação (Lee, 1999).

Com a adição da solução de hidróxido de amônio às soluções de sulfato de cobre pentahidratado, ocorreram reações de complexação envolvendo os íons cobre (II) e os íons amônio. Os íons Cu2+ formam complexos com amônia e aminas em soluções aquosas. Acredita-se que devido às concentrações de hidróxido de amônio utilizada houve a possivelmente a formação de dois complexos, [Cu(H2O)5NH3]2+ e [Cu(H2O)4(NH3)2]2+ (Lee, 1999).

 As possíveis reações ocorridas que deram a tonalidade azul marinho às amostras do experimento foram as seguintes:

Cu2+(aq) + 5H2O(liq)  + NH4+ (aq) + OH-(aq) → [Cu(H2O)5NH3]2+ + H2O(liq)

Cu2+(aq) + 6H2O(liq)  + 2NH4+  (aq) +2OH-(aq)  → [Cu(H2O)4(NH3)2]2+ + 2H2O(liq)

O objetivo da adição da amônia nas amostras utilizadas para aumentar intensidade da cor da solução e assim melhorando a capacidade de absorbância foi devido a capacidade dos íons cobre (II) formarem complexos com a amonia, aumentando a intensidade da coloração das soluções. As cores no complexos podem ser devidas as transições  n→*  e  do ligante, ou das transferências de carga, onde um eletron de um orbital do ligante se transfere para um orbital vazio do átomo de cobre (Vogel, 2012).[pic 2][pic 3]