Determinação Experimental Da Quantidade De água De Cristalização Do Sulfato De Cobre (CuSO4) Hidratado

Índice

Objetivo 1

Considerações teóricas 2

Materiais e reagentes 10

Esquema da aparelhagem 11

Procedimento 12

Dados Obtidos 13

Cálculos e reações 14

Discussão 15

Conclusão 16

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 17

Objetivo

Determinar experimentalmente o número de moléculas de água de hidratação contida em um sal hidratado e verificar se corresponde ao informado em seu rótulo.

 

Considerações teóricas

A água

A água é considerada como solvente universal, por poder dissolver uma infinidade de substâncias. Substâncias com moléculas polares são solúveis em água, enquanto que as apolares são insolúveis, por exemplo, a água e óleo não se misturam, pois o óleo é uma substância polar, contudo conseguimos emulsificar substâncias apolares em água através do uso de sabões. Os sabões possuem uma parte polar que interage com a água e uma parte apolar que interage com o óleo.

Como já falamos, a molécula da água é polar (possui um polo positivo e um polo negativo), ou seja, parte da molécula tem carga parcial positiva e parte dela tem carga parcial negativa. A parte que tem a carga positiva tem os elétrons mais distantes do átomo de hidrogênio e a parte negativa tem os elétrons mais próximos do oxigênio, pois o oxigênio se comparado ao hidrogênio é mais eletronegativo e exerce maior atração sobre os elétrons.

Um dos principais motivos da água ser tão importante para as reações é que ela possui uma estrutura angular, isto significa que os hidrogênios se ligam ao oxigênio formando sempre o mesmo ângulo, que é 104,45°. Essa forma angular é a responsável pela formação de ligações de hidrogênio ou pontes de hidrogênio entre uma molécula de água com as outras que estão ao seu redor.

Essas ligações são responsáveis pela tensão superficial da água, que possibilita que os insetos possam se locomover em sua superfície. Também são responsáveis pela temperatura de fusão e ebulição da água relativamente elevadas (se compararmos a água com substâncias com peso molecular semelhante, a temperatura de fusão e ebulição da água é muito maior) e ainda fazem com que o gelo seja menos denso que a água, flutuando nela.

Devido a essa propriedade quase única da água a vida existe no planeta. O gelo formado nos lagos e mares ficam na superfície desses, quando a temperatura se eleva, eles derretem; mas, se fosse o contrário, se o gelo fosse mais denso e afundasse, Seria quase impossível derrete-lo. Ademais, a água atinge sua densidade máxima a 4ºC, ainda no estado líquido. Desta forma, quando as águas superficiais atingem essa temperatura, elas tornam-se mais densas e afundam, ocasionando o fenômeno de convecção, que mistura os nutrientes dissolvidos à água, que mantém a vida de inúmeras espécies animais e vegetais.

Para a química, a água tem grande importância, pois, em geral, uma grande quantidade de reações ocorre em meio aquoso, ou necessitam dela pra realizar algum processo de sua síntese ou quebra.

Sais são definidos como compostos provenientes ou dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos seus hidrogênios ionizáveis por cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos OH- pelos ânions dos ácidos. Quando temos a substituição total dos hidrogênios ou dos grupos OH-, denominamos os sais de sais normais, quando essa substituição é incompleta, temos os sais ácidos e sais básicos, ou hidrogeonssais ou hidroxissais.

Os sais podem ser ainda sais hidratados ou anidros. Sais anidros são sais que não possuem moléculas de água em seu arranjo cristalino, e são identificados pela ausência de .nH2O ao final de sua fórmula química. Sais hidratados são sais que têm moléculas de água agregadas ao seu arranjo cristalino. Essas moléculas de água estão dispostas em uma proporção determinada e esta proporção é denominada de grau de hidratação.

Na fórmula de um sal hidratado, devemos indicar o grau de hidratação e como exemplo podemos citar o sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4. 5H2O). O sulfato de cobre hidratado é encontrado sob a forma de cristais em paralelepípedos oblíquos com uma cor azul.

O sulfato de cobre pentahidratado perde toda a água de cristalização retida no retículo cristalino do sal entre 110ºC-200ºC, Sendo assim, se o aquecermos até essa temperatura, podemos obter o sulfato de cobre anidro (CuSO4) - pó branco-acinzentado, altamente higroscópico que se torna instantaneamente azul quando em contato com qualquer quantidade de água.

O Sulfato de cobre se decompõe antes de ser fundido. Entre 110 °C a 200 °C, graças ao rompimento das interações de Van der Walls, liberamos toda a água do sal hidratado. A 650 °C o sulfato de cobre(II) decompõe-se em óxido de cobre(II) (CuO) e trióxido de enxofre (SO3). A sua forma anidra é encontrada sob a forma de um mineral raro chamado de calcocianita, já forma hidratada ocorre na natureza como calcantita (pentahidratado).

A aplicação mais usual do sulfato de cobre é como fungicida na mistura conhecida como calda bordalesa (mistura de sulfato de cobre e leite de cal), utilizada no combate de míldio, ferrugem, requeima, pinta preta, cercosporiose, antracnose, manchas foliares, podridões, entre outras doenças causadas por fungos além disso, tem também efeito repelente contra alguns insetos, tais como: cigarrinha verde, cochonilhas e pulgões, tornando-se assim muito utilizada na área agrícola. O sulfato de cobre é ainda utilizado em preparados para conservação de madeiras utilizadas em construção civil, em tinturarias e como produto intermédio em várias indústrias.

Em qualquer estabelecimento que manipule substâncias químicas, é necessário que se conheça as características das substâncias e estas são encontradas na Ficha de Informação de Produto Químico (FISPQ).

Segue abaixo uma FISPQ do sulfato de cobre pentahidratado, retirada do site da Cetesb.

 

Ficha de Informação de Produto Químico

IDENTIFICAÇÃO

Número ONU Nome do