Objetivo: Este procedimento experimental realizado no âmbito da disciplina de T. L. Q. II, no laboratório de química, no dia 3 de novembro de 2004, teve como principal objetivo a síntese de um sal complexo – o sulfato de tetraminocobre (II)



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Síntese do sulfato de tetraminocobre (II) mono-hidratado
Objetivo:

 

Este procedimento experimental realizado no âmbito da disciplina de T.L.Q. II, no laboratório de química, no dia 3 de novembro de 2004, teve como principal objetivo a síntese de um sal complexo – o sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado – a formação dos respetivos cristais e o cálculo do rendimento da reação.



 

 

Fundamentos Teóricos

 

Em qualquer reação química parte-se de determinadas substâncias (os reagentes) e se obtêm outras (os produtos de reação), utilizando processos variados. Tanto os reagentes como os produtos de reação são formados por partículas que podem ser átomos, moléculas ou iões. As reações químicas evoluem de formas diferentes.



Umas são, lentas, outras são mais rápidas; umas libertam energia (exoenergéticas) mas outras necessitam de energia para ocorrerem; umas são espontâneas, enquanto outras são provocadas (por exemplo por electrólise, fotólise, etc).

Há, pois, fatores que influenciam o evoluir das diferentes reações químicas, nomeadamente: a massa dos reagentes que sofrem a transformação, a temperatura a que se encontra o sistema reacional e ainda as condições físicas em que a reação ocorre.

A manipulação conveniente destes fatores permite otimizar o rendimento das reações químicas, ou até, conseguir realizar transformações que, em condições normais, não ocorreriam.

 

As reações químicas podem ser, consoante a sua natureza, de síntese ou, pelo contrário, podem ser reações de decomposição.



Reações de síntese são todas aquelas em que duas ou mais substâncias se combinam, dando origem a novas substâncias. Estas reações dão-se pois as substâncias diferentes combinam-se, reorganizando a sua estrutura atómica, pois os átomos ao chocarem uns contra os outros, quebram ligações e formam outras, originando, assim, novas substâncias. Reproduzir em laboratório aquilo que a natureza produz, criar até aquilo que a Natureza não produz, isto é, sintetizar produtos, é um sonho que faz o mundo avançar e acompanha o progresso desse mundo. Em laboratório, certas substâncias são sintetizadas, com variados fins. A síntese de substâncias em laboratório é muito importante pois permite a produção em massa de substâncias raras/inexistentes na natureza.

Como referido anteriormente, as sínteses laboratoriais visam a obtenção de:

        novos produtos com propriedades mais acentuadas do que as existentes naturalmente (por exemplo, perfumes de laboratório versus aromas naturais)

        compostos com propriedades que não se encontram nos produtos naturais (por exemplo: borracha sintética versus borracha natural);

        quantidades muito superiores àquelas que é possível extrair em fontes naturais (por exemplo, corantes sintéticos versus corantes naturais)

 

As sínteses podem ser classificadas como totais ou parciais:



       Síntese total: quando todos os reagentes que participam na reação são elementares.

       Síntese parcial: quanto, entre os reagentes utilizados na reação, alguns ou todos são compostos

 

 

As reações de decomposição são aquelas nas quais, a partir de uma substância composta, ocorre a formação de duas ou mais substâncias. Estas reações dão-se graças à atuação de diversos agentes:



        Hidrólise: Quando a reação de decomposição se dá graças à presença de água no sistema reacional;

        Electrólise: Quando a reação de decomposição se dá pois o sistema reacional é sujeito a energia elétrica;

        Fotólise: Quando a reação de decomposição se dá graças à ação da luz;

        Pirólise: Quando se dá a decomposição por ação do calor.

 

Quando se fala em reações químicas, tem de se ter em conta a o sentido na qual a reação progride. Nesta medida, a reação pode ser reversível, no caso de os reagentes ao reagirem originarem produtos e esses produtos reagirem entre si, formando novamente os reagentes iniciais; neste caso, a reação ocorre nos dois sentidos e representa-se por duas setas paralelas, com sentidos opostos:



 

A + B                    C + D + C

 

As reações também podem ser irreversíveis, se os reagentes originarem novos produtos, mas os produtos não reagem originando novamente os reagentes, sendo que a reação é unidirecional e representa-se com uma seta apenas.



 

A + B                    C + D

 

 

 



Numa reação química pode ocorrer variação da energia entre os reagentes e os produtos. Quando a energia absorvida e maior que a energia libertada, a reação é Endoenergética; se, pelo contrário, a energia libertada na reação supera a energia absorvida, então a reação é exoenergética;

 

Estequiometria

 

Nas reações químicas, os átomos não se criam nem se destroem, apenas modificam a sua distribuição. Deste modo, o número total de átomos envolvidos numa reação química não se altera. Logo, existe conservação da massa.



A estequiometria de uma reação química é o estudo quantitativo das relações entre quantidades e reagentes e produtos e baseia-se em dois princípios fundamentais:

        Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa): Num sistema fechado, durante uma reação química, a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos da reação.

        Lei de Proust: Estabelecimento de relações entre várias quantidades de reagentes e produtos da reação em termos de massa, quantidade de substância (número de moles) e volume.

Estas duas leis, ferramentas básicas do químico, aplicam-se às reações que se traduzem, simbolicamente, pelas respetivas equações químicas. Se é possível representar as substâncias por fórmulas químicas apropriadas, também o mesmo se pode fazer em relação às reações químicas, representando-as por equações químicas.

Numa equação química coloca-se do lado esquerdo da seta, os reagentes e, do lado direito, os produtos da reação. Os nomes das substâncias são representados pelas respetivas letras, correspondentes ao símbolo químico. Deve-se indicar ainda, na equação, o estado físico em que os diferentes componentes do sistema reacional se encontram; isto pode ser feito usando as abreviaturas (s), (l), (g) ou (aq) para sólido, líquido, gasoso e aquoso, respetivamente.

 

Deste modo, qualquer equação química fornece as seguintes informações:



       Quais os reagentes e produtos de reação intervenientes no sistema reacional;

       Qual a proporção de combinação entre as diferentes substâncias presentes na reação.

 

Mas uma equação química, no entanto, não nos indica:



       As condições experimentais em que a reação se processa;

       O modo como se desligam os átomos que constituem as unidades estruturais dos reagentes e o modo como, em seguida, se recombinam para formar novas unidades estruturais – as dos produtos de reação.

 

Além disso, uma equação química não representa uma igualdade, tal como na linguagem matemática. O primeiro membro da equação tem um significado físico bem diferente do segundo membro, dado que reagentes e produtos são substâncias diferentes. De outro modo, não se trataria de uma reação química.



 

Se não está acertada, chama-se esquema químico,, ou seja, para obter uma equação química, temos que acertá-la.

Os coeficientes estequiométricos são números inteiros que se colocam imediatamente antes das fórmulas químicas presentes na equação e indicam:

       O número de unidades estruturais de cada substância presentes no sistema reacional;

       O número de átomos de cada tipo presentes no sistema reacional;

       A proporção de combinação entre os diferentes reagentes.

 

Para escrever uma equação química que traduza corretamente uma determinada reação química é necessário:



       Conhecer os reagentes que intervêm na reação e os produtos que a partir deles se formam;

       Conhecer a fórmula química correta de cada substância química presente no sistema reacional (quer reagentes, quer produtos);

       Acertar o esquema químico de modo a obedecer à Lei de Lavoisier e à lei de Proust.

Para proceder ao acerto de uma equação química podem seguir-se os seguintes passos:

       1) Escrever as fórmulas químicas dos reagentes e dos produtos de reação;

       2) Proceder à contagem do número de átomos de cada tipo nos reagentes e nos produtos de reação e verificar se está de acordo com a Lei de Lavoisier;

       3) Caso não se verifique a Lei de Lavoisier, determinar os coeficientes estequiométricos, para que o esquema químico verifique a lei da conservação da massa;

Os coeficientes estequiométricos devem ser colocados sempre antes das fórmulas químicas das substâncias

 

 

 



 

Rendimento de uma Reação

 

Quem trabalha num laboratório sabe as dificuldades que encontra na rentabilização das quantidades de produtos que manuseia – em cada caso experimental é necessário aproveitar todas as gotas de líquido, todos os pedacinhos de sólido, usando com a mais alta eficiência a técnica escolhida.



Um exemplo concreto desta situação é a purificação de um material, em que a quantidade de produto obtida é sempre inferior à anteriormente inferior à teoricamente prevista.

Generalizando, pode-se afirmar que, na grande maioria das situações, a quantidade real de produto obtida num processo ou operação unitários é inferior à teoricamente prevista, isto é, o rendimento é inferior a 100%.

O aparecimento de um rendimento inferior a 100% pode ser consequência de:

        Reação incompleta (equilíbrio químico)

        Ocorrência simultânea de outras reações (reações laterais)

 

 



η (%) =                   massa de produto obtida                     x 100

massa esperada de produto na reação completa

 

Sínteses de compostos inorgânicos – Sais

 

Reações de Neutralização / Reações Ácido-Base

 

 

Ácido + Base                                   Sal + Água



 

Nomenclatura:

 

Os sais podem obter-se graças a:



        Reação entre um ácido e uma base

exemplo: H2SO4 (aq) + Mg(HO)2 (aq)  → MgSO4 (aq) + 2 H2O (l)

 

        Reação entre um ácido e um metal



exemplo: 2 HNO3 (aq) + Fe (s) → Fe(NO3)2 (aq) +H2O (l)

 

        Reação entre um ácido e um óxido metálico                           



exemplo: H2S (aq) + Na2O (aq) → Na2S (aq) + H2O (l)

 

A representação química de um sal faz-se da seguinte forma:



        o símbolo químico do Anião (ião com carga positiva), seguido do símbolo químico do Catião (ião com carga negativa);

       acertar as cargas, de modo a neutraliza-las, ou seja, de modo a que a soma das suas cargas seja nula.

        Este acerto faz-se colocando à frente do anião e do catião (com números pequenos) o coeficiente necessário, para que a soma das cargas dos iões seja nula.

 

 



 

 

Síntese de sais simples

 

Sais simples são compostos iónicos, constituídos por um único tipo de catião e um único tipo de anião, que se podem obter por reação entre um ácido e uma base.



 

Exemplo:


       NaCl – cloreto de sódio (Na+ e Cl-)

                   NaOH (aq.) + HCl (aq.)                         NaCl (aq.) + H2O (l.)

 

Síntese de Sais Duplos

 

Alguns sais contêm catiões provenientes de duas bases diferentes ou aniões provenientes de dois ácidos diferentes, chamando-se por isso, sais duplos. Para dar um nome a um sal duplo formado por dois catiões e um anião, refere-se em primeiro lugar o nome do anião seguido do nome dos catiões, por ordem alfabética.



Para dar o nome a um sal duplo constituído por um catião e por dois aniões, refere-se em primeiro lugar o nome dos aniões, por ordem alfabética, seguido do nome do catião.

       Ex: KNaSO4 - Sulfato de potássio e sódio, MgNH4PO4 – Fosfato de amónio e magnésio.

 

Síntese de Sais Hidratados ou Hidratos

 

Estes sais como que constituem agregados que contêm, na sua estrutura, além dos aniões e catiões, moléculas de água.



Exemplos:

CoCl2 . 6H2O – cloreto de cobalto (II) hexahidratado

NiCl2. 6H2O – cloreto de níquel hexahidratado

O “ponto” situado nas fórmulas, por exemplo entre NiCl2 e 6H2O, indica que 6 moles de moléculas de água estão associadas a cada mole de NiCl2, sendo a massa molar deste agregado: M(NiCl2 . 6H2O) = 237,7 g/mol

As formas NiCl2  , CoCl2  , CaSO4 dizem-se anidras porque são isentas de água (como já foi referido anteriormente), por isso a sua cor deverá ser a mais branca possível. Enquanto que as fórmulas CoCl2 . 6H2O, NiCL2. 6H2O e CaSO4 . 2H2O são compostos hidratados pois têm presença de água, daí que devam apresentar uma cor azul. Os compostos hidratados também podem ser designados por hidratos, esta designação aplica-se a compostos que contêm moléculas de água sem que se conheça o modo de ligação destas moléculas aos iões do composto.

 

Cristalização

 

A cristalização é um processo normalmente utilizado para os seguintes propósitos: purificação de substâncias sólidas e separação de compostos que só (ou praticamente) se podem dissolver a quente.



 

Este processo tem como base algumas fases:

       Escolha do solvente- Se a substância a cristalizar e conhecida, existe bibliografia adequada que pode recomendar o uso de certos solventes. Contudo, a sua eficácia varia com a natureza das impurezas presentes, sendo muitas vezes necessário experimentar vários solventes. Por Outro lado, se a substância a cristalizar não for conhecida, a escolha do solvente é feita por tentativas, de acordo com algumas características a que ele deve obedecer:

 


Características de um solvente

Variação acentuada da solubilidade da amostra com a temperatura

Baixo ponto de Fusão

Não Tóxico

Não Inflamável

Baixo Custo

Polaridade semelhante à do soluto



 

       A preparação da solução, pela dissolução total do soluto no solvente pela ação de um agente físico, a temperatura. Esta solução, saturada (ou quase), é denominada água mãe. Pode-se usar uma tabela de solubilidade;

 

       Filtração por gravidade, a quente, ou seja, a separação das impurezas sólidas da solução, que deve ser rápida de modo a que não se inicie a formação de cristais durante o processo, que ficariam retidos no gobelé, resultando num abaixamento do rendimento da experiência. Para que a filtração seja rápida é necessária a utilização de um filtro de pregas, que, devido a possuir uma maior área de contacto, permitindo uma maior facilidade de escoamento da solução, ficando apenas retidas as impurezas sólidas no filtro;



       Arrefecimento, para que se dê a cristalização. O tamanho dos cristais sólidos é diretamente influenciado pela velocidade de arrefecimento. Se o arrefecimento é rápido formam-se cristais de dimensões reduzidas, se o arrefecimento é lento estes possuirão dimensões maiores. 

 

       Filtração a vácuo (também denominada filtração a baixa pressão), para separar os cristais do solvente e ajudar à secagem destes;



 

        Lavagem dos cristais – No final da sucção, deve espalhar-se, por duas vezes consecutivas, algum Solvente puro e previamente arrefecido sobre os cristais, para eliminar o líquido que contém impurezas solúveis e proceder à sucção por meio de vazio. Os cristais remanescentes no Erlenmeyer devem ser retirados utilizando porções de solvente, em quantidades não exageradas;

 

       Secagem, para que se dê uma evaporação completa do solvente. Pode ser feita, por exemplo, numa estufa ou simplesmente pela exposição ao meio ambiente, sobre um vidro de relógio.



 

Para uma melhor purificação da substância, deverá ser executada um recristalização.

Um cristal é uma substância sólida homogénea com uma disposição tridimensional ordenados seus átomos e moléculas. Todos os cristais da mesma substância fazem os mesmos ângulos característicos entre as suas faces, embora possam não ter o mesmo aspeto porque as faces podem crescer a ritmos diferentes. A forma externa de um cristal chama-se "face cristalina". (A cristalografia é o estudo científico da forma e da estrutura dos cristais). Em 1912 descobriu-se que a forma e as dimensões dos padrões atómicos regulares repetidos de um cristal (a estrutura cristalina) podiam ser determinados fazendo passar raios X numa amostra. Este método chamado «difração de raios X», abriu um novo caminho no estudo da estrutura atómica. No sal das cozinhas, por exemplo, a estrutura cristalina é um cubo perfeito.)

Na cristalização, os cristais são formados porque a substância se alia a algumas moléculas de água. Por esta razão, e visto que depois da cristalização a substância se encontra purificada em quase toda a totalidade (é impossível obter-se uma substância 100% pura), mas sob a forma de cristais, é possível fazê-la voltar ao estado original através de um simples aquecimento, que provoca uma evaporação das moléculas de água.

 

Estrutura de sais complexos

 

Na estrutura destes sais existem iões ditos complexos. Estes iões são uma espécie constituída por um catião metálico (átomo, por vezes) ligado a vários outros aniões ou moléculas, que se aglomeram à sua volta.



Ao catião metálico (ou átomo) chama-se átomo central do complexo e aos aniões ou moléculas aglomeradas à sua volta chamam-se ligandos.

Do que se acaba de dizer, é fácil concluir que um composto complexo se distingue de qualquer outro tipo de composto, pelo facto de tanto o ião central como os ligandos serem capazes de existência independente como espécies químicas estáveis.

Admitindo que a ligação do átomo central ao ligando é covalente coordenada, ao número de pares de eletrões aceites pelo ião central dá-se a designação de número de coordenação.

Ligandos que só estabelecem uma ligação com o átomo central dizem-se monodentados (exemplos: H2O e NH3).

O átomo central é quase sempre um metal de transição. As espécies resultantes chamam-se complexos. Os compostos de coordenação são estruturas são estruturas químicas que possuem pelo menos um complexo.

 

 

O sulfato de tetraminocobre (II) é um sal complexo, já que inclui o ião complexo [Cu(NH3)4]2+.



 

Se um mesmo ligando estabelece mais do que uma ligação ao átomo central diz-se ligando bidentado, polidentado ou quelato.

 

Assim, não serão de considerar iões complexos as espécies que quase nunca se dissociam nos seus componentes, como, por exemplo, NO3-, SO42-, PO43- e CN- - cada um destes mantém a sua individualidade e reage como unidade única e inalterada, em muitas das reações, participando eles próprios como ligandos em iões complexos.



Além disso, os ligandos de um complexo podem ser removidos ou substituídos por outros, com facilidade.

Devido à sua estrutura eletrónica, os metais de transição originam um elevado número de compostos complexos, sendo uma grande parte da pesquisa atual votada ao estudo dos complexos destes metais.

Geralmente, num complexo, os ligandos “doam” eletrões ao átomo central, que é vulgarmente a espécie deficiente em eletrões. A palavra “doar” tanto pode significar “partilha de eletrões” (ligação covalente coordenada) como mera atração electroestática entre ião-dipolo.

 

Estequiometria dos complexos

 

Designa-se por Estequiometria do Complexo a geometria do ião central e seus ligandos.



Esta geometria está relacionada com o número de coordenação do ião central.

 

 

 

 



 

 

 



 

 

 



 

Nomenclatura do Sal complexo – Sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado:

 

[Cu(NH3)4]SO4.H2O



 

Indica-se primeiro o nome do catião, e em seguida o do catião

               SULFATO de.... (anião aparece primeiro)



Os aniões começados em –ato e –ito, mantêm o mesmo sufixo

               Sulfato



Se o ligando é uma molécula neutra, em geral, o seu nome mantém-se. O amoníaco e uma exceção, e passa a ser amino. O cobre mantém o seu nome.

Quando estão presentes vários ligandos de uma espécie, usam-se os prefixos gregos di, tri, tetra, penta, exa... para os nomear, não entrando o prefixo na ordem alfabética. Neste caso, o prefixo utilizado para o amoníaco é o tetra. (tetraminocobre)

O número de oxidação do metal é escrito em numeração romana, dentro de parênteses, logo a seguir ao nome, que se mantém se o complexo é catião. O cobre é (II), logo fica tetraminocobre (II)

Como este sal(o sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado) aparece associado a uma molécula de água, põe-se , a seguir ao sal a palavra monoidratado.

Obtivemos assim a nomenclatura do Sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado   [Cu(NH3)4]SO4.H2O

 

 

O amoníaco pode ser utilizado como matéria –prima para preparar outras substâncias. Uma delas é o sulfato de tetraminocobre (II), um composto de coordenação que foi outrora utilizado para produzir fibras artificiais, como o rayon (seda artificial). Atualmente é utilizado como fungicida e na estampa têxtil.



 

 

O sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado (também chamado de sulfato de tetramoníaco cobre (II) monoidratado, de fórmula [Cu(NH3)4]SO4.H2O, é um sal formado pelo ião complexo [Cu(NH3)4]2+ e pelo anião SO42- .



 

O [Cu(NH3)4]SO4.H2O é obtido por reacçãode soluções aquosas de amoníaco, NH3, e sulfato de cobre (II) pentaidratado, CuSO4.5H2O, de acordo com a reação química:

 

CuSO4.5H2O (s) + 4NH3 (aq)                       [Cu(NH3)4]SO4.H2O (aq) + 4H2O(l)



 

 

O composto formado é separado da solução aquosa adicionando-lhe álcool, uma vez que este (ou um outro composto orgânico solúvel em água) diminui a solubilidade de sais em soluções aquosas. Embora o álcool e a água sejam miscíveis, os dois líquidos não se misturam imediatamente se for colocada lentamente numa camada de álcool sobre a água. Neste caso, o álcool difunde-se lentamente para baixo, formando-se cristais de [Cu(NH3)4]SO4.H2O .



 

Quando uma substância cristaliza rapidamente, os cristais obtidos têm pequena dimensão, mas ficam maiores se a cristalização for lenta. Durante a difusão do álcool, a formação lenta de [Cu(NH3)4]SO4.H2O permite obter cristais maiores, em forma de agulha e de cor azul violeta.

 

Na cristalização, os cristais devem ser filtrados a vácuo, de modo a secar os cristais, aproveitando-os ao máximo. No final da sucção, deve espalhar-se, por duas vezes consecutivas, algum solvente puro e previamente arrefecido sobre os cristais, para eliminar o líquido que contém impurezas solúveis.



 

Os cristais de [Cu(NH3)4]SO4.H2O foram lavados com álcool e amónia, para os secar ainda mais, retirando a maior quantidade possível de impurezas.

 

 

 



 

Protocolo Experimental

 

Protocolo Experimental

 

1. Pipetar 8 ml de amoníaco e dilui-lo em 5 ml de água destilada (medida com uma proveta), num copo de 100 ml.



2. Triturar, num almofariz, 0.02 mol de sulfato de cobre pentaidratado, sintetizado numa das experiências anteriores.

3. Adicionar o pó ao conteúdo do copo e agitar até completar a dissolução.

4. Agitar com uma vareta, de forma a garantir uma precipitação completa.

5. Medir 8 ml de álcool etílico numa proveta e adicioná-los, com a ajuda de uma vareta, ao conteúdo do copo, sem agitação. Tapar com o vidro de relógio e deixar em repouso até à aula seguinte.

6. Deixar sedimentar os cristais e decantar, desprezando o líquido.

7. Transferir os cristais para um filtro, previamente pesado, e lavá-los a pressão reduzida, com adições sucessivas de 2 a 5 ml de uma mistura 1:1 de amoníaco e álcool etílico.

8. Lavar finalmente os cristais, ainda no filtro, com 5 ml de álcool etílico e secá-los, em vácuo, tendo o cuidado de não romper o papel de filtro.

9. Secar os cristais com papel absorvente e pesá-los.

10. Calcular o rendimento da experiência.

 

 



Reagentes/Produtos

 

 



Equação da reação:

 

CuSO4.5H2O (s) + 4NH3 (aq)                       [Cu(NH3)4]SO4.H2O (aq) + 4H2O (l)



 

Ou:


 

Cu2+(aq) + SO42-(aq) + 4NH3(aq) + H2O(l)                 [Cu(NH3)4]SO4.H2O (s)

 

 


Reagentes

Produtos

 

Sulfato de Cobre Pentaidratado

(CuSO4.5H2O)

 

Amoníaco 25% (m/m)



(NH3)

 

Álcool Etílico 96% (V/V)



 

Sulfato de Tetraminocobre (II) Minoidratado

([Cu(NH3)4]SO4.H2O)

 

Água


(H2O)

 

 

 



 

 

Material Utilizado

 

       Almofariz com mão

       Balança semianalítica

       Copo de 100 ml

       Kitasato

       Trompa de Vácuo

       Funil de Büchner

       Guko para Büchner

       Pipeta graduada de 10ml

       Pompete

       Hotte

       Papel de Filtro

       Provetas de 10 ml

       Vareta de vidro

       Espátula

 

 



 

Registo de Resultados

 

 

Este esquema, mostra-nos sucintamente o procedimento realizado.



 

CuSO4.5H2O (s) + 4NH3 (aq)                       [Cu(NH3)4]SO4.H2O (aq) + 4H2O

 

Nesta experiência adicionou-se solução de NH3 25% (m/m) ao sulfato de cobre (II) pentaidratado (CuSO4.5H2O), obtendo-se uma solução azul violeta. Ao adicionar o álcool etílico 96% (v/v) este arrastou o precipitado para o fundo do gobelé, formando pequenos cristais de sulfato de tetraminocobre monoidratado ([Cu(NH3)4]SO4.H2O.



Após a realização de uma decantação, desprezando a fase líquida, foram lavados com uma mistura de álcool etílico 96% (V/V) e amoníaco (NH3 a 25% m/m), na proporção de 1:1, para ajudar a secar os cristais obtidos.

Os cristais foram então filtrados a vácuo, para uma melhor secagem dos mesmos, obtendo-se assim cristais secos de sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado [Cu(NH3)4]SO4.H2O.

O rendimento da síntese realizada foi de aproximadamente 71.5%, o que quer dizer que se obtiveram 71.5% dos cristais esperados (em massa).

 

 

 

 



 

 



 

 

 



 

 

 



 

 

 



 

 

 



Cálculos

 

 



CuSO4.5H2O (s) + 4NH3 (aq)                       [Cu(NH3)4]SO4.H2O(aq) + 4H2O

               [0,02mol]                                                [0,02mol]

 

 


Cálculo da massa de Sulfato de Cobre (II) Pentaidratado necessária

 

M (CuSO4.5H2O) = 249.5 g/mol

 

      1mol ____ 249.5 g      x = 4.99 g de CuSO4.5H2O



0.02mol ____ x

 


 

Massa cristais + filtro : 3.95g

 

Massa papel de filtro : 0.44g



 

Massa cristais obtidos: 3.51g

 


Cálculo da massa de Sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado esperada

 

 M ([Cu(NH3)4]SO4.H2O) = 245.5 g/mol

 

      1 mol ____ 245.5 g       x = 4.91 g de [Cu(NH3)4]SO4.H2O



0.02 mol ____ x

 


Cálculo do rendimento da reação

 

massa cristais esperada = 4.91 g

 

massa cristais obtida = 3.51 g



 

            =   m obtida      x 100

              m esperada

 

            =  3.51     x 100              ≈ 71.5%



                4.91

 


 

 

 



 

 

 



 

 

 



Conclusão e Crítica

 

Com esta experiência concluímos que é possível sintetizar sais em laboratório, neste caso, um sal complexo – sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado.



Os cristais formados foram de reduzidas dimensões, com um aspeto pulverulento, pois a sua precipitação deu-se rapidamente, graças à adição de álcool, que fex com que os sais precipitassem quase que instantaneamente, pois este diminui a solubilidade dos sais em soluções aquosas.

Este sal, de acordo com as regras gerais da IUPAC, é designado por sulfato de tetraminocobre (II) pentaidratado: possui um catião metálico, o Cu2+ rodeado de quatro moléculas de amoníaco (NH3), que é neutro, sendo estes designados ligandos, e, em conjunto com o ião formam um complexo. Como os ligandos, neste, caso, são moléculas neutras, este complexo tem carga 2+ - [Cu(NH3)4]2+ . Este complexo liga-se ao anião sulfato, que tem carga 2- - SO42- . Esta ligação fica então neutralizada (as suas cargas) - [Cu(NH3)4]SO4. A esta molécula liga-se também uma molécula de água, ficando hidratado, e dizemos, portanto, que se trata de um sal monoidratado. Obtemos então sulfato de tetraminocobre (II) monoidratado - [Cu(NH3)4]SO4.H2O .

 

Os cristais foram também lavados com álcool e amónia, para remover impurezas e para secá-los bem, com vista a que o rendimento fosse maior; o álcool e um composto secante. Os cristais foram também sujeitos e uma filtração a vácuo para secar ainda mais os cristais, removendo-lhe a maior quantidade possível de humidade.



 

O rendimento desta reação foi bom, 71.5%, ou seja, obtiveram-se 71.5% da massa de cristais esperada. Se não tivessem ocorrido perdas, nem erros de medição e manuseamento, o rendimento seria de 100%; tal facto é muito difícil.

Os resultados desta experiência foram bastante satisfatórios, na medida em que todos os objetivos foram atingidos, mesmo não tendo esta experiência o rendimento total. Foi possível tirar as ilações necessárias para a elaboração deste relatório.

 

 



 

 

Bibliografia:

 

    Simões, Teresa Sobrinho



       Queirós, Maria Alexandra

       Simões, Maria Otilde

                   Técnicas Laboratoriais de Química – Bloco II,

                   Porto Editora

                   Porto – Portugal

 

    Simões, Teresa Sobrinho



       Queirós, Maria Alexandra

       Simões, Maria Otilde

                   Técnicas Laboratoriais de Química – Bloco I

                   Porto Editora

                   Porto – Portugal

 

    Mendonça, Lucinda Santos



       Ramalho, Marta Duarte

       1999-1ºedição-2ª tiragem

                   No Mundo em Transformação – Química 8º Ano

                   Texto Editora



                   Lisboa – Portugal


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