RELATÓRIO DAS ATIVIDADES LABORATORIAS

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1 NOME DA ATIVIDADE LABORATORIAL: 1.2. UM CICLO DE COBRE Será possível reciclar uma substância usando processos químicos com rendimento 100%? OBJETIVOS: Entender a possibilidade de reciclar um metal por processos químicos com rendimento de 100% concluindo acerca da eficácia do processo. INTRODUÇAO TEÓRICA: Face à questão problema colocada propõe-se a realização das reações que constituem o ciclo de cobre. Este ciclo inicia-se com o cobre no estado elementar e por várias reações pretendese separar os vários componentes de compostos de cobre voltando a obter cobre no estado elementar no final. E Cu A CuSO 4 Cu(NO 3 ) 2 D B CuO C Cu(HO) 2 Ao longo do trabalho experimental é fundamental reconhecer as alterações reacionais em todas as etapas do ciclo de cobre para confirmar a existência ou não de reação química que permita concluir acerca da existência de certos elementos ligados ao cobre e que reagem na presença de certas substâncias. NOTA: as reações químicas podem facilmente identificadas quando ocorre mudança de cor, variação da temperatura, libertação de gás, formação de um precipitado, formação de chama ou carbonização de uma substância.

2 Durante esta atividade laboratorial é importantíssima a identificação das espécies químicas envolvidas em cada uma das etapas de modo a concluir acerca do estado da amostra antes e depois de uma determinada etapa do ciclo de cobre. A etapa A corresponde à formação de um composto, por exemplo, uma indústria que recorre ao cobre para produzir um composto. Este composto quando deixa de ser útil poderá ser reciclado, sendo assim as etapas B, C, D e E correspondem ao processo de reciclagem do cobre de modo que se possa reutilizar esse metal. No caso apresentado corresponde à recuperação do cobre (Cu) que se encontra no nitrato de cobre (Cu (NO3)2). O objetivo será não só averiguar os processos necessários para a reciclagem mas também concluir acerca do rendimento da reação. Será portanto importante comparar a massa de cobre esperada no fim do processo com a que se obterá realmente, bem como a ponderação dos custos energéticos e de recursos necessários à reciclagem deste composto. A atividade laboratorial pressupõe a utilização de reagentes que requerem cuidados de segurança bastante importantes, daí ser da máxima importância a leitura e analise das simbologias/informações de perigo dos rótulos dos reagentes. Como o cuidado com o meio ambiente é cada vez mais considerado um problema de caráter mundial e pessoal, é necessário minimizar a utilização dos reagentes potencialmente perigosos para o meio ambiente, deste modo a realização da atividade laboratorial será em microescala, minimizando assim os custos e a utilização dos reagentes. MATERIAL: Balão volumétrico (100mL) Gobelé (250mL) Erlenmeyer com rolha (250mL) Pipetas de beral e suporte Pipetas conta-gotas Pipetas de 5mL Placa de aquecimento Tubos de ensaio e suporte Vareta de vidro Vidro de relógio

3 REAGENTES: Água desionizada Álcool etílico Ácido clorídrico (HCl) (HCl) = 3 mol dm -3 Ácido nítrico (HNO3) (HNO3) = 70% (m/m) ou 15 mol dm -3 Ácido sulfúrico (H2SO4) (H2SO4) = 6 mol dm -3 Nitrato de cobre (Cu (NO3)2) (Cu (NO3)2) = 1 mol dm.3 Hidróxido de sódio (NaHO) Fio de cobre (NaHO) = 2 mol dm -3 Zinco metálico pulverizado (Zn em pó) PROCEDIMENTO: PONTO DE PARTIDA: COBRE METÁLICO 1. Cortar um fio de cobre de modo a obter uma amostra com cerca de 0.3g, mergulhar numa solução de ácido clorídrico, lavar com álcool e secar com papel. 2. Pesar a amostra a registar o valor da massa efetivamente medida. 3. Enrolar o fio e coloca-lo no fundo de um erlenmeyer de 250ml. REAÇÃO A: Cu (s) + 2HNO3 (aq) Cu(NO3)2 (aq) + H2O (l) 1. Adicionar na hotte 4.0ml de HNO3 concentrado e tapar o erlenmeyer. 2. Agitar suavemente até à dissolução completa do fio de cobre. 3. Observar e registar as alterações. 4. Transferir a solução para um balão volumétrico de 100ml e proceder a várias lavagens do ernlenmeyer com água e perfazer o volume do balão volumétrico com água.

4 REAÇÃO B: Cu(NO3)2 (aq) + 2NaHO (aq) Cu(HO)2 (aq) + 2NaNO3 (aq) 1. Transferir com uma pipeta 5ml da solução de Cu(NO3)2 (aq) para um tubo de ensaio. 2. Adicionar, gota a gota, a solução de NaHO recorrendo a uma pipeta de berall, agitando se necessário com uma vareta de vidro, para precipitar Cu(HO)2 ate não haver formação de mais precipitado. 3. Registar todas as observações. REAÇÃO C: Cu(HO)2 (s) CuO (s) + H2O (l) 1. Aquecer, em banho-maria, quase até à ebulição, a solução contida no tubo de ensaio, agitando sempre para uniformizar o seu aquecimento Quando a reação estiver completa, retirar do aquecimento e arrefecer o tubo de ensaio em água corrente Deixar a repousar o sólido e retirar o liquido sobrenadante com o auxilio de uma pipeta ou por decantação Proceder à lavagem do solido com 3 a 4ml de água desionizada, agitar e decantar mais uma vez (ou centrifugar).

5 REAÇÃO D: CuO (s) + H2So4 CuSO4 (aq) + H2O (l) 1. Adicionar ao sólido (CuO (s)), gota a gota, a solução de H2SO4 recorrendo a uma pipeta de beral até dissolver todo o sólido. 2. Registar as alterações. 3. Transferir a solução de CuSO4 (aq)para um tubo de ensaio. REAÇÃO E: CuSo4 (aq) + Zn(s) Cu(s) + ZnSo4 (aq) 1. Adicionar de um só vez cerca de 0.3g de zinco em pó, agitando até ao líquido sobrenadante ficar incolor (se necessário adicionar um pouco mais de zinco). NOTA: Se for adicionado Zn que não reagiu adicionar, gota a gota, uma solução de HCl. 2. Registar as observações. 1. Quando não se observar mais libertação de gás, decantar o liquido. 2. Lavar o sólido com cerca de 3 a 4ml de água desionizada e decantar novamente o líquido. Repetir este procedimento pelo menos mais duas vezes. 3. Pesar o sólido e com a ajuda de uma vareta de vidro policia, transferir o sólido (Cu) para um vidro de relógio. 4. Colocar o vidro de relógio em uma estufa (secar na estuda) e controlar a temperatura. 5. Pesar novamente e registar para posterior cálculo de rendimento.

6 RESULTADOS EXPERIMENTAIS: Observações: (A): Cu(s) + 4HNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2H2O(l) + 2NO2(g) Reação de oxidação-redução: - a realização do procedimento adjacente a esta reacção foi executada na hotte, devido à libertação de vapores tóxicos (NO2); - após a adição de 4,0 ml de HNO3 concentrado, a solução adquiriu uma coloração amarela, e junto aos fios de cobre uma coloração verde. Os gases (NO2) tornaram-se castanhos. - após a dissolução, o produto resultante (Cu(NO3)2) ficou azul esverdeado (claro); - adicionámos directamente 100 ml de água desionizada ao erlenmeyer e não num balão volumétrico como diz o protocolo, para evitar ao máximo os desperdícios e para colocar como reagentes em excesso todos menos o cobre que deverá ser o nosso reagente limitante; - após esta adição de água desionizada a solução tornou-se azul mais clara (formação de um ião complexo sendo a água a responsável por este tom mais claro); Notas: Adicionou-se o ácido nítrico (HNO3) e não outro ácido porque é o único que possui poder oxidante superior ao do cobre (Cu) e por isso é o único que o consegue oxidar, sendo este o principal objectivo nesta etapa. Por outro lado ao libertar-se os gases de dióxido de azoto (NO2) provenientes da reação com este ácido, fornece-se uma maior extensão à reacção, uma vez que esta vai evoluindo, segundo o Princípio de Le Châtelier, no sentido direto (sentido da formação do produto). (B): Cu(NO3)2(aq) + 2NaOH(aq) Cu(OH)2(s) + 2NaNO3(aq) Reação de precipitação ou de permuta iónica: - não utilizámos tubo de ensaio como sugere o protocolo, continuando a conter a solução no erlenmeyer, porque assim não se iria conseguir obter uma massa de cobre final suficiente à pesagem. - adicionámos 30 ml de NaHO (reagente em excesso) com a ajuda de uma proveta, até que todo o cobre reagisse;

7 - após esta adição a solução adotou uma cor azul mais intensa; - no final da colocação dos 30 ml de NaHO na nossa solução, adicionámos mais uma gotinhas deste reagente para verificar se todo o cobre já tinha reagido, isto é, se já se tinha todo precipitado e convertido em hidróxido de cobre. Pois pela não mudança de cor da solução para azul mais escura ao caírem os iões de NaHO conclui-se que o cobre já tinha então todo reagido. (C): Cu(OH)2(s) CuO(s) + H2O(l) por aquecimento Reação de decomposição térmica: - deviamos ter realizado o banho térmico como sugere o protocolo, de modo a uniformizar o aquecimento. Mas pela falta de tempo realizámos diretamente o aquecimento, colocando o erlenmeyer sobre a manta de aquecimento; - ao longo do aquecimento para o uniformizar fomos agitando a solução com a ajuda de luvas específicas; - com este aquecimento, a solução foi adotando ao longo do tempo um tom azul mais escuro (quase negro) e numa parte mais terminal um tom esverdeado, tendo ocorrido sempre a libertação de gases; - no final do aquecimento (imediatamente antes da solução entrar em ebulição), a solução possuía uma cor aproximadamente preta; - nesta etapa do procedimento ocorreu a conversão do hidróxido de cobre II em óxido de cobre II (sólido). - para aumentar a rapidez de arrefecimento colocámos água a correr sobre o erlenmeyer e de seguida deixámos depositar o sólido; - após a deposição do sólido realizámos a decantação, extraindo o líquido sobrenadante (um pouco perigoso); seguidamente lavámos duas vezes o sólido com 30/40 ml de água destilada de cada vez, de modo a lavar as paredes do balão e a minimizar os desperdícios; - nas decantações apesar de todo o cuidado (repouso), devido à falta de tempo houve desperdício, tendo passado algum sólido para o líquido decantado, nomeadamente aquele que se encontrava em suspensão neste líquido. Isto irá afetar o rendimento.

8 (D): CuO(s) + H2SO4(aq) CuSO4(aq) + H2O(l) Reação ácido-base: - adicionámos o ácido sulfúrico com a pipeta de Beral inicialmente cheia (3mL); - agitámos e a solução adquiriu uma cor verde/incolor; - posteriormente voltámos a adicionar, agora gota a gota, um pouco mais de ácido (continuando a agitar), até a solução ficar completamente incolor e posteriormente azul clarinha. (E): CuSO4(s) + Zn(s) Cu(s) + ZnSO4(aq) Reação oxidação-redução: (Zn(s) + HCl(aq) ZnCl(aq) + H2(g)) - pesámos 0,39g de zinco pulverizado, utilizando máscara uma vez que este afeta os pulmões, e adicionámo-lo de uma só vez à solução; - fomos adicionando mais um pouco deste tipo de zinco (cerca de 1,3 g) até a solução ficar incolor, o que significa que todo o cobre já estava reduzido, sendo este o objectivo último. Massa total de zinco adicionado: 0,39+1,3=1,69g - seguidamente adicionámos na hotte gota a gota HCl concentrado à solução (foi concentrado porque na solução está presente bastante líquido sobrenadante capaz de diluir o ácido), de modo a eliminar a possível existência ainda de zinco por reagir. Pois devido aos potenciais padrão de redução do cobre e do zinco escolheu-se este ácido porque é aquele que só interfere com o zinco e não com o cobre, sendo este o objetivo. - a cada adição de gota verificámos a libertação de gás hidrogénio (H2); - deixámos de adicionar o ácido quando se deixou de visualizar a libertação de mais gás; - decantámos líquido sobrenadante e colocámos o depósito de cobre num vidro de relógio previamente pesado; Nesta decantação foi impossível não decantar o sólido em suspensão, e

9 na passagem do sólido para o vidro de relógio foi impossível evitar os desperdícios e os resíduos agarrados ao erlenmeyer. Tudo isto irá afetar o rendimento. - limpámos o sólido adicionando acetona para tentar remover o mais possível os resíduos de cobre do erlenmeyer. Esta (acetona) ao ser bastante volátil vai evaporar rapidamente facilitando a secagem na estufa e ao possuir a capacidade de agarrar a água vai arrastar essa água que ainda se encontra no sólido para fora deste. - o depósito de cobre do vidro de relógio antes de ir à estuda apresentava uma cor vermelha acastanhada (cobrial); -demos conta de que algumas partículas do depósito possuíam uma cor acinzentada, o que poderá ser zinco e o que provavelmente irá afetar o rendimento, aumentando-o.

10 CÁLCULO E TRATAMENTO DE RESUTADOS: Cálculo do rendimento

11 CONCLUSAO E AVALIAÇAO CRITICA: