QUÍMICA INORGÂNCA EXPERIMENTAL

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS – CAMPUS SÃO CARLOS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - DQ

QUÍMICA INORGÂNCA EXPERIMENTAL – AULA PRATICA:

REAÇÕES DOS METAIS DE TRANSIÇÃO – PARTE II (Au e Cu)

SÃO CARLOS – SP

01/02/2017

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO3

OBJETIVO3

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL4

Experimento 014

   Experimento 024

      Experimento 035

        Experimento 045

          Experimento 053

RESULTADO E DISCUSSÃO5

Experimento 014

   Experimento 024

      Experimento 035

        Experimento 045

          Experimento 053

CONCLUSÃO9

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS10

INTRODUÇÃO

 

OBJETIVO

  O experimento tem como objetivo analisar a reatividade de 2 elementos do grupo de metais de transição, sendo eles o Ouro (Au) e o Cobre (Cu). Estará presentes analises e propriedades particulares de alguns compostos formados por esses elementos estudados.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Experimento 01:

  Sintetizou-se 10mL de uma solução 0,12M de carbonato de sódio em água. E em outro recipiente, preparou-se 10mL de uma solução 0,1M de sulfato de cobre. Sob agitação vigorosa, adicionou-se por um fio de líquido a solução de sulfato de cobre à solução de carbonato de sódio. Foi deixado reagir por 5-10 minutos. Filtrou o produto obtido a vácuo utilizando um funil de Buchner. Lavou-se o precipitado várias vezes com água gelada e guardou o produto sólido obtido.

Experimento 02:

  a) antes de iniciar o experimento 2, preparou-se 2mL de uma solução saturada de amônia.

  b) pesou-se 0,4 g do produto do experimento 1. Acrescentou-se a solução saturada de amônia ao sólido e misturou. Esperou o produto decantar o excesso de reagente que não reagisse e separou o líquido. À esta solução, adicionou-se pedaços de algodão e misturou até que ficasse bem viscoso.

  c) à uma solução 1M de ácido sulfúrico adicionou-se com a ajuda de uma pipeta a solução de (b). Foi feito fios e deixou-os descolorir antes de lava-los com água. Reservou duas partes distintas destes fios: uma para o experimento 4 e outra para o experimento 5.

Experimento 03:

  a) primeiramente, lavou-se toda a vidraria e a barra magnética (peixinho) que foi utilizada na síntese com água régia (3HCl:1HNO3), de forma a garantir que não houvesse quaisquer substâncias que poderia interferir na redução do ouro. Houve o cuidado com a água régia por conta da alta corrosão.

  b) preparou-se 10,0 mL de uma solução de 1% de citrato de sódio – Na3C6H5O7.2H2O. Guardou-se essa solução.

  c) transferiu-se 50 mL da solução estoque de cloreto de ouro 0,01 % para um erlenmeyer de 200 mL e submeteu-se a solução a uma agitação vigorosa e aquecimento até ebulição.

  d) após a solução de ouro entrar em ebulição, adicionou-se rapidamente e de uma só vez 2,0 mL da solução de citrato previamente preparada e esperou até que a solução ficasse incolor, depois azul escura, roxa e finalmente vermelha.

  e) logo em seguida, desligou-se o aquecimento e manteve a agitação por mais 3 minutos. Houve a necessidade de completar o volume do balão volumétrico para 50 mL, e guardou-se a solução.

  f) retirou-se 2mL desta solução e adicionou-se uma solução de NaCl e uma de etilenodiamina. Observou o que aconteceu.

Experimento 04:

  Adicionou-se os fios obtidos do experimento 2 à solução obtida do experimento 3. Deixou-se reagir por 40 minutos os fios nesta solução. Após este período, retiraram-se os fios e observou-se se houvesse alguma mudança.

Experimento 05:

  Em duas placas de petri distintas contendo um pedaço de pão ou queijo, foi adicionado um pouco dos fios do experimento 2 e no outro um pouco dos fios do experimento 4. Deixou-se a amostra durante 1 semana, para analisar o que aconteceu.

RESULTADO E DISCUSSÃO

Experimento 01:

  Para realizar a preparação de 10mL de uma solução 0,12M de carbonato de sódio (Na2CO3) em água e de 10mL de uma solução 0,1M de sulfato de cobre, realizou-se os seguintes cálculos:

- Massa de Na2CO3:

0,010L x 0,12molL-1 = 1,2 10-3 mol de Na2CO3

1,2 10-3 mol x 105,94 g/mol = 0,127g de Na2CO3

  - Massa de CuSO4.5H2O:

0,010L x 0,10mol/L = 10-3 mol de CuSO4

10-3 mol X 159,60 g/mol = 0,1596g de CuSO4

   Após adicionar, a meio fio, a solução de CuSO4 (coloração azul claro translúcido) a solução incolor de Na2CO3, houve a formação de um precipitado azul claro, na qual pode-se analisar pela equação química balanceada abaixo:

2 CuSO4(aq) + 2 Na2CO3(aq) + H2O(l) → Cu2(OH)2CO3(aq) + 2 Na2SO4(aq) + CO2(g)

  Após a mistura de ambas as soluções, filtrou-se a solução azul claro, e obteve um sólido da mesma coloração.

Experimento 02:

Experimento 03:

   Separou-se as seguintes vidrarias para serem lavadas com água régia:

- 1 Balão volumétrico de 10mL para o preparo de 10,0 mL de uma solução de 1% de citrato de sódio – Na3C6H5O7.2H2O.

- 1 Erlenmeyer de 200mL na qual foi necessária para estocar os 50mL da solução estoque de cloreto de ouro 0,01%.