UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E BIOLOGIA
DISCIPLINA QUÍMICA DE COORDENAÇÃO
Profº. M.Sc MANOEL EUBA NETO
PRÁTICAS DE QUÍMICA INORGÂNICA
JULHO/2009
1
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PRÁTICAS INORGâNICAS
Tipologia: Notas de estudo
Antes de 2010
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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E BIOLOGIA
DISCIPLINA QUÍMICA DE COORDENAÇÃO
Profº. M.Sc MANOEL EUBA NETO
PRÁTICAS DE QUÍMICA INORGÂNICA
JULHO/
UNIVERSIDADE ESTADUAL DO MARANHÃO
CENTRO DE ESTUDOS SUPERIORES DE CAXIAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E BIOLOGIA
DISCIPLINA QUÍMICA DE COORDENAÇÃO
Profº. M.Sc MANOEL EUBA NETO
PRÁTICAS DE QUÍMICA INORGÂNICA
Kleber Diego Moreira
JULHO/
Síntese do Hidróxido de Sódio
O sódio metálico, Na, foi descoberto em 1807 por Humphrey Davy, ao promover a eletrólise do
hidróxido de sódio fundido. O hidróxido de sódio, NaOH, será preparado aqui utilizando-se duas diferentes rotas de síntese: reação do sódio metálico e do óxido de sódio à água.
Hidróxido de sódio
O hidróxido de sódio (NaOH), também conhecido como soda cáustica, é um hidróxido cáustico usado na indústria (principalmente como uma base química) na fabricação de papel, tecidos, detergentes, alimentos e biodiesel.
Apresenta ocasionalmente uso doméstico para a desobstrução de encanamentos e sumidouros, pois dissolve gorduras e sebos. É altamente corrosivo e pode produzir queimaduras, cicatrizes e cegueira devido à sua elevada reatividade.
Reage de forma exotérmica com a água e é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura), sendo produzido juntamente com o cloro
Propriedades Geral Nome Hidróxido de Sódio Outros nomes Soda cáustica (comercial) Fórmula química NaOH Número CAS 1310-73- cor Sólido branco Físicas Massa molar 39,997 g mol 1 Ponto de fusão 596 K (323 °C) Ponto de ebulição 1661 K (1388 °C) Densidade 2,13 g/cm Estrutura cristalina? Solubilidade 100±25 g/100mL H 2 O Termoquímicas ΔfH0gás -197,76 kJ/mol Δ (^) fH^0 líquido -416,88 kJ/mol
Δ (^) fH^0 sólido -425,93 kJ/mol S0gas, 1 bar 228,47 J/mol·K S (^0) líquido, 1 bar 75,91 J/mol·K
S (^0) sólido 64,46 J/mol·K
Estrutura molecular dos cristais de hidróxido de sódio
Reações Químicas
Por sua alta reatividade o hidróxido de sódio é amplamente utilizado em reações químicas:
Degradação de Dumas - Em degradações é utilizado para preparar alcanos diminuindo o número de carbonos na cadeia. É utilizado juntamente com o óxido de cálcio (CaO)) para diminuir sua reatividade e prevenir que o tubo de ensaio seja corroído.
Reações com ácidos
- É uma base forte e por isso reage com ácidos (orgânicos e inorgânicos) gerando sais e água, exemplo:
NaOH + HBr → NaBr + H 2 O 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H 2 O CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H 2 O
Reações com sais
Pode reagir com sais de outros metais, formando um novo sal e um novo hidróxido:
Fe2(SO4)3 + 6 NaOH → 2 Fe(OH)3 + 3 Na2SO
Reações com óxidos ácidos
Reage com óxidos ácidos gerando sal e água:
SiO2 (vidro) + 2 NaOH → Na2(SiO3) + H 2 O
Como catalisador
-É um catalisador em reações de hidrólises de uma séries de compostos orgânicos:
1-Hidrólise de Nitrilas
CH3-CN + NaOH (diluido) → CH3-COONa + NH4OH
2-Hidrólise de derivados de ácido carboxílico
Exemplos:
ésteres
CH3-COOCH3 + NaOH (diluído) → CH3-COONa + CH3OH
cloretos de acila
CH3-COCl + NaOH (diluído) → CH3-COOH + NaCl
Reações com haletos de alquila
Síntese do Óxido de Ferro
O ferro metálico é utilizado na produção do aço (uma liga de ferro-carbono), um dos principais produtos de exportação do Brasil, e empregado na produção dos mais variados produtos, e.g., facas, automóveis, navios etc. O ferro metálico, por sua vez, é obtido a partir do minério de ferro. A conhecida "ferrugem", tão comum nos pregos, portões de ferro etc., por sua vez, é constituída de óxido de ferro, resultante da oxidação do ferro, contido nos objetos de aço, pelo oxigênio presente no ar.
Óxido
Um óxido é um composto químico binário formado por átomos de oxigênio com outros
elementos. Os óxidos constituem um grande grupo na química pois a maioria dos elementos químicos formam óxidos. Alguns exemplos de óxidos com os quais convivemos são: ferrugem (óxido de ferro III), gás carbônico (óxido de carbono IV ou dióxido de carbono), cal (óxido de cálcio).
Nos óxidos, o elemento mais eletronegativo deve ser o oxigênio. Os compostos OF 2 ou
O2F^2 não são óxidos pois o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio. Estes compostos são chamados fluoretos de oxigênio.
Óxidos Básicos Definição São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2, exceto Pb, Zn, As, Sb e Sn, os quais formam sempre óxidos anfóteros). Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Alguns exemplos:
- Na (^) 2O - óxido de sódio
- CaO - óxido de cálcio (cal viva)
- BaO - óxido de bário (barita)
- (^) CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
- Cu (^) 2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
- FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso) Reações Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido)O cálculo do nox em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura do elementos. Exemplos: Na (^) 2O + H2O 2NaOH K2O + H2O 2KOH CaO + H2O Ca(OH) 2 FeO + H2O Fe(OH)^2 Na (^) 2O + 2HNO 3 2NaNO 3 + H^ 2O Cu (^) 2O + 2HCl 2CuCl + H2O CaO + H2SO 4 CaSO 4 + H2O
3FeO + 2H3PO 4 Fe (^) 3(PO4) 2 + 3H (^) 2O
Óxidos Ácidos ou Anidridos
Definição
São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal. Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:
- CO 2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico
- SO 2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso.
- (^) SO 3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico.
- Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso.
- Cl2O 7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico.
- SiO 2 óxido de silício ou dióxido de (mono)silício ou anidrido silícico.
- MnO 3 óxido de manganês VI ou trióxido de (mono)manganês ou anidrido mangânico.
- Mn2O 7 óxido de manganês VII ou heptóxido de dimanganês ou anidrido permangânico.
Reações
Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água
(neutralizando a base). Exemplos:
SO 2 + H2O H^ 2SO 3 P2O^5 + 3H2O 2H^ 3PO 4 N2O^3 + H2O 2HNO^2 CO 2 + H (^) 2O H2CO (^3) SO 2 + 2KOH K2SO^3 + H2O P2O^5 + 6LiOH 2Li3PO^4 + 3H2O N2O^3 + Ba(OH) 2 Ba(NO^ 2)^2 + H2O CO 2 + Ca(OH)^2 CaCO^3 + H2O
Óxidos Anfóteros
Definição
São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. Dependendo do metal ligado ao oxigênio pode haver predominância do caráter ácido ou básico. O caráter ácido do óxido aumenta à medida que seu elemento formador aproxima-se, na tabela periódica, dos não- metais. O caráter básico do óxido aumenta à medida que o elemento formador aproxima-se dos metais alcalinos e alcalino-terrosos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:
- SnO óxido de estanho II
- SnO 2 óxido de estanho IV
Peróxidos
Definição
São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.
Um exemplo é o peróxido de hidrogênio (H (^) 2O (^) 2), componente da água oxigenada. Sua
aplicação se dá em cortes e feridas que correm o risco de infecção bacteriana. A degradação do peróxido de hidrogênio pela enzima catalase libera oxigênio (O 2) o que causa a morte de bactérias anaeróbicas. Exemplos:
- Na (^) 2O 2
- BaO (^2)
Superóxidos
São associações de uma molécula de O 2 (oxigênio atômico) com uma de O 2 -2^ (peróxido),
assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2.
Os ânions superóxidos são altamente reativos e têm capacidade de cindir outras moléculas à medida que entram em contato. Normalmente as mitocôndrias têm esses ânions sob controle. Se algum sai para o citoplasma celular, há uma quantidade de reações químicas protetoras que podem ser ativadas para absorvê-los e prevenir algum dano celular.
Nomenclatura
Óxidos de Metais
Óxido de [Nome do Metal], caso o cátion apresente somente uma carga
Na (^) 2O Óxido de sódio
ZnO Óxido de zinco
Al (^) 2O 3 Óxido de alumínio
Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.
Fe (^) 2O 3 Óxido de ferro III
SnO 2 Óxido de estanho IV
Pode-se também fazer uso dos sufixos ico (maior Nox) e oso (menor Nox), para o caso do elemento apresentar duas cargas.
Fe (^) 2O 3 Óxido férrico
FeO Óxido ferroso
Cu (^) 2O Óxido cuproso
CuO Óxido cúprico
SnO Óxido estanoso
SnO 2 Óxido estânico
Óxidos de Ametais
[Mono, Di, Tri...] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]
SO 3 Trióxido de (Mono)Enxofre
N2O 5 Pentóxido de Dinitrogênio Óxidos Ácidos ou Anidridos Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+1 e +2) prefixo HIPO + sufixo OSO Exemplo: Anidrido Hipo iod oso I (^) 2O NOX do Iodo = +
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+3 e +4) + sufixo OSO
Exemplo: Anidrido Iod oso I (^) 2O 3 NOX do Iodo = +
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+5 e +6) + sufixo ICO
Exemplo: Anidrido Iód ico I (^) 2O 5 NOX do Iodo = +
Anidrido [Nome do Elemento] + se nox = (+7) prefixo HIPER/PER + sufixo ICO Exemplo: Anidrido Per iód ico I2O 7 NOX do Iodo = + SO 3 Anidrido Sulfúrico
SO 2 Anidrido Sulfuroso Exceção: CO 2 dióxido de carbono ou Anidrido Carbônico
Cloreto de ferro (III) O cloreto de ferro (III) ou percloreto de ferro é um sal de fórmula química FeCl (^) 3. Em solução com água, é utilizado na corrosão de placas para a preparação de circuitos impressos usados em eletrônica. Para esta aplicação o persulfato de amônia pode ser usado com os mesmos resultados. Também é usado como floculante para tratamento de água e esgoto.
Manuseio do cloreto de ferro (III) Riscos quanto à saúde Caso aconteça:
- Contato com o produto: Lavar a área por pelo menos 5 minutos em água corrente.
- Contato com os olhos: Pode haver irritação – lavar em água corrente.
- Ingestão: provocar vômito e tomar leite de magnésia ou bastante água.
- Caso note algo estranho na pele ou nos olhos depois de lavar vá de imediato consultar um medico.
- Complicações por ingestão: procurar um médico e indicar a natureza do produto e quantidade ingerida.
Cuidados
- Haverá um auto-aquecimento natural da solução (pode chegar a 70°C).
- Uma fumaça não tóxica poderá ser observada.
- Inicialmente a solução ficará marrom, chegando à cor de café no final.
É um não-metal insípido e inodoro, facilmente reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo em sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e de inseticidas.
Características principais Este não-metal tem uma coloração amarela, mole, frágil, leve, desprende um odor característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio, e arde com chama azulada formando dióxido de enxofre. É insolúvel em água, parcialmente solúvel em álcool etílico, porém se dissolve em dissulfeto de carbono. É multivalente e apresenta como estados de oxidação mais comuns os valores -2, +2, +4 e +6. Em todos os estados, sólido, líquido e gasoso apresenta formas alotrópicas cujas relações não são completamente conhecidas. As estruturas cristalinas mais comuns são o octaedro ortorrômbico ( enxofre α ) e o prisma monoclínico ( enxofre β ) sendo a temperatura de transição de 95,5 °C; em ambos os casos o enxofre se encontra formando moléculas S 8 na forma de anel. As diferentes disposições destas moléculas é que produzem as diferentes estruturas cristalinas. À temperatura ambiente, a transformação de enxofre monoclínico em ortorrômbico, mais estável, é muito lenta. Ao fundir-se o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado por moléculas de S 8 , porém ao aquecê-lo se torna marrom levemente avermelhado apresentando um aumento na sua viscosidade. Este comportamento se deve a ruptura dos anéis formando longas cadeias de átomos de enxofre que se enredam entre sí diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200 °C. Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso obtém-se uma massa elástica, de consistência similar a da goma, denominada enxofre plástico ( enxofre γ ) formada por cadeias que não tiveram tempo para reorganizarem em moléculas de S (^) 8; após certo tempo a massa perde a sua elasticidade cristalizando-se no sistema rômbico. Estudos realizados com raios X mostram que esta forma amorfa pode estar constituida por moléculas de S (^8) com uma estrutura de hélice em espiral. No estado de vapor também forma moléculas de S (^) 8, porém a a 780 °C já se alcança um
equilíbrio com moléculas diatômicas, S (^) 2,^ e^ acima^ de^ aproximadamante^1800 °C^ a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.
Aplicações O enxofre é usado em múltiplos processos industriais como, por exemplo, na produção de ácido sulfúrico para baterias, fabricação de pólvora e vulcanização da borracha. O enxofre também tem usos como fungicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e como conservantes em bebidas alcoólicas. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia como fixador já que dissolve o brometo de prata; e o sulfato de magnésio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfureto de hidrogénio (ácido sulfídrico).
Papel biológico Os aminoácidos cisteína, metionina homocisteína e taurina contém enxofre, formando as pontes de dissulfeto entre os polipeptídeos, ligação de grande importância para a formação
das estruturas espaciais das proteinas. É constituinte de algumas vitaminas, participando na sítese do colágeno, neutraliza os tóxicos e ajuda o fígado na secreção da bílis. É encontrado em legumes como aspargos, alhos-poró, alhos, cebolas, também em pescados, queijos e gema de ovos; diferentemente do inorgânico, o enxofre dos alimentos não é tóxico e seu excesso é eliminado pela urina: a sua deficiência retarda o crescimento.
As plantas absorvem o enxofre do solo como íon sulfato, e algumas bactérias utilizam o sulfeto de hidrogênio da água como doadores de elétrons num processo similar a uma fotossíntese primitiva.
Maiores informações: ciclo do enxofre
História
O enxofre (do latím sulphur, -ŭris) é conhecido desde a antiguidade. No século IX a.C. Homero já recomendava evitar a pestilência do enxofre.
Aproximadamente no século XII, os chineses inventaram a pólvora, uma mistura explosiva de nitrato de potássio ( KNO 3 ), carbono e enxofre.
Os alquimistas na Idade Média conheciam a possibilidade de combinar o enxofre com o mercúrio.
Somente nos finais da década de 1770 a comunidade científica convenceu-se, através de Antoine Lavoisier, de que o enxofre era um elemento químico e não um composto.
Abundância e obtenção
O enxofre é o 16º elemento em ordem de abundância, constituindo 0,034% em peso na
crosta terrestre, é encontrado em grandes quantidades na forma de sulfetos (galena) e de sulfatos (gesso). Na forma nativa é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e em minas de cinábrio, galena, esfalerita e estibina. É extraido pelo processo Frasch, processo responsável por 23% da produção, que consiste em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.
Também está presente, em pequenas quantidades, em combustíveis fósseis como carvão e petróleo, cuja combustão produz dióxido de enxofre que combinado a água resulta na chuva ácida, por isso, a legislação de alguns países exige a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraido do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre:
2 H2S + O 2 2 S + 2 H2O
A coloração variada de Io, a lua vulcânica de Júpiter se deve a presença de diferentes formas de enxofre no estado líquido, sólido e gasoso. O enxofre também é encontrado em vários tipos de meteoritos e, acredita-se que a mancha escura que se observa próximo a cratera lunar Aristarco deva ser um depósito de enxofre.
Compostos
Muitos dos odores desagradáveis da matéria orgânica se devem a compostos de carbono que contém o enxofre na forma de sulfeto de hidrogênio. Dissolvido em água é ácido ( pK (^) a
= 7,00, pKa2 = 12,92 ) e reage com os metais. Os sulfetos metálicos se encontram na natureza, sobretudo o de ferro( pirita ) que pode apresentar resistência negativa e a galena,
S 8 , o material obtido é elástico, com uma consistência de plástico, borracha.
Síntese do Cloreto de Hexamincobalto (III)
Os complexos cloreto de hexamin e cloreto de pentamin cobalto (III) são dois dos célebres compostos utilizados por Wemer e Jorgensen no estudo sistemático dos compostos de coordenação, que resultou na teoria de coordenação de Werner.
Cloreto de cobalto (II)
Cloreto de cobalto (II) é o composto químico com a fórmula CoCl2, embora o termo seja
usado também para se referir ao hexahidrato, o qual tem uma diferente composição química. CoCl 2 é azul, e o CoCl (^) 2·6H (^) 2O é rosa profundo. Por causa desta dramática
mudança de cor e pela facilidade da reação de hidratação/desidratação, o "cloreto de cobalto" é usado como um indicador para água e umidade. O hexahidrato rosa é um dos
mais comuns compostos de cobalto em laboratórios.
Preparação
Cloreto de cobalto (II) pode ser preparado em sua forma anidra do metal cobalto e gás cloro :
Co(s) + Cl 2(g) → CoCl 2(s)
A forma hidrata pode ser preparada do hidróxido de cobalto (II) ou carbonato de cobalto (II) e ácido clorídrico.
Co(OH)2 + 2 HCl → CoCl 2 + 2 H2O
CoCO3 + 2 HCl → CoCl 2 + H2O + CO 2 (g)
Por hidratação, em ambos os casos, após cristalização, por exemplo, se forma o hidrato.
Usos
Um uso comum para o cloreto de cobalto (II) é a detecção de umidade, por exemplo em agentes de secagem tais como sílica gel e também em papéis impregnados com este químico. Este uso está gradualmente sendo substituído em indicadores, devido à diretriz européia que determina que compostos com a presença do cloreto de cobalto sejam classficados como "tóxico".[carece de fontes^ ?]. Um destes indicadores sem cobalto é o cloreto de
cobre (II). Quando cloreto de cobalto (II) é adicionado como um indicador, o agente de secagem é azul quando ainda ativo, rosa quando exaurido, correspondendo a CoCl 2 anidro e hidratado, respectivamente. Similarmente, papel impregnado com cloreto de cobalto, conhecido como "papel de cloreto de cobalto" é usado para a detectar a presença de água
Procedimento experimental
Método I
O cloreto de hexamincobalto (III) será preparado de acordo com a reação:
Numa preparação típica, 240 g de CoCl 2 .6H 2 O e 160 de cloreto de amônio são adicionados a 200 ml de H 2 O. A mistura deve ser agitada até que quase todo o sólido adicionado tenha sido dissolvido. Adicionam-se então 4 g de carvão ativado e 500 ml de uma solução aquosa de amônia. A mistura deve ser aerada (borbulhar ar) durante 4 horas. Durante o processo de aeração, a solução, inicialmente vermelha, toma-se pouco a pouco "amarelo-queimada". O produto desejado cristali 0 0 1 F za-se à medida que a reação prossegue. A mistura de carvão ativado e produto deve ser filtrada, bem seca, adicionando-se então 25ml de ácido clorídrico concentrado, dissolvidos em 1500 ml de água quente. Quando todo o sal tiver se dissolvido (aumente a temperatura, se necessário), retira-se o carvão ativado por filtração a vácuo. O filtrado deve ser então colocado em banho de gelo e 400 ml de uma solução gelada (em banho de gelo, estando, portanto, na temperatura de fusão da água) de HCl concentrado é adicionada sob agitação. Depois que toda a mistura estiver a aproximadamente a 0°C, promove-se a filtração e o produto obtido deve ser lavado, sucessivamente, com 100 ml de uma solução gelada de etanol (60%), e com a mesma quantidade de etanol 95%. O composto deve secar à temperatura ambiente.
Método II O método baseia-se nas seguintes reações: AgNO 3 + NH 4 ClF 0 E 0AgCI + NH 4 NO (^3) AgCl + 2NH 3 F 0 E 0[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl CoCl 2 + [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 4NHF 0 E 0 3 [Co(NH 3 ) 6 ]Cl 3 + Ag
I. Dissolva 75 g de nitrato de prata em 200 em de H 2 O, e 25 g de cloreto de amônia em igual quantidade de água. Junte as duas soluções.
- O precipitado de cloreto de prata deve ser lavado sucessivas vezes com água (decantações sucessivas) e então dissolvido no menor volume possível de uma solução aquosa 20% de amômina (10 volumes de amônia 28% e 4 volumes de água); serão necessários cerca de 500 ml de solução. O complexo diamin prata obtido deve ser utilizado o mais rapidamente possível.
- 100 g de CoCI 2 .6H 2 O e 30 g de cloreto de amônia devem ser dissolvidos no menor volume possível de água a 40°C adicionando-se em seguida amônia 20%, até que o preci 0 0 1 F pitado inicialmente formado seja dissolvido, resultando uma solução violeta-avermelhada. Mistura-se esta última solução com a solução de prata amoniacal, deixando-se a mistura resultante em repouso entre 2 a 4 dias, à temperatura ambiente.
- O precipitado (complexo + prata metálica) deve ser filtrado, guardando-se o filtrado. O resíduo sólido deve ser agitado sucessivas vezes com porções de 50 ml de água, promo 0 0 1 F vendo-se em seguida filtração. Esta operação deve ser repe 0 0 1 F tida até que reste apenas prata metálica como resíduo. O volume total de filtrado (cerca de 500 ml) deve ser aquecido a 80°C, adicionando-se HCI concentrado até que a solu 0 0 1 F ção se torme turva. Resfriando-se a solução em banho de gelo, observa-se a precipitação do produto desejado.
Comentários
Síntese de Adutos entre Cobre, Cobalto e Uréia: Química de Coordenação no Estado Sólido
Várias são as rotas de síntese que podem ser utilizadas para a síntese de compostos de coordenação. Talvez a mais largamente empregada seja a dissolução do sal metálico (geralmente um haleto) e do ligante em um solvente (ou mistura de solventes) no qual o composto a ser formado seja insolúvel, ocorrendo sua precipitação, tão logo as soluções contendo o metal e o ligante sejam misturadas. Caso não haja imediata precipitação do composto, evaporação do solvente utilizado, adição de um novo solvente, ou resfriamento da solução são artifícios comumente empregados para esse fim de propiciar a precipitação do composto. Filtração, lavagem para a retirada do excesso de ligante e secagem são etapas subseqüentes envolvidas no isolamento e purificação do composto. Contudo, esta clássica rota de síntese em solução não é a única que pode ser empregada. Mistura direta entre haleto e ligante caso o ligante seja líquido; fusão do haleto ou do ligante (o que apresentar ponto de fusão mais baixo, que usualmente é o ligante) podem ser ainda utilizadas com sucesso como rota de síntese. Uma rota pouco explorada, porém bastante eficaz,consiste na reação no estado sólido (com ou sem aquecimento) na qual haleto metálico e ligante, ambos sólidos e misturados em quantidades estequiométricas, são triturados em almofariz. Esta última rota será a aqui empregada.
Ureia A Ureia (português europeu)^ ou Uréia (português brasileiro)^ é um composto orgânico cristalino, incolor, de fórmula CO(NH (^) 2)^2 (ou CH4N^ 2O), com um ponto de fusão de 132,7 °C. Tóxica, a uréia forma-se principalmente no fígado, sendo filtrada pelos rins e eliminada na urina ou pelo suor, onde é encontrada abundantemente; constitui o principal produto terminal do metabolismo protéico no ser humano e nos demais mamíferos. Em quantidades menores, está presente no sangue, na linfa, nos fluidos serosos, nos excrementos de peixes e de
muitos outros animais inferiores. Altamente azotado, o nitrogênio da uréia (que constitui a maior parte do nitrogênio da urina), é proveniente da decomposição das células do corpo e também das proteínas dos alimentos. A uréia também está presente no mofo dos fungos, assim como nas folhas e sementes de numerosos legumes e cereais. É solúvel em água e em álcool, e ligeiramente solúvel em éter.
Citrulina
A uréia foi descoberta por Hilaire Rouelle em 1773. Foi o primeiro composto orgânico sintetizado artificialmente em 1828 por Friedrich Woehler, obtido a partir do aquecimento do cianato de amônio (sal inorgânico). Esta síntese derrubou a teoria de que os compostos orgânicos só poderiam ser sintetizados pelos organismos vivos (teoria da força vital).
NH 4 (OCN) → CO (NH 2 ) 2
As principais aplicações da uréia são:
- (^) Na manufatura de plásticos, especificamente da resina uréia-formaldeído.
- Devido ao seu alto teor de nitrogênio, a uréia preparada comercialmente é utilizada na fabricação de fertilizantes agrícolas.
- Como estabilizador em explosivos de nitrocelulose.
- Na alimentação de ruminantes.
- Pode ser encontrada em alguns condicionadores de cabelo e loções.
Uréia em uma cela eletrolítica na deposição de cobre
A adição da uréia se faz necessária para a solução ficar isenta de íon nitrito que impedem a deposição completa do cobre; logo, em uma solução eletrolítica a finalidade da uréia é remover vestígios dos íons nitrito.
Reação:
2H +^ + 2NO 2 -^ + CO(NH 2 ) 2 → 2N 2 + CO 2 + 3H 2 O
Aduto
Aduto , em química, é uma molécula resultante, terminal ou mesmo final, AB, formada pela união direta de moléculas A e b, sem que se produzam mudanças estruturais nas porções A e B. Outras estequiometrias diferentes de proporções 1:1 são também possíveis, por exemplo 2:1.
Os adutos a princípio se formam entre ácidos de Lewis e bases de Lewis. Um bom exemplo seria a formação de adutos entre um ácido de Lewis como o borano e as bases de Lewis tetrahidrofurano (THF) ou éter etílico: BH (^) 3•THF, BH3•OEt (^) 2.
Adutos não são necessariamente moleculares na natureza. Um bom exemplo da química do estado sólido são os adutos de etileno ou monóxido de carbono de CuAlCl (^) 4. O segundo é
um sólido com uma estrutura em rede. Sobre a formação do aduto uma nova fase estendida é formada na qual as moléculas de gás são incorporadas (inseridas) como ligantes dos átomos de cobre dentro da estrutura. Esta reação pode também ser considerada uma reação entre uma base e um ácido de Lewis com o átomo de cobre como receptor de elétrons e os elétrons pi da molécula de gás no papel de doador [1].
Adutos desempenham papel significativo em alguns processos bioquímicos, e os estudos sobre tais compostos, como por exemplo em compostos quinoídicos, podem levar a novos tratamentos por fármacos para quimioterapia.
Procedimento experimental Como haleto será utilizados os cloretos de cobalto CoCI 2 .6H 2 O respectivamente. Como ligante será utilizada a uréia. Deve-se triturar haleto e ligante para se obter os compostos utilizando-se as proporções (em mol) 1 :4 para o cobalto.
Questões
a) (^) Que vantagens a síntese efetuada no estado sólido apresenta em relação às outras rotas de síntese?