1. O documento apresenta estudos sobre os metais ferro, cobalto e cobre, incluindo suas propriedades, estados de oxidação e identificação através de reagentes.
2. Foram realizados experimentos para oxidar e reduzir os íons desses metais, identificá-los e demonstrar propriedades como o magnetismo do ferro.
3. Também foi produzida uma amostra de magnetita para exemplificar suas características magnéticas.
1. 1
Estudo do ferro, cobalto e cobre
Alunos: Daniel Vasconcelos, Lucas Valente, Matheus Willian,
Turma: Química 241
Professor: Everton Tomaz da Silva
Matéria: Química Inorgânica II
Duque de Caxias
2015
2. 2
Resumo
Na aula prática realizada foi feito o estudo de formas de oxidação, redução e identificação de
átomos de ferro, cobalto e cobre através do uso de bases e sais para identificar e diferenciar certos
íons em diferentes estados de oxidação e ácidos para oxidar outros metais. Foi preparado também
uma pequena amostra de magnetita para demonstrar as propriedades magnéticas que o ferro pode
assumir. Foi demonstrado também que metais como o cobalto podem assumir cores diferentes em
variados estado de oxidação.
3. 3
Abstract
At the pratice class was made a study of the iron, cobalt, and copper atom`s forms of
oxidation, reduction and identification through the bases and salts to detect and distinguish some
ions in different oxidation states and acids to oxidize another metals. It was also prepared a small
iodestone sample to demonstrate the magnetic proprieties that the iron can afford. Apart from that,
it was demonstrate that metal as cobalt can take on different colors in assorted oxidation`s states.
5. 5
Introdução:
Características dos metais estudados
O ferro é um elemento químico de número atômico igual a 26, massa molar de 55,845
g/mol, ponto de fusão de 1535 ºC e ponto de ebulição de 2862 ºC. Esse metal é de muita
importância em nossa sociedade, pois existem os mais diversos objetos que contêm ferro em sua
constituição. Ele pode estar na sua forma pura ou formando a liga metálica chamada de aço
(formada por aproximadamente 98,5% de ferro, 0,5 a 1,7% de carbono e traços de silício, enxofre e
oxigênio).
O ferro já é usado desde os tempos mais remotos, cerca de 4000 a 3500 a.C. Nessa
época, o ferro era obtido por meio de meteoros e era considerado extremamente raro.
Apesar de ser o quarto elemento mais abundante na crosta terrestre, não se encontra o
ferro isolado na natureza, mas somente em minérios, sendo que os principais são: hematita (Fe2O3),
magnetita (Fe3O4), siderita (FeCO3), limonita (Fe2O3.H2O) e pirita (FeS2).
O cobalto é um elemento de transição que pertence ao grupo VIII-B da classificação
periódica, apresenta dureza acentuada e é quebradiço, apresenta cor cinza-aço se assemelhando ao
ferro, possui número atômico 27 e massa atômica 58,93 u, propriedades discretamente magnéticas.
As propriedades físicas do metal são variáveis em decorrência da mistura alotrópica na qual este se
apresenta comumente.
Foi descoberto na antiguidade e isolado em 1735 pelo químico sueco Georg Brandt. É
encontrado na natureza na forma de sulfoarsenieto de cobalto que que possui formula molecular
CoAsS ou na forma de impureza associado a metais como Fe, Ag, Ni, Pb e Cu.
O elemento de transição cobre é um metal de coloração vermelha discretamente
amarelada, com um brilho levemente opaco de aspecto agradável, está localizado no grupo I-B da
tabela periódica, possui número atômico 29, massa atômica 63,55 g mol-, ponto de fusão de
1038°C, ponto de ebulição 2927ºC, é um metal macio, maleável e dúctil. O símbolo químico do
metal é Cu, originado do latim “cuprum”, em alusão ilha do Chipre onde se acredita ter sido
encontrado pela primeira vez.
É encontrado na natureza na forma de calcopirita CuFeS2, principalmente, existem
outros, porém este apresenta um teor mais alto do metal, além de ser um dos metais que podem ser
encontrados em estado elementar.
Sobre complexos
Antes do entendimento da química dos complexos, precisa-se entender a definição de
compostos de coordenação. Entende-se como um composto contendo um átomo ou um íon central
ao qual estão ligados moléculas neutras ou íons, cujo numero geralmente excede o numero de
oxidação ou valência do átomo ou íon central. Nestes compostos, geralmente, o átomo central e um
metal de transição.
6. 6
Com a descoberta desses compostos de coordenação no século XIX, os estudiosos dessa
área não compreendiam os comportamentos experimentais e teóricos com base na química já
estudada anteriormente. Dessa forma, eles nomearam estes compostos como complexos.
A descoberta do primeiro composto de coordenação ainda não e consenso entre aqueles
que se dedicam a historia da química. Se os corantes a base de alizarina forem considerados como
composto de coordenação, essa descoberta remontaria aos tempos bíblicos. Contudo, de um ponto
de vista mais "cientifico", o primeiro composto de coordenação totalmente inorgânica a ter sua
descoberta reportada foi o íon tetramincobre (II), [Cu(NH3)4]2+, que foi descrito por Andreas Libau
em 1597. Este tópico sobre os complexos será mais aprofundado à medida que o professor avança
na matéria.
Algumas representações de complexos em terceira dimensão:
Figura 1 Figura 2
(Imagem produzidapelo softwareChem3D pro) (Imagem produzidapelo softwareChem3D pro)
Cloreto de examinocobalto (III) [Co(NH3)6]Cl3 Tetramincobre(II) [Cu(NH3)4]2+
Figura 3
(Imagem produzidapelo softwareChem3D pro)
di-µ-hidroxo-bis[tetraquaferro(III)]
Objetivos:
7. 7
Estudar os comportamento de oxiredução dos metais:Fe,Cu e Co
Observar o melhor indicador de Fe, para cada nox correspondente.
Iniciar os estudos de complexos químicos.
Compreender as pro
Materiais e Reagentes:
Reagentes Materiais
Sulfato ferroso amoniacal;
Imã (peixinho);
Ácido sulfúrico 0,1 M; Bomba de vácuo;
Álcool etílico; Papel-filtro;
Bissulfito de sódio sólido; Kitassato;
Cloreto de cobalto 0,1 M; Becher;
Ácido nítrico concentrado; Tubos de ensaio;
Cloreto férrico 0,1 M; Pipetas graduadas;
Cobre metálico; Peras;
Ferricianeto de potássio 0,1 M; Espátulas.
Ferro sólido;
Ferrocianeto de potássio;
Goma de amido;
Hidróxido de sódio 0,1 M;
Hidróxido de sódio 10%;
Iodeto de potássio 0,1 M;
Peróxido de hidrogênio 3%;
Hidróxido de amônio 10%;
Sulfato de cobre 0,1 M;
Sulfato férrico amoniacal;
8. 8
Ácido clorídrico 10%;
Tiocianato de potássio.
Sulfato ferroso;
Procedimento:
1. Ferro
1.1 Identificação de Fe-2+
:
Foram colocados respectivamente em quatro tubos de ensaio com 1 ml de solução de
sulfato ferroso (0,1M) cada de 3 a 4 gotas de ferricianeto de potássio (1A), tiocianato de potássio
(1B), ferrocianeto de potássio (1C) e hidróxido de sódio (1D).
1A) K3[Fe(CN)6] + FeSO4 → ?
1B) KSCN + FeSO4→ ?
1C) K4[Fe(CN)6] + FeSO4→ ?
1D) NaOH + FeSO4 → ?
1.2 Identificação do Fe3+
:
Em quatro tubos de ensaio contendo 1 ml de FeCl3 (0,1M) foram colocados
respectivamente de 3 a 4 gotas de ferricianeto de potássio (2A), tiocianato de potássio (2B),
ferrocianeto de potássio (2C) e hidróxido de sódio (2D).
2A) K3[Fe(CN)6] + FeCl3 → ?
2B) KSCN + FeCl3→ ?
2C) K4[Fe(CN)6] + FeCl3 → ?
2D) NaOH + FeCl3 → ?
Os resultados dos dois itens anteriores foram comparados e a melhor maneira de
identificar e diferenciar Fe2+ de Fe3+ foi selecionada.
1.3 Oxidação do Fe2+
a Fe3+
:
A um tubo com 0,5 ml de sulfato ferroso amoniacal foi adicionado 0,5 ml de ácido
sulfúrico (0,1M). Após isso, foi adicionado gota a gota permanganato de potássio (0,1M) até
observar-se a mudança de coloração. O teste para identificar qual íon de ferro estava presente na
solução foi feito com o indicador escolhido a partir dos itens 1.1 e 1.2.
(NH4)2Fe(SO4)2 + H2SO4 + KMnO4 → ?
1.4 Redução do Fe3+
a Fe2+
9. 9
A um tubo com 0,5 ml de cloreto férrico (0,1M) foram colocados cerca de 3 cristais de
bissulfito de sódio e 0,5 ml de ácido sulfúrico. Após isso, foi feito novamente o teste de
identificação e diferenciação de íons de ferro.
FeCl3 + NaHSO3 + H2SO4 → ?
1.5 Oxidação do Fe0
Em um tubo de ensaio contendo 2 ml de ácido clorídrico (10% m/v) foi adicionado um
prego de ferro e o tubo foi aquecido para acelerar a reação observada.
Logo após, foi efetuado novamente o teste de identificação de ferro.
HCl + Fe0 → ?
1.6 Síntese da magnetita Fe3O4
Em um tubo de ensaio, foram postos 1 ml de sulfato ferroso e dois ml sulfato férrico
amoniacal. Logo após, foram adicionados 4 ml de solução de amônia 10%. O tubo foi aquecido em
banho-maria (80-90°C) por cerca de 5 minutos. O resultante foi decantado com o auxílio de um imã
(no caso, peixinho) para atrair e manter o precipitado no fundo do tubo enquanto o sobrenadante era
descartado. Adicionou-se 5 ml de água e foi efetuada uma filtração à vácuo. O resíduo da filtração
foi lavado com 10 ml de etanol e secado na estufa a aproximadamente 110°C. utilizou-se
novamente o peixinho sobre o resultante para verificar as propriedades magnéticas do composto
formado.
Equação não encontrada.
2. Cobalto
2.1 Oxidação do íon Co2+
Equação 2.1A) CoCl2 + NaOH → ?
Equação 2.1B) ? + H2O2 → ??
3. Cobre
3.1 Redução do íon Cu2+
para Cu+
Em um tubo foram colocados 1 ml de solução de sulfato cúprico e algumas gotas de
iodeto de potássio até a precipitação ocorrida parar (equação 3.1A). Colocaram-se após isso,
algumas gotas de goma de amido (equação 3.1B).
Equação 3.1A) KI + CuSO4 → ?
Equação 3.B)
3.2 Redução do íon Cu2+
para Cu0
Colocou-se em um tubo contendo 1 ml de sulfato cúprico um prego de ferro com os
mínimos sinais de oxidação e deixou-se em repouso.
10. 10
Fe0 + CuSO4 → ?
3.3 Oxidação do Cu0
para Cu2+
(Demonstrativo)
Em um bécher o professor colocou um pedaço de fio de cobre e adicionou alguns ml de
ácido nítrico concentrado. Isso foi feito próximo a uma janela aberta devido à impossibilidade de
utilizar a estufa presente no laboratório.
HNO3 + Cu0
(s) → ?
Resultados
1.1 Identificação do Fe2+
a) Ao adicionar 3 gotas, a solução ficou azulada, com a formação de precipitado. A explicação seria
que ao reagir íons ferrosos (Fe2+) com ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]), forma-se
ferrocianeto férrico (Fe4[Fe(CN)6]) que seria o precipitado (azul da Prússia), segundo a reação
1.1A):
Reação 1.1.A): FeSO4(aq) + K3[Fe(CN)6]3 (aq) → ↓Fe4[Fe(CN)6]3 (aq) + K2SO4(aq)
b) Com 2 gotas, a solução ficou alaranjada. O Fe2+ não reage com o tiocianato, por isso a coloração
alaranjada.
c) Após adicionar 3 gotas, houve a formação de precipitado e a solução ficou azulada assim como
no experimento ( a ), porém, com menor intensidade na coloração azul. Tal fato pode ser explicado
partindo do princípio de Le Chatelier, que neste caso, ao adicionar ([Fe(CN)6]) em Fe2+, muda-se o
sentido do sistema. Esse sistema, após a perturbação, deslocará o Fe2+ para a formação de óxidos até
formar um equilíbrio.
d) Desta vez, foi necessário utilizar mais gotas para alterar a solução. Foram 5 gotas para deixa-la
ver com precipitado (Fe(OH)2) que é incolor, mas devido a contaminação de Fe3+, fica esverdeado,
conforme a reação 1.1B):
Reação 1.1B): FeSO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + Fe(OH)2(s)
1.2 Identificação do Fe3+
a) 2 gotas foram suficientes para que a solução ficasse com a coloração verde musgo, reação 1.2A):
Reação 1.2.A): [Fe(CN)6 ]3- + Fe3+ → Fe[Fe(CN)6](s)
Os íons de potássio e cloro, são espectadores.
b) Novamente com 2 gotas a solução se modificou, ficando avermelhada. A solução ficou vermelho
sangue, que é a característica do tiocianato de potássio na presença de Fe3+, segundo a reação 1.2B):
Reação 1.2: KSCN + FeCl3 → ↓K3[Fe(SCN)6] + KCl
c) Ao adicionar 3 gotas, a solução ficou azulada, com a formação de precipitado. A explicação seria
que ao reagir íons ferrosos (Fe3+) com ferrocianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]), forma-se
ferrocianeto férrico ([Fe(CN)6]) que seria o precipitado (azul da Prússia), segundo a reação 1.2.C):
Reação 1.2C): K4[Fe(CN)6]3 + FeCl3 → ↓Fe4[Fe(CN)6]3 + KCl
11. 11
d) Com 3 gotas a solução ficou amarelada, reação 1.2.D):
Reação 1.2D): FeCl3 + 3 NaOH → 3 NaCl + Fe(OH)3
Comparando os resultados obtidos nos procedimentos 1.1 e 1.2, conclui-se que a
maneira mais simples de diferenciar o Fe2+ do Fe3+, é através do tiocianato de potássio.
1.3 Oxidação do íon Fe2+ a íon Fe3+
Com a adição de 3 gotas, a solução tornou-se marrom avermelhado, bem parecido com
o resultado no resultado 1.2 (b), indicando a presença de Fe3+, conforme às seguintes reações:
Reações: [(NH4)2Fe(SO4)2]+ H2SO4 → [(NH4)2SO---4]SO4 + Fe2+ + H2
Fe2+ KMnO2 → Fe3+
KSCN + Fe3+ → Fe(SCN)3 + K
1.4 Redução do íon Fe3+
a íon Fe2+
Primeiramente, ficou alaranjado, após a adição de ácido sulfúrico diluído, a solução
clareou para vede claro. Mas, com o aquecimento, ficou incolor devido a coloração do sulfato
ferroso que teve sua formação acelerada pelo aquecimento.. Com isso, utilizou-se tiocianato de
potássio, e foi identificado a presença de Fe2+.
Equação 1.4A) FeCl3 + NaHSO3 → 3 NaCl + Fe(HSO3) 3
Equação 1.4B) 2H2SO4 + 2Fe(HSO3)3 → 2FeSO4 - H2 + 6H2SO3
Equação 1.4C) FeSO4 + KSCN → Fe(SCN)2 + K2SO4
1.5 Oxidação de Fe0
Foi observado a formação de bolhas na superfície do ferro. Essas bolhas representam a
formação de gás hidrogênio (H2), segundo a reação 1.5A).
Reação 1.5A) 2HCl(aq) + Fe(s) → FeCl2(s) + H2(g)
Após a utilização de tiocianato de potássio, não houve mudança na coloração. Porém, ao
final da prática, foi verificado que a solução estava amarelada, indicando a presença de Fe2+.
1.6 Síntese da magnetita Fe3O4
Em um tubo de ensaio, foram postos 1 ml de sulfato ferroso e dois ml sulfato férrico
amoniacal. Logo após, foram adicionados 4 ml de solução de amônia 10%. O tubo foi aquecido em
banho-maria (80-90°C) por cerca de 5 minutos. O resultante foi decantado com o auxílio de um imã
(no caso, peixinho) para atrair e manter o precipitado no fundo do tubo enquanto o sobrenadante era
descartado. Adicionou-se 5 ml de água e foi efetuada uma filtração à vácuo. O resíduo da filtração
foi lavado com 10 ml de etanol e secado na estufa a aproximadamente 110°C. utilizou-se
novamente o peixinho sobre o resultante para verificar as propriedades magnéticas do composto
formado.
Equação não encontrada.
12. 12
2.Cobalto
2.1 Oxidação do íon Co2+
No primeiro momento, com a reação entre NaOH e CoCl2, formou-se um precipitado
azul. E no segundo momento, adicionando peróxido de hidrogênio, formou-se precipitado verde
com 2 precipitados. Alguns minutos depois, ficou bifásico transparente e verde, uma mistura
heterogênea. Isso se dá ao fato de que os diferentes estados de oxidação do cobalto estavam
presentes na solução na forma de hidróxidos e cada um desses estados possui uma coloração
diferente. Um sendo azul e outro verde.
Equação 2.1A) CoCl2 + 2NaOH →2 NaCl + Co(OH)2
Equação 2.1B) 2Co(OH)2 + H2O2 → 2Co(OH)3
3. Cobre
3.1 Redução do íon Cu2+
ao íon Cu+
Ao adicionar a solução de iodeto de potássio, a solução ficou amarelada. E após a
utilização do amido, ficou azul com formação de precipitado devido ao complexo amido-iodo
efetuado pela goma de amido agindo sobre os íons de iodo na solução.
Equação 3.1A) KI + CuSO4 → K2SO4 + CuI
Equação 3.1B) CuI + C6H10O5 → Reação não encontrada
3.2 Redução do íon Cu2+
a Cu0
O prego ficou marro em sua extremidade mergulhada na solução, devido ao depósito de
cobre.
Equação 3.2A) Fe0 + CuSO4 → FeSO4 + Cu0
3.3 Oxidação do Cu0
ao íon Cu2+
(DEVE SER REALIZADO NA CAPELA)
Um líquido azul se formou, demonstrando a formação de nitrato de cobre e um gás
castanho foi liberado, mostrando a formação do dióxido de nitrogênio.
Equação 3.3A) 4HNO3 + Cu(s) → Cu(NO3)2 +2 NO2 + 2H2O
Conclusões:
Pode-se concluir que é de suma importância a compreensão das propriedades dos níveis
de oxidação dos metais, neste caso, Fe, Cu e Co. Propriedades as quais se manifestam em
diferentes tonalidades devido a diferença do espectro eletromagnético absorvido pelos níveis de
oxidação variados dos átomos descritos anteriormente. Além dos diferentes complexos que eles
podem formar, emitindo cores variadas, como por exemplo o ferro formando complexo com o
tiocianato de potássio, emitindo um tom alaranjado quando está na forma de Fe2+ e um tom
avermelhado quando na forma de Fe3+
Questionário
13. 13
1 Qual a configuração eletrônica do cobre? Por que esta configuração é anômala
quando comparada com os outros metais de transição da primeira série?
29Cu1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
O subi nível 4s2 é subdivido em 2 partes: β, contendo 1 elétron; e α, contendo mais 1 elétron. Essas
secções, tornam o subi nível 4s2 energeticamente mais forte que o orbital d9, acarretando a
transferência de 1 elétron para o mesmo, conferindo a seguinte configuração:
29Cu1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
2 Considerando o complexo K4[Fe(CN)6] responda:
a) Qual o estado de oxidação do Fe e qual o nome oficial do complexo?
(Fe2+) Hexacianoferrato (II) de potássio
(Imagem produzida pelo software: Chem3D pro.)
b) Qual a distribuição eletrônica do ferro no complexo?
26Fe
2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
O subi nível 4s2 é subdivido em 2 partes: β, contendo 1 elétron; e α, contendo mais 1 elétron. Essas
secções, tornam o subi nível 4s2 energeticamente mais forte que o orbital d4, acarretando a
transferência de 1 elétron para o mesmo, conferindo a seguinte configuração:
26Fe
2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
14. 14
Referências:
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19/06/2015
Infoescola.Disponivel em: <http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/cobalto/>.
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ETEC LAURO GOMES apostila prática de TMI I tecnologia dos materiais inorgânicos I,
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Química de coordenação, fundamento e atualidades (Robson Fernandes de Fárias)
ATKINS-Princípios de Química 3º Edição
Quimica inorgânica 3º edição (Duward Shriver e Peter Atkins)
Química inorgânica não tão concisa - J.D.Lee
Vogel-Quimica Analítica Qualitativa, 1981
Química A ciência central 9º edição (Brown,Lemay,Bursten)
