Quimica geral ii exp 2012

UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO INSTITUTO DE QUÍMICA

Guia de Laboratório 2012

QFL 4020 – Química Geral II

Docentes Liliana Marzorati Gianluca Camillo Azzellini Paola Corio Pedro Henrique Cury Camargo

ALUNO:_______________________________________

Sumário CRONOGRAMA DE LABORATÓRIO ______________________________________________ 3 EXP 1. EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE I ______________________________________________ 1 EXP 2. EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE II _____________________________________________ 3 EXP 3. EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE __________________________________________ 6 EXP 4. EQUILÍBRIO QUÍMICO __________________________________________________ 8 EXP 5. ESTRUTURA I ________________________________________________________ 10 EXP 6. ESTRUTURA II________________________________________________________ 20 EXP 7. SÍNTESE DE UM COMPOSTO DE COORDENAÇÃO ____________________________ 27 EXP 8. ANÁLISE DE UM COMPOSTO DE COORDENAÇÃO____________________________ 29

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Cronograma de Laboratório

30 agosto

Experimento 1

EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE I

6 de setembro

Semana da Pátria

13 de setembro

Experimento 2

20 de setembro

Semana da Química

27 de setembro

Experimento 3

EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE

4 de outubro

Experimento 4

EQUILÍBRIO QUÍMICO

11 de outubro

Prova de Laboratório 1

18 de outubro

Experimento 5 (Turma A)

EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE II

ESTRUTURA I e II

Experimento 6 (Turma B) 25 de outubro

Experimento 5 (Turma B)

ESTRUTURA I e II

Experimento 6 (Turma A) 1 de novembro

Experimento 7

SÍNTESE DE UM COORDENAÇÃO

COMPOSTO

DE

8 de novembro

Experimento 8

ANÁLISE DE UM COORDENAÇÃO

COMPOSTO

DE

15 de novembro

Feriado

22 de novembro

Prova de Laboratório 2

29 de novembro

Atividade Extra

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EXP 1. EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE I OBJETIVOS    

Preparar soluções.

Verificar a concentração de uma solução preparada.

Ponderar sobre as possíveis causas de erros em preparação de soluções.

Determinar a concentração de ácido acético em uma amostra de vinagre.

TAREFAS PRÉ-LABORATÓRIO    



Ler atentamente o roteiro do experimento.

Quais os principais cuidados necessários para manipular os reagentes que serão empregados no experimento. Importante: manipulação de ácidos e bases fortes!

Elabore os cálculos necessários para a preparação de todas as soluções desse experimento.

Prepare-se para realizar a padronização de soluções usando padrão primário. O que é um padrão primário? Por que é necessário padronizar a solução? Qual o princípio desta determinação? Traga as equações e os cálculos necessários.

Represente todas as operações na forma de um fluxograma do experimento

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1.

Preparação de soluções de ácido e base forte

Prepare 50 mL de uma solução 1 mol L-1 de HCl a partir dos reagentes comerciais e reserve.

Prepare 50 mL de uma solução 1 mol L-1 de NaOH a partir dos reagentes comerciais e reserve.

Utilizando as soluções preparadas, misture os volumes necessários de cada uma das soluções para preparar 20 mL de uma solução neutra. Utilize indicador universal para verificar o pH da solução final. Observe e pondere sobre o resultado.

2. Preparação de uma solução a partir de uma solução estoque mais concentrada Prepare 250 mL de uma solução 0,1 mol L-1 de NaOH a partir da solução 1 mol L-1 preparada na Parte 1 e reserve.

Prepare 100 mL de uma solução 0,1 mol L-1 de HCl a partir da solução 1 mol L-1 preparada na Parte 1 e reserve.

3. Padronização de uma solução de NaOH Utilize o biftalato de potássio (padrão primário) para padronizar a solução de NaOH 0,1 mol L-1 preparada na Parte 2.

1

Que massa de biftalato de potássio (KC8H5O4) deve-se empregar para a padronização de uma solução de NaOH ~0,1 mol L-1? Justifique.

Carregue uma bureta de 50 mL com a solução de NaOH 0,1 mol L-1 preparada na Parte 2.

Pese _____ g de biftalato de potássio e transfira para um erlenmeyer.

Dissolva o sólido em 50 mL de água (esse volume de água tem que ser exato?) e adicione 2 a 3 gotas de solução de fenolftaleína.

Titule com adição lenta da solução de hidróxido de sódio até o ponto de viragem do indicador.

Anote o volume gasto.

Faça a determinação em duplicata. Calcule a concentração da solução de NaOH. 4. Determinação da concentração de uma solução de HCl Utilize a solução de NaOH padronizada no item 3 para determinar a concentração de uma solução de HCl ~0,1 mol L-1 preparada na Parte 2.

Faça a determinação em duplicata. Calcule a concentração da solução de HCl. 5. Determinação da concentração de ácido acético em vinagre O vinagre é uma solução diluída de ácido acético (4 a 5% em massa). Nesse experimento, verificaremos se o produto atende às especificações de qualidade.

Pese um erlenmeyer de 250 mL (seco externamente) em uma balança semi-analítica, cuja legibilidade seja de 0,001 g. Meça, com o auxílio de uma pipeta volumétrica, 5,00 mL de vinagre e transfira-o para o erlenmeyer. Pese o conjunto na mesma balança utilizada anteriormente. Anote a massa.

Adicione cerca de 35 mL de água destilada e 2 a 3 gotas de solução de fenolftaleína.

Titule com a solução de NaOH (concentração exata determinada na Parte 3).

Faça a determinação em duplicata. Calcule o conteúdo de ácido acético no vinagre, reportando o resultado em gramas de ácido acético por 100 g de vinagre.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. E. Giesbrecht et al., PEQ, "Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos", Ed. Moderna e EDUSP, 1982.

2. A.I. Vogel, "Análise Inorgânica Quantitativa", 4a. ed., Ed. Guanabara, Rio de Janeiro, 1986.

3. T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten e J.R. Burdge, Química – a ciência central, PearsonPrentice Hall, São Paulo, 9ª. ed., 2005.

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EXP 2. EQUILÍBRIOS ÁCIDO-BASE II OBJETIVOS  Investigar a ação de um indicador em titulações ácido-base.  Determinar a massa molar de um ácido.  Preparar e observar sistemas ácido-base em equilíbrio.  Verificar os efeitos da variação de concentração sobre a posição de equilíbrio.  Investigar as propriedades de soluções tampão.

TAREFAS PRÉ-LABORATÓRIO  

Ler atentamente o roteiro do experimento.

Numa titulação: 1) O frasco erlenmeyer que irá receber a alíquota a ser titulada pode estar molhado? Explique. 2) A bureta que irá receber o titulante pode estar molhada? Explique.

3) A pipeta volumétrica que irá transferir a alíquota da amostra a ser titulada pode estar molhada? Explique.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Determinação da Massa Molar de um Ácido Pese cerca de 0,200 g de uma amostra de um ácido de composição desconhecida e coloque em um erlenmeyer limpo (precisa estar seco?). Adicione aproximadamente 10 mL de álcool etílico e agite até dissolver o ácido. Adicione três gotas de fenoftaleína e titule com a solução de NaOH  0,1 mol L-1 fornecida (anote a concentração exata no rótulo). Faça a determinação em duplicata.

Calcule a massa molar do ácido utilizado, e proponha a estrutura do ácido orgânico.

2.

Titulação ácido-base (ácido fosfórico x NaOH)

Meça 25 mL da amostra contendo ácido fosfórico e titule com a solução  0,1 mol L-1 de hidróxido de sódio fornecida (anote a concentração exata indicada no rótulo). Utilize indicador universal para determinar os dois pontos de equivalência.

Faça a determinação em duplicata. Calcule a concentração de ácido fosfórico.

3. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de ácido fraco Coloque, em dois tubos de ensaio, 2 a 3 mL (1 mL ~ 20 gotas) de solução de ácido acético 0,2 mol L -1 e adicione 2 a 3 gotas de solução de indicador universal (mistura de vermelho de metila, fenolftaleína e azul de bromotimol). Anote o valor do pH. Verifique o que ocorre adicionando a um dos tubos 2 a 3 mL de água destilada e, ao outro tubo, igual volume (de 10 em 10 gotas) de solução de acetato de sódio 0,4 mol L-1. Anote o pH e a cor da solução após cada adição. Agite sempre o tubo de ensaio.

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4. Efeito do íon comum em equilíbrio de dissociação de base fraca Coloque, em dois tubos de ensaio, 2 a 3 mL (1 mL ~ 20 gotas) de solução de hidróxido de amônio 0,2 mol L-1 e adicione 2 a 3 gotas de solução de indicador universal. Anote o valor do pH. Verifique o que ocorre adicionando água destilada (volume igual) a um dos tubos e, ao outro tubo, igual volume (de 10 em 10 gotas) de solução de cloreto de amônio 0,4 mol L -1. Anote o pH e a cor da solução, após cada adição. Agite sempre o tubo de ensaio.

5.

Estudo de solução tampão

Misture soluções de ácido acético 0,2 mol L-1 e acetato de sódio 0,4 mol L-1, de modo a ficarem com concentrações próximas na solução resultante, cujo volume final deve ser de 6 a 10 mL. Divida esta solução em dois tubos de ensaio e adicione indicador universal. Verifique o efeito da adição de algumas gotas de HCl 0,1mol L-1 num tubo e de NaOH 0,1 mol L-1 no outro tubo. Nos dois tubos, as 10 primeiras gotas devem ser adicionadas uma a uma e depois de 10 em 10. Compare as cores com a cor da solução final do item a.

Compare com o efeito da adição de HCl e NaOH, separadamente, sobre água destilada contendo indicador universal.

6.

pH de soluções de sais

Verifique com solução de indicador universal o pH de soluções ( 40 gotas) dos seguintes sais em água: cloreto de amônio, acetato de sódio, carbonato de sódio, hidrogenocarbonato de sódio, hidrogenossulfato de potássio, fosfato de sódio, monohidrogenofosfato de sódio, dihidrogenofosfato de sódio e nitrato ou cloreto de alumínio.

Inicialmente, adicione as soluções em tubos de ensaio e coloque numa estante mantendo uma ordem conhecida (identifique os tubos). Adicione indicador a todos os tubos e agite. Anote o pH de cada solução e compare.

7.

Propriedades anfotéricas

Em três tubos de ensaio, misture volumes iguais ( 10 gotas) de soluções de cloreto de zinco 0,5 mol L-1 e hidróxido de sódio 0,1 mol L-1. Agite e observe o resultado da reação.

A um dos tubos, adicione gota a gota solução de NaOH 1,0 mol L-1. Ao segundo tubo adicione gota a gota solução de HCl 1,0 mol L-1. Finalmente, ao terceiro tubo adicione gota a gota solução de hidróxido de amônio 1,0 mol L-1. A cada adição, agite e observe.

8.

Ação tamponante

Adicione 5 mL das soluções de pH conhecido disponíveis no laboratório em tubos de ensaio.

Utilizando um indicador misto de pH (mistura de vermelho de metila, azul de bromotimol, azul de timol e fenolftaleína), construa uma escala de referência de cores e pH das diversas soluções (adicione 10 gotas do indicador).

A partir de uma solução estoque de tampão HAc/Ac- (1,0 mol L-1/1,0 mol L-1), prepare por diluição com água destilada soluções com as seguintes composições: 0,1 mol L-1 /0,1 mol L-1, 0,3 mol L-1/0,3 4

mol L-1 ou 0,5 mol L-1 /0,5 mol L-1. Após preparar as soluções tampão, adicione 5 mL de cada uma delas a tubos de ensaio. Adicione também 10 gotas do indicador universal e anote a cor da solução resultante. Com auxílio de um conta-gotas, adicione lentamente (gota a gota) solução de NaOH 1,0 mol L-1 aos tubos de ensaio que contêm os tampões. Sempre que houver mudança de coloração, anote o número de gotas adicionadas. Ao término da titulação, construa um gráfico de pH x número de gotas da solução de NaOH. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. E. Giesbrecht et al, PEQ,"Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos", Ed. Moderna e EDUSP, 1982, exp. 13.5, p.106.

2. R. Isuyama et al., “Experimentos sobre equilíbrio químico”, GEEQUIM, IQUSP, 1985, cap. II, exp.

II.1, p.35.

3. C.R. Silva e J.A. Simoni, Química Nova, 23 (2000) 405.

4. A.I. Vogel, "Análise Inorgânica Quantitativa", 4a. ed., revista por J. Bassett, R.C. Denney, G.H. Jeffery e J. Mendham, traduzida por A. Espínola, Ed. Guanabara, Rio de Janeiro, 1986, cap. X, parte A.1, p. 178 (teoria das titulações ácido-base), parte B.1, p. 223 (procedimentos).

5. T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten e J.R. Burdge, Química – a ciência central, PearsonPrentice Hall, São Paulo, 9ª. ed., 2005.

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EXP 3. EQUILÍBRIOS DE SOLUBILIDADE OBJETIVOS  

Aprender as técnicas de operação com resina de troca iônica e titulação ácido-base.

Utilizar os conceitos envolvidos no princípio de Le Chatelier. Determinar o Kps do bromato de prata em água.

TAREFA PRÉ-LABORATÓRIO   

Ler atentamente o roteiro do experimento.

Prepare-se para o experimento, lendo previamente as referências 1 e 2 para familiarizar-se com o procedimento experimental, em especial aquele envolvendo resinas de troca iônica.

Represente todas as operações na forma de um fluxograma do experimento (uma cópia deve ser entregue no início da aula e outra deve ser mantida para acompanhamento do experimento)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1. PREPARO DA COLUNA DE RESINA Coloque água destilada em uma coluna de vidro (usaremos uma bureta) e introduza, com o auxílio de um bastão de vidro, um pequeno chumaço de algodão. Este deverá ficar junto à torneira.

Meça cerca de 10 mL de resina catiônica na forma H+ (Amberlite IR-120 H+) em um béquer pequeno e transfira para a coluna, aos poucos e com auxílio de jatos de água destilada. Atenção: a resina na coluna deve ficar sempre coberta com água para impedir a formação de bolhas de ar e canais no seu interior, que diminuem sua capacidade de troca iônica.

Lave a resina com água destilada (tome cuidado para não deixar a coluna de resina secar) até que o pH da água que sai da coluna seja igual ao da água destilada (verifique com papel indicador universal). A velocidade de escoamento do líquido que sai da coluna deve estar entre 80 a 90 gotas por minuto.

2. DETERMINAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO DE Ag+ NA SOLUÇÃO SATURADA DE AgBrO3 Meça, com uma proveta, cerca de 70 mL da suspensão de bromato de prata e verifique a sua temperatura. Filtre a suspensão, utilizando funil de vidro e papel de filtro secos, e recolha o filtrado num béquer de 100 mL limpo e seco.

Utilizando uma pipeta volumétrica de 25 mL, retire duas alíquotas (total 50 mL) da solução saturada (reserve o restante para o ensaio 4) e transfira diretamente para a coluna de resina. Sob esta coloque um erlenmeyer de 250 mL limpo. Deixe que a solução eluente goteje com a velocidade entre 45 a 50 gotas por minuto.

Quando o líquido dentro da coluna estiver cerca de 0,5 cm acima do nível da resina, adicione cerca de 10 mL de água destilada e continue recolhendo o líquido eluente no mesmo erlenmeyer. Repita

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essa operação de lavagem da coluna com mais duas porções de 10 mL de água destilada, sempre cuidando para não deixar a coluna de resina secar.

Adicione à solução eluída 8 a 10 gotas de indicador vermelho de metila (vermelho em meio ácido e amarelo em meio básico) e titule com solução padronizada de hidróxido de sódio, 0,02 mol L-1, sob agitação, até o indicador mudar de cor. A adição do titulante deve ser feita gota a gota. Anote o volume gasto e a concentração exata da solução de NaOH padronizada.

Para assegurar-se de que todo o ácido formado na coluna de resina foi transferido para o erlenmeyer, coloque 10 mL de água destilada na coluna e deixe escoar, lentamente, no erlenmeyer original. Se ocorrer mudança na cor do indicador, continue a titular com o hidróxido de sódio, até nova viragem. Anote o volume total de hidróxido de sódio gasto. Reserve a solução titulada para o ensaio 4.

3. REGENERAÇÃO DA RESINA Meça numa proveta cerca de 20 mL de ácido nítrico 6 mol L-1. Passe essa solução lentamente através da coluna de resina e recolha a solução eluída num recipiente limpo (reserve para o ensaio 4). Lave a resina, em seguida, com água destilada, até que o líquido eluente apresente o mesmo pH da água destilada. Coloque a resina recuperada no frasco apropriado.

4. ACOMPANHAMENTO QUALITATIVO DA EFICIÊNCIA DA TROCA IÔNICA Coloque um pouco da solução saturada de bromato de prata (da parte 2) em um tubo de ensaio, adicione algumas gotas de solução de cloreto de sódio, observe e anote suas observações.

Repita o teste usando a solução titulada (da parte 2) e a solução obtida na regeneração da resina (da parte 3).

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. E. Giesbrecht et al., PEQ, "Experiências de Química - Técnicas e Conceitos Básicos", Ed. Moderna e EDUSP, 1982, cap. 3 e cap. 24.

2. T. L. Brown, H. E. LeMay Jr., B. E. Bursten, J. L. Burdge, “Química a Ciência Central”, 9 o edição, Pearson-Prentice Hall, 2005.

3. J. C. Kotz, P. M. Treichel “Química Geral e Reações Químicas”, Tradução da 6a edição Americana, Cengage Learning, 2009.

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EXP 4. EQUILÍBRIO QUÍMICO OBJETIVOS   

Observar evidências experimentais que sugerem a ocorrência de reações de precipitação e complexação.

Equacionar corretamente as reações envolvidas na precipitação e complexação.

Escrever corretamente as fórmulas dos produtos formados.

TAREFA PRÉ-LABORATÓRIO  

Ler atentamente o roteiro do experimento.

Prepare-se para o experimento lendo sobre o assunto (equilíbrios de solubilidade, formação de íons complexos).

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL ESTUDOS QUALITATIVOS DE EQUILÍBRIO Reações de cátions usuais com base forte e base fraca envolvem precipitação e eventual redissolução com formação de complexos.

Base forte

Base forte

gota a gota

excesso

Insolúvel no excesso (IE) O que ocorre?

Mex+ Dissolução Formação de complexo

ppt Base fraca

Base fraca

gota a gota

excesso

Insolúvel no excesso (IE) O que ocorre?

Mex+ ppt

Dissolução Formação de complexo

Num tubo de ensaio adicione 6 gotas do cátion Mex+ (listados na tabela anexa). Inicialmente anote a coloração da solução e em seguida as cores dos produtos formados em cada reação.

Execute os testes, observando cuidadosamente o que ocorre em cada caso.

Complete a tabela escrevendo as fórmulas dos produtos formados. Escreva, corretamente, as equações das reações observadas (ver modelo abaixo). a) Fe3+ (aq) +3OH- (aq) Fe(OH)3 (s) + OH- (aq) b) Fe3+ (aq) + 3NH3 (aq) Fe(OH)3 (s)+ 3NH3 (aq) c) Cd2+(aq) + 2NH3(aq) Cd(OH)2 (s) + 6NH3(aq)

Fe(OH)3 (s) (ppt. vermelho acastanhado) I.E. 3 NH4+(aq) + Fe(OH)3 (s) (ppt. verm. acast.)

I.E. 2 NH4+(aq) + Cd(OH)2 (s) (ppt. branco) [Cd(NH3)6]2+ (aq) Incolor + 2OH- (aq)

8

Preencha a tabela conforme os resultados. Anote as fórmulas e as cores dos produtos.

Base forte (OH-(aq)) Base fraca (NH3(aq)) Cátion Gotas Excesso Gotas Excesso + Ag Hg22+ Hg2+ Pb2+ Sn2+ Cu2+ Bi3+ Cd2+ Al3+ Cr3+ Fe3+

Fe(OH)3 (s) Vermelho acastanhado

I.E.

Fe(OH)3 (s) Vermelho acastanhado

I.E.

Fe2+ Co2+ Ni2+ Mn2+ Zn2+ Mg2+

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. A.I. Vogel, Química Analítica Qualitativa, Ed. Mestre Jou, São Paulo, 1981.

2. T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten e J.R. Burdge, Química – a ciência central, PearsonPrentice Hall, São Paulo, 9ª. ed., 2005, cap. 17.

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EXP 5. ESTRUTURA I ABSORÇÃO E EMISSÃO DE LUZ

OBJETIVOS   

Verificar alguns parâmetros que determinam a coloração de uma amostra.

Diferenciar espectros de emissão de espectros de absorção.

Observar a emissão de luz característica de certos metais através de testes de chama.

INTRODUÇÃO Luz e cor As primeiras teorias sobre a natureza da luz e a origem das cores tiveram início na Grécia Antiga, mas a formulação da teoria moderna sobre as cores se deve a Isaac Newton (século XVII).

Newton observou que um feixe de luz solar branca se desdobra numa série de feixes de luz de cores diferentes (vermelho, laranja, amarelo, verde, azul e violeta) ao atravessar um prisma. A partir dessa observação pôde concluir que: - a luz solar branca deve ser constituída por luzes de todas as cores separadas pelo prisma; - o prisma é capaz de dispersar a luz branca em seus constituintes, que apresentam cores distintas. As luzes de diferentes cores atravessam o material do prisma com velocidades diferentes e, portanto, possuem diferentes ângulos de refração.

A variação do ângulo de refração da luz está diretamente relacionada com a natureza ondulatória da luz incidente. Luz é uma forma especial de energia conhecida como radiação eletromagnética (o nome se deve à associação dos campos elétrico e magnético oscilantes com a radiação). Uma propriedade característica de toda radiação eletromagnética é a freqüência de oscilação do campo, , que não sofre qualquer modificação em função do meio através do qual se propaga. Entretanto, como a velocidade de propagação de uma onda depende do meio, ocorre uma alteração no comprimento de onda de acordo com a expressão: v i =  i , onde o subscrito i representa um determinado meio de propagação da onda, v é a velocidade de propagação da onda, e  e  são respectivamente a freqüência e o comprimento de onda da radiação eletromagnética.

O índice de refração é definido por:

i 

c vi

onde n é o índice de refração e c e v são as velocidades da luz no vácuo e da onda eletromagnética no meio i, respectivamente.

Quando a radiação passa em ângulo através da interface entre dois meios transparentes que têm diferentes densidades, é observada uma mudança abrupta na direção, ou refração, do feixe como conseqüência da diferença de velocidade da radiação nos dois meios. Quando o feixe 10

passa de um meio menos denso a um mais denso o desvio ocorre em direção à normal, como exemplificado na Fig. 1.

1 M1

M2 2

Figura 1. Refração da luz ao passar de um meio menos denso (M 1) a um meio mais denso (M2). 1e2 são os ângulos do feixe em relação à direção normal (linha pontilhada).

A extensão da refração é dada pela lei de Snell:

sen1 1 v1   sen 2 2 v 2 S e M 1 d a F i g. 1 é o v ác u o , v 1 é i g ua l à c e  1 é u n it ár i o, l o go o ín d ic e de ref raç ão d o m eio M 2 po d e s er o bt i do o b te nd o - s e  1 no v ác u o e  2 n o m ei o M 2 .

Um a ve z qu e n ã o ex is te um a dif er e nç a c o ns i der á v e l e ntr e a v el oc i da d e d a l u z n o v ác u o e n o ar os í nd ic es d e r ef raç ão p od em s er ob t i dos po r c on v e ni ê nc ia , em pre ga n do - s e o a r c om o r ef er ê nc i a, o í n di c e d e r ef raç ão é en t ão :

2 

( sen1 ) ar sen 2

A refração da luz é importante, por exemplo, na elaboração de componentes ópticos para obtenção de luz monocromática (nesta experiência, por exemplo, será utilizado um prisma para analisar os componentes da luz branca por refração).

B) Alguns aspectos da luz sob o enfoque fotônico A freqüência (s-1) está relacionada com a energia por meio da equação:

E  h  hc

1



11

onde h (6,63 x 10-34 J.s) é a constante de Planck; c é a velocidade da luz (3x108 m.s-1) e  é o comprimento de onda da radiação. Lembrando que 1,0 eV é igual a 1,6022 x 10 -19 J, a constante de Planck h = 4,136 x10-15 eV.s. Um elétron-volt (eV) é a energia adquirida por uma partícula com carga elétrica unitária, quando acelerado por uma diferença de potencial de 1 volt.

Pode-se inferir pela equação acima que as cores estão relacionadas com a energia dos fótons, os constituintes da luz. Os fótons podem ter energias extremamente altas (raios cósmicos) ou baixas (ondas de rádio e microondas), sendo que o conjunto ordenado em função da energia constitui o espectro eletromagnético. A porção visível do espectro eletromagnético ocupa apenas uma pequena porção entre 1,7 e 3,1 eV (vide Fig. 1 e Tab. 1). A cor é fundamentalmente um fenômeno subjetivo, resultante do estímulo recebido pelos olhos e interpretado pelo cérebro. A retina contém vários tipos distintos de receptores de cor, ou seja, estruturas que são sensíveis a regiões particulares do espectro visível. O sistema nervoso central interpreta esse estímulo ou combinação de estímulos, que resulta na percepção de uma cor em particular. Seu aparecimento está condicionado, portanto, à existência de dois elementos: a luz (agente de estímulo) e o olho (aparelho receptor).

violeta

azul

verde

amarelo

comunicação

Ondas usadas em radio-

Raios infra-vermelho

Luz visível

Raios cósmicos

Raios ultra-violeta

Espectro Eletromagnético

vermelho

400 nm

700 nm

3,1 eV

1,7 eV

Figura 2. Espectro eletromagnético.

Tabela 1. Correlação entre as cores e faixas de energia dos fótons.

Comprimento de Largura de banda Energia COR onda (nm) (nm) (eV) vermelho 647,0-700,0 53,0 1,77-1,92 laranja 585,0-647,0 62,0 1,92-2,12 amarelo 575,0-585,0 10,0 2,12-2,16 verde 491,2-575,0 83,3 2,16-2,52 azul 420,0-491,2 71,2 2,52-2,95 violeta 400,0-420,0 20,0 2,95-3,10 Uma fonte que emite fótons de todas as energias da região do visível (1,7 a 3,1 eV ou 400 a 750 nanômetros), é percebida como "branca". O olho é insensível à luz com comprimentos de onda inferiores a 400 nm (região do ultravioleta) para evitar os efeitos perniciosos provocados pela foto degradação das biomoléculas. Essa ação destrutiva das radiações de alta energia (ionizantes) pode 12

provocar danos fatais e são usados para matar microrganismos (por exemplo, as lâmpadas bactericidas de vapor de mercúrio). O cristalino atua como um filtro protetor, retendo os raios luminosos de ondas curtas. Porém, os raios de  ~250 nm são capazes de cegar se os olhos ficarem muito tempo em exposição. No outro limite, do lado dos raios de ondas longas, a visibilidade cessa por volta de 750 nm, impossibilitando a visão dos raios infravermelhos.

C) Sistemas de cores C1) Cores pela combinação da luz: Sistema RGB As cores vermelho, azul e verde da luz são chamadas de cores primárias porque quando misturadas em proporções adequadas, produzem todas as cores do espectro visível (Figura 2). O método de obtenção de cores através das luzes primárias é conhecido como método RGB (redgreen-blue) ou método aditivo e é usado na obtenção das imagens de TV, monitores de computador e processos que projetam imagens utilizando luz. vermelho

magenta

amarelo

branco azul

verde

ciano

Figura 3. Cores primárias do sistema RGB e fenômeno aditivo.

C2) Interação da matéria com a luz e a geração de cor: absorção de cores e o sistema CMYK A absorção de energia por átomos e moléculas pode acarretar modificações nessas espécies. A luz visível, em particular, provoca a promoção de elétrons do estado fundamental para estados excitados. Por exemplo, as energias necessárias para promover o elétron do átomo de hidrogênio do nível fundamental (n=1) para níveis excitados são maiores que aquelas dos fótons de luz visível. Contudo, a luz visível pode ser usada para promover um elétron no nível n=2 para níveis superiores (Série de Balmer). Por isso, diz-se que a absorção de radiação visível envolve processos eletrônicos, ou seja, a absorção de luz provoca uma reorganização dos elétrons nos átomos ou moléculas, promovendo-os a estados eletronicamente excitados. Porém, a absorção ou emissão de luz sempre envolve dois estados com energias definidas. Mais especificamente, somente fótons com energia igual à diferença de energia entre os dois estados envolvidos na transição podem ser absorvidos ou emitidos. Espécies distintas apresentam espectros de absorção distintos porque a energia dos estados depende da natureza dos átomos e da estrutura de cada molécula. Pelo exposto acima, pode-se inferir que todas as espécies (átomos, moléculas etc.), sejam coloridas ou não, absorvem algum tipo de radiação eletromagnética.

A Fig. 4 mostra um esquema do processo de absorção de luz visível por dois tipos de materiais.

Como representado na Fig. 4, a luz branca é a combinação das radiações vermelha, verde e azul na proporção adequada. No caso (a), as radiações correspondentes às cores verde e azul são 13

absorvidas (aniquiladas) enquanto que as demais radiações são refletidas para os nossos olhos e interpretadas em nosso cérebro como a cor vermelha. Por isso, aos nossos olhos o material é vermelho. No caso (b), o material é verde porque ele não absorve a radiação correspondente a essa cor.

Figura 4. Esquema de absorção e reflexão da luz branca Se um material absorve somente a radiação azul, as radiações verde e vermelha são refletidas e o cérebro humano interpreta essa combinação como a cor amarela. Juntos o azul e o amarelo "completam" o espectro visível e são, portanto, chamadas de "cores complementares".

Newton foi a primeira pessoa a reconhecer essa relação de complementaridade das cores e a organizá-las em um círculo de cores conhecido como disco de Newton. Quando duas cores em posições opostas no disco são misturadas em proporções iguais, o resultado é o branco. Na Tabela 2, as cores do disco de Newton são mostradas na forma tabular.

Tabela 2. Cores da luz absorvida e cores complementares.

Comprimento de Energia Cor da luz absorvida Cor visualizada onda (nm) (eV) 400-420 3,10-2,95 violeta verde-amarelado 420-450 2,95-2,76 violeta-azulado amarelo 450-490 2,76-2,53 azul laranja 490-510 2,53-2,43 ciano vermelho 510-530 2,43-2,34 verde magenta 530-545 2,34-2,28 verde-amarelado violeta 545-580 2,28-2,14 amarelo violeta-azulado 580-630 2,14-1,97 laranja azul 630-720 1,97-1,72 vermelho ciano Diferentes cores podem ser obtidas misturando-se pigmentos, ou seja, substâncias que apresentam diferentes absorções na região do visível do espectro eletromagnético. As três cores primárias dos pigmentos são magenta, ciano e amarelo, este método de obtenção de cores é conhecido como CMYK (Cian-Magenta-Yellow-Key (Black)). Misturando-se as duas cores primárias de pigmentos em quantidades iguais teremos uma cor composta, mas misturando as três cores

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primárias teremos o preto. Este método, também conhecido como método de subtração de cores da luz branca, é o utilizado para a obtenção de cores em impressões de imagens coloridas em revistas, livros, etc.

magenta azul

vermelho

preto ciano

amarelo

verde

Figura 5. Cores primárias do sistema CMYK e fenômeno subtrativo.

Como vimos acima, o processo de absorção de luz visível (ou na região do ultravioleta próximo) provoca a excitação de elétrons do estado fundamental para outros de maior energia.

Geralmente, nesse processo, a energia absorvida pela matéria (átomos, moléculas etc.) é convertida em calor. Contudo, a espécie no estado excitado pode decair para estados de menor energia (inclusive o estado fundamental) emitindo luz visível. A maioria dos materiais que emitem luz visível pode ser classificada considerando-se o mecanismo do processo de emissão de fótons.

Vamos abordar dois tipos de fonte de luz: a incandescência e a luminescência.

C3) Cores por emissão atômica ou molecular de luz A incandescência é a emissão de luz proveniente de um material quente ou aquecido. Na lâmpada incandescente comercial, a eletricidade é empregada para aquecer o filamento de tungstênio a uma temperatura muito alta (~2.500oC). As radiações de comprimento de onda longo (vermelho e amarelo) são as mais intensas e dão a cor amarelada típica. O sol, cuja temperatura na superfície é de aproximadamente 5.700 oC, emite radiação principalmente na região do visível do espectro eletromagnético. Outras estrelas, que possuem temperatura superficial diferente da do sol, emitem cores que podem variar do vermelho (estrelas mais frias) ao branco-azulado (estrelas mais quentes). A cor vermelha do carvão aquecido (1.200oC) ou a cor amarelo-laranja de partículas de carbono na chama, são outros exemplos de incandescência.

Denomina-se luminescência a emissão de luz associada ao decaimento das espécies a partir de algum estado eletrônico excitado. Quando a emissão é precedida pela absorção de luz (radiação eletromagnética), o fenômeno é conhecido como fluorescência ou fosforescência. Quando a emissão cessa instantaneamente após a interrupção da luz de excitação, o fenômeno é comumente denominado fluorescência. Por outro lado, se a emissão se mantém após a cessação do estímulo, o fenômeno passa a ser denominado fosforescência. Nas fontes comerciais de luz fluorescente, a luz ultravioleta emitida por átomos de mercúrio é empregada para excitar substâncias que fluorescem na região do visível. O funcionamento das lâmpadas fluorescentes está baseado neste princípio. O interior da lâmpada é preenchido com vapor de mercúrio e as paredes internas do vidro estão recobertas com um filme que contém três tipos de materiais que sofrem excitação quando absorvem a radiação ultravioleta emitida pelo mercúrio. Em um dos materiais, a transição dos 15

elétrons do nível excitado para o nível fundamental ocorre com a perda de energia na forma de radiação azul. O segundo material emite radiação vermelha e o terceiro, radiação verde.

Combinando as três radiações emitidas na lâmpada fluorescente, temos a luz branca.

Vale lembrar que absorção e emissão não são os únicos fenômenos que provocam o aparecimento de cor na natureza, mas são os dois fenômenos que nos interessam no momento. Se você quiser ler a respeito dos outros fenômenos que causam aparecimento de cor, veja o artigo citado na referência [1] e descubra, por exemplo, por que o céu é azul.

III. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Refração da luz branca e cores Coloque a fonte de luz branca sobre um suporte de aproximadamente 1,5 – 2,0 cm de altura. Selecione a fenda única mais larga que acompanha o dispositivo e focalize a luz branca em um prisma. Gire o prisma de tal forma a obter o espectro de cores resultantes da difração da luz branca e o projete no anteparo branco fornecido. Observe cuidadosamente o espectro produzido e anote as regiões de cor produzidas no anteparo.

2. Origem das cores pela absorção e transmissão de luz: utilização de filtros.

Utilizando o sistema descrito acima coloque o filtro vermelho “primário” entre o prisma e o anteparo branco e observe as alterações produzidas no espectro projetado. Repita este procedimento para os seguintes filtros: verde “primário”, azul “primário”, amarelo, magenta, ciano (peacock blue) e púrpura.

Utilize a Tabela abaixo para anotar os resultados obtidos.

Tab. I. Para cada filtro indique com N a cor que desaparece e com Y a cor que permanece ou se define no anteparo. vermelho laranja amarelo verde azul violeta Espectro Filtro vermelho magenta amarelo verde ciano azul púrpura

3. Subtração de Cores Coloque simultaneamente os filtros azul e amarelo entre o prisma e o anteparo. Observe a cor transmitida.

Coloque agora os filtros vermelho e azul. O que ocorre?

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Qual o conjunto de dois filtros (exceto o filtro vermelho) que devem ser utilizados para que seja observada apenas a cor vermelha?

4. Absorção de luz utilizando soluções coloridas A) Efeito da concentração.

Separe quatro tubos de ensaio idênticos limpos e secos. Com um lápis rotule cada tubo na marca branca, respectivamente como A, B, C e D. Utilize duas provetas de 10 mL para medir as quantidades indicadas na Tabela abaixo, sendo uma para a solução contendo íons Ni2+(aq) e outra para a água. Tome cuidado ao manipular a solução estoque de Ni2+(aq) pois esta solução é mantida em meio de ácido sulfúrico (0,2M). Em caso de contato com a pele, lavar a região atingida com água. Após adicionar as quantidades indicadas agite os tubos B, C e D para homogeneizar as soluções.

Tubo A B C D

Solução Ni2+(aq) (1,2M) 8 mL 4 mL 2 mL 1 mL

H2O --4 mL 6 mL 7 mL

a) Observe cada uma destas soluções olhando o tubo no sentido transversal e longitudinal (utilize uma folha de papel branco como fundo). Compare as soluções na seqüência A, B, C e D. b) Registre os espectros de absorção das soluções C e D. B) Cores e tonalidades a) Utilizando o sistema de luz branca e prisma coloque entre o prisma e o anteparo uma cubeta que contém solução 1,2 M de NiSO4. Observe as cores que são absorvidas e transmitidas.

Repita o teste com os filtros verde e ciano (peacock blue). Compare as diferenças entre estes três tipos de “verde”. b) Utilizando o sistema de luz branca e prisma coloque entre o prisma e o anteparo uma cubeta que contém solução de CuSO4. Observe as cores que são absorvidas e transmitidas.

Repita o teste com os filtros azul e ciano (peacock blue). Compare as diferenças entre estes três tipos de “azul”. *Comparando os resultados obtidos com a solução verde de NiSO4 e a solução azul de CuSO4 qual é a diferença entre estas duas amostras? O que justifica que uma seja visualmente azul e a outra verde? c) Repita os testes indicados acima utilizando separadamente soluções de K2Cr2O7 (solução laranja) e Na2CrO4 sendo comparadas com os filtros amarelo e vermelho.

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3. Emissão de luz Vários materiais foram colocados dentro de uma caixa que possui um visor e uma lâmpada ultravioleta. Observe a cor de cada amostra e anote. Acenda a lâmpada UV e observe novamente a coloração de cada amostra. Anote as modificações que ocorreram após a incidência de luz de excitação sobre as amostras.

4. Testes de chama (realize estes testes na capela) Introduza a extremidade de um fio de níquel-crômio (Ni/Cr), nas várias regiões (Figura 6) da chama não luminosa de um bico de Bünsen. Verifique a temperatura aproximada de cada região da chama, sabendo que o fio fica vermelho escuro a aproximadamente 500oC, vermelho a 700oC e alaranjado a 1100oC.

Figura 6. Representação esquemática das principais regiões da chama não luminosa fornecida em um bico de Bünsen.

Na capela existem vários tubos de ensaio contendo soluções concentradas de cloretos metálicos. Cada tubo encontra-se tampado com uma rolha que contém um fio de Ni/Cr, de forma que o fio fica inserido na solução.

Introduza na região mais quente da chama a extremidade do fio de Ni/Cr previamente inserida em uma solução concentrada de NaCl e observe a cor gerada na chama. Repita este procedimento para as soluções de: LiCl, KCl, CaCl2, SrCl2, BaCl2 e CuCl2.

Tome os seguintes cuidados: a) sempre segure o fio pelo apoio de cortiça/borracha; b) nunca apóie o fio na bancada ou capela; c) após o teste, espere alguns segundos até que o fio esfrie antes de recolocá-lo no tubo que contém a solução de origem; d) evite contaminações, realizando

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o teste sucessivo apenas quando o tubo do teste anterior já estiver devidamente fechado com a rolha e o fio de Ni/Cr respectivo.

5. Separação de corantes utilizando cromatografia em papel Transfira com auxílio de uma espátula, pó de gelatina de limão para um tubo de ensaio de forma que o sólido ocupe a altura de aproximadamente 1 cm. Adicione ao tubo de ensaio de 2 a 3 mL de etanol medidos em proveta. Agite repetidamente, espere decantar e transfira o líquido para um béquer de 100 mL. Introduza uma tira de papel de filtro no béquer, de forma que a tira fique ligeiramente inclinada e apoiada na parede interna do béquer. Cubra o béquer com um vidro de relógio e espere o solvente subir até quase a extremidade superior da tira de papel. Retire a tira de papel do béquer e a deixe secar sobre uma placa de Petri ou papel toalha. Observe as cores que foram desenvolvidas na tira de papel. Adicione à solução contida no béquer algumas gotas de água destilada, agite e observe a cor resultante.

Repita este procedimento com gelatina de uva ou amora.

BIBLIOGRAFIA 1. T. B. Brill, Why objects appear as they do? J. Chem. Educ., 57: 259 (1980).

2. J. C. Kotz e P. Treichel Jr., "Química & Reações Químicas", tradução da 3ª ed., vol. 1, LTCLivros Técnicos e Científicos Editora S.A., 1998.

3. A. I. Vogel, Química Analítica Qualitativa, tradução da 5ª edição., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981 [cap. II e V – linhas de emissão de alguns elementos e testes de chama].

4. I. Pedrosa, Da Cor à Cor Inexistente, 3ª edição, Editora Universidade de Brasília, Rio de Janeiro, 1982.

5. D.A. Skoog, F.J. Holler e T.A. Nieman, “Princípios de Análise Instrumental”, 5ª edição, Bookman editora, 2002 [cap.6 – Introdução aos Métodos Espectrométricos].

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EXP 6. ESTRUTURA II ESPECTROS ATÔMICOS OBJETIVOS  Constatar a quantização da energia em sistemas atômicos através do espectro de emissão de linhas e determinar a constante de Rydberg através do espectro de linhas do hidrogênio.  Observar a emissão atômica em tubos de descarga e verificar a deflexão dos raios catódicos por um campo magnético externo.  Observar utilizando um espectroscópio simples, as principais linhas de emissão de alguns metais alcalinos e alcalino-terrosos, assim como do cobre. Determinar a composição de uma amostra desconhecida pelo seu espectro de emissão.

INTRODUÇÃO A compreensão das propriedades dos elétrons em átomos e moléculas tem sido um grande desafio para a mente humana, pois, conceitos e leis desenvolvidas para sistemas de tamanho macroscópico têm sérias restrições de aplicação no universo atômico. Um exemplo interessante é o fato dos elétrons não colidirem com o núcleo atômico como seria de se esperar classicamente.

Prova maior de que esse colapso não ocorre é a nossa própria existência e a do mundo material ao nosso redor. Outro exemplo, diretamente ligado com essa experiência, é o fato dos sistemas atômicos e moleculares existirem em estados bem definidos de energia e as transições nesses sistemas envolverem quantidades bem definidas de energia (quantização de energia), características de cada um deles.

Nesta experiência, estudando o espectro de emissão do átomo de hidrogênio, teremos a oportunidade de verificar experimentalmente aspectos da quantização da energia em sistemas atômicos e de determinar uma constante física fundamental, a constante de Rydberg.

FUNDAMENTOS TEÓRICOS Estudos pioneiros de Bunsen, Kirchhoff, Ångstrom, Balmer e outros, que remontam à década de 1860, levaram ao surgimento de uma técnica de investigação científica, a espectroscopia óptica, que desempenhou e continua desempenhando um papel muito importante no desenvolvimento de nossas concepções sobre as propriedades dos elétrons, átomos e moléculas.

Desde aquela época, já era conhecido que várias substâncias (p. ex., sal de cozinha) quando aquecidas numa chama ou quando submetidas a descargas elétricas no estado gasoso emitiam luz, que ao ser desdobrado por uma rede de difração mostra uma série de linhas ou raias que lhes são características. Isso pode ser usado para identificar os elementos. Por exemplo, o elemento hélio foi descoberto através da análise da luz emitida pelo sol, antes mesmo de ter sido descoberto na Terra.

Uma ilustração desses espectros é mostrada na Figura 1. Essa foi uma época em que os químicos estavam muito envolvidos no estudo da estrutura dos inúmeros compostos sintetizados. Assim, questões ligadas à natureza do átomo acabaram sendo deixadas em segundo plano por um período relativamente longo.

Apesar desse processo de emissão de luz por parte dos elementos não poder ser explicado 20

pelos conhecimentos científicos da época, várias relações empíricas que permitiam prever com grande precisão as posições das linhas espectrais foram desenvolvidas. Por exemplo, a expressão de Balmer permite prever a posição das linhas no espectro do átomo de hidrogênio na região do visível: 2

m   2 2 x 3645,6 m 2 Onde, m = 3, 4, 5, e  é o comprimento de onda da luz expresso em Å (Ångstrom, 1 Å = 1,0 x 10-10 m).

Figura 1 - Espectros de emissão: Cada elemento tem seu espectro característico e a análise espectral permite descobrir traços de um elemento em uma mistura pela determinação das suas linhas característica.

Essa preocupação em desvendar a natureza dos átomos passou a ser objeto de investigação, principalmente, dos físicos. As experiências de J.J. Thomson sobre a relação carga/massa do elétron, de R. Millikan sobre a carga do elétron e de E. Rutherford envolvendo a colisão de partículas  com lâminas muito delgadas de ouro, foram fundamentais para o desenvolvimento do modelo planetário do átomo. Nesse modelo, praticamente, toda a massa estava concentrada num núcleo muito pequeno carregado positivamente, rodeado por elétrons de carga negativa que se movimentavam ao redor do mesmo como os planetas ao redor do sol. O grande problema desse modelo era dar uma justificativa do porquê o elétron não colidia com o núcleo positivo, como seria de se esperar pelo modelo clássico.

A introdução do conceito de quantum de energia por Planck, em 1900, para explicar o fenômeno da radiação do corpo negro e o uso dessa mesma idéia de quantização por Einstein, em 1905, para racionalizar uma explicação para o efeito fotoelétrico forneceu elementos importantes para que Bohr, em 1911, apresentasse uma teoria que explicasse o modelo planetário para o átomo de hidrogênio. Básico na sua proposta foi a extensão do conceito de quantização para o momento angular do elétron, hipótese essa que levou à previsão de órbitas com raios bem definidos e a estados eletrônicos com energias também bem definidas, conforme as equações:

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rn 

4  h 2 x n2 2 me e

En  

me e 4 8  2 h 2

x

1 , n2

n  1, 2 , 3,...

onde, me (9,11 x 10-31 kg) é a massa do elétron, e (1,60 x 10-19 C) é a carga do elétron, h (6,63 x 10-34 J s) é a constante de Planck, e o (8,85 x 10-12 F/m) a constante de permissividade.

Implícito nessas equações está o fato de que a excitação de um elétron de um estado com energia En para um outro com energia Em envolverá uma quantidade de energia que será proporcional aos valores que os números inteiros n e m possam assumir. Admitindo que tanto no processo de absorção como no de emissão de luz há o envolvimento de uma quantidade discreta de energia luminosa (fóton) dada por h, podemos escrever:

me e 4 E  2 2 8 h

1  1  1  2  2   h  hc  m  n

Supondo-se que n = 2 e rearranjando-se a equação acima, obtemos a relação de Balmer:



1





 1 me e 4  1 1  1    2 3  2  2  RH  2  n 8 h c n m  m2 

 

m2 32 2 h2 x m2  2 2 me e 4

onde, c é velocidade da luz, RH é a constante de Rydberg, e as demais constantes têm seus significados usuais. Note que o número de onda  é uma forma muito comum de expressar diferenças de energia (em cm-1) em espectroscopia.

Deve-se enfatizar, contudo, que o modelo de Bohr era válido apenas para o átomo de hidrogênio e íons com apenas um único elétron, mas mesmo assim não era capaz de explicar as diferentes intensidades das linhas espectrais. Uma explicação satisfatória para ambos, espectro e intensidade, só se tornou viável cerca de dezesseis anos mais tarde com o surgimento da teoria quântica. Nesse modelo, a quantização de energia surge naturalmente da resolução das equações diferenciais, sendo encontrados os mesmos valores para os níveis de energia do átomo de hidrogênio.

O elétron no átomo de hidrogênio é ainda capaz de sofrer outras transições de maior energia (série de Lyman) e outras de menor energia (séries de Paschen, Brackett, Pfund) que as correspondentes transições na série de Balmer. Expressões quantitativas para essas diferenças de energia podem ser obtidas considerando-se n igual a 1, 3, 4, e 5, respectivamente, na equação acima para E. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Experiência com tubos de descarga (Demonstração).

Conecte um tubo de descarga contendo ar a um sistema de vácuo. Após a estabilização do vácuo, ligue a fonte de tensão e observe a emissão de luz resultante.

Aproxime com cuidado um ímã ao tubo e verifique o que ocorre.

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Obtenção dos Espectros Atômicos Um esquema da aparelhagem que será utilizada é mostrado abaixo.

Parte A: Construção da curva de calibração do sistema óptico utilizando uma lâmpada de mercúrio.

Usando uma lâmpada de mercúrio para a qual os comprimentos de onda para várias de suas linhas já são conhecidos por outro procedimento experimental, serão determinados os ângulos de difração associados aos comprimentos de onda correspondentes às várias linhas (raias). Os ângulos de difração determinados experimentalmente serão utilizados para construir um gráfico de calibração do comprimento de onda () versus o ângulo de difração ().

Observe as linhas que são produzidas pela difração da luz da lâmpada de mercúrio sobre o anteparo branco localizado abaixo da abertura do sensor de luz (light sensor aperture). Para visualizar melhor as linhas coloque um pedaço de papel branco na frente do sensor.

Utilizando fendas de colimação 3 (collimating slit), abertura do sensor de luz 1,0 mm e sensibilidade do sensor 0,1; posicione a abertura do sensor em uma das extremidades do conjunto de linhas antes do aparecimento da primeira linha da série.

Inicie a aquisição de dados no software correspondente e gire manualmente de forma lenta o sensor de luz de forma que a abertura do sensor de luz passe por todas as linhas do espectro.

Verifique o resultado da intensidade de luz em função do ângulo de rotação.

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Tabela I. Linhas do espectro do mercúrio Cor da linha do espectro do mercúrio amarela 1 (forte) amarela 2 (forte) verde (forte) turquesa (fraca) azul (forte) violeta 1 (fraca) violeta 2 (média)

 (nm) 579,07 576,96 546,07 491,60 435,84 407,78 404,66

Estudo do espectro do átomo de hidrogênio.

Substitua a lâmpada de mercúrio por uma lâmpada de vapor d’água (lâmpada de hidrogênio) e repita o procedimento descrito para a lâmpada de mercúrio utilizando agora fendas de colimação 5 (collimating slit), abertura do sensor de luz 1,5 mm e sensibilidade do sensor 0,1; posicione a abertura do sensor em uma das extremidades do. Verifique o resultado da intensidade de luz em função do ângulo de rotação.

Tabela II. Linhas do espectro do hidrogênio e suas intensidades Cor da linha do espectro do hidrogênio vermelha turquesa azul violeta

Intensidade Forte Forte Fraca Muito fraca

Estudo do espectro do átomo de hélio.

Substitua a lâmpada vapor d’água por uma lâmpada de hélio e repita o procedimento utilizado para a lâmpada de vapor d’ágiua. Verifique o resultado da intensidade de luz em função do ângulo de rotação.

Tabela III. Linhas do espectro do hélio e suas intensidades Cor da linha do espectro do hélio Vermelha Amarela Verde Azul Uv

Intensidade Média-Forte Forte Fraca Fraca Fraca

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Análise espectral dos testes de chama.

Verifique pelo visor do instrumento se a escala em nanômetros é visível. Caso não seja visível ou suficientemente nítida, movimente o anteparo branco que se encontra do lado oposto ao visor, até obter uma imagem satisfatória. Uma escala bem ajustada é a qual além da numeração e das subdivisões estarem nítidas não existe grande quantidade de luz ambiente interferindo no fundo de escala, ou seja, não existe efeito “arco-íris” considerável. Caso o fundo de escala apareça colorido, modifique a luz ambiente ou gire o espectrógrafo até que este efeito seja minimizado.

Coloque sobre um suporte com regulagem de altura um bico de Bünsen. Ligue o bico de Bünsen obtendo a chama não luminosa. Aproxime o bico de Bünsen do espectrógrafo de forma que a chama fique a cerca de 5 cm da objetiva. Ajuste também a altura do sistema, fazendo com que a parte superior da chama esteja alinhada com a fenda da objetiva.

Faça testes de chama utilizando soluções dos seguintes sais, na ordem indicada: NaCl, LiCl, KCl, CaCl2, SrCl2, e CuCl2. Anote para cada cátion, os comprimentos de onda aproximados da luz emitida no teste de chama. Compare os resultados obtidos com as propriedades de emissão apresentadas abaixo. Após estes testes, faça um novo teste de chama de uma amostra desconhecida que contém dois dos sais previamente investigados. Observações: i- alguns sais apresentam um tempo de emissão na chama mais curto que outros, logo para estes sais, repita o teste até certificar-se da emissão correta. ii- alguns sais apresentam várias linhas de emissão próximas, logo ao invés de linhas definidas são observadas faixas espectrais largas de emissão.

Comprimentos de onda das linhas de emissão.

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Linhas de emissão

670,8

Tl

BIBLIOGRAFIA 1.

D. Cruz-Garritz, J. A. Chamizo e A. Garritz - Estructura Atômica: Um Enfoque Químico, Addison-Wesley Iberoamericana, 1991, cap. 2 e 3.

2.

J.C. Kotz e K.F. Purcell – Chemistry and Chemical Reactivity, Saunders College Publ., 1987, p.

220 e 228.

3.

P.W. Atkins e L. Jones– Chemistry, W.H. Freeman and Co., 1997, 3ª ed., cap. 7.

4.

A. I. Vogel, Química Analítica Qualitativa, tradução da 5ª ed., Editora Mestre Jou, São Paulo, 1981, cap. II.

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EXP 7. SÍNTESE DE UM COMPOSTO DE COORDENAÇÃO OBJETIVOS 

Preparar um composto de coordenação Cox(NH3)yClz.

TAREFAS PRÉ-LABORATÓRIO   





Ler atentamente o roteiro do experimento.

Ler o capítulo sobre compostos de coordenação (Cap. 24 – ref. 1).

Consulte as constantes físicas, toxicidade e cuidados necessários para manipular os reagentes que serão empregados no experimento. Importante: manipulação de HCl e amônia!

Faça um planejamento de quanto (qual o volume) seria necessário preparar de cada uma das soluções que serão empregadas neste experimento em função da necessidade de uso e disponibilidade de vidrarias volumétricas. Elabore os cálculos necessários para a preparação de todas as soluções.

Represente todas as operações na forma de um fluxograma do experimento.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 1. Preparação do Cox(NH3)yClz a) Pese exatamente em torno de 4 g de cloreto de amônio. Anote a massa. b) Transfira o NH4Cl para um béquer de 250 mL c) Na capela, adicione 25 mL de uma solução de hidróxido de amônio 15 mol L -1 sob agitação.

CUIDADO! Odor forte de amônia! Tampe o béquer com um vidro de relógio. d) Pese 8 g de cloreto de cobalto(II) hexahidratado (CoCl2.6H2O). Anote a massa. e) Adicione o CoCl2.6H2O ao béquer que contem a solução e agite com um bastão de vidro até formar um produto marrom. Tampe a mistura. f) Na capela, adicione com cuidado, devagar e sob agitação 6 mL de uma solução de H2O2 30%.

Cuidado! Adicione 1 mL por vez sob agitação. Haverá efervescência. Certifique-se que todo o material marrom entrou em contato com a solução de peróxido de hidrogênio. i) Na capela, adicione com cuidado, devagar e sob agitação 25 mL de HCl 12 mol L-1. CUIDADO! Uma fumaça branca irá se formar da reação de HCl vapor e NH3 vapor presentes acima da mistura. Cubra o béquer com vidro de relógio. j) Na bancada, aqueça a mistura a 80 a 85 ºC e mantenha a temperatura por 30 minutos. Agite e observe. l) Resfrie o béquer em banho de água. m) Recolha o sólido com o auxílio de um funil de Büchner e descarte o filtrado.

2. Purificação do Cox(NH3)yClz a) Despeje o sólido em um béquer de 250 mL. b) Adicione 60 mL de uma solução de hidróxido de amônio 6 mol L-1.

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c) Aqueça a mistura gentilmente até dissolver o sólido. Deixe esfriar! d) Na capela, reserve 60 mL de HCl 12 mol L-1 em um segundo béquer e adicione lentamente a solução contendo o cobalto (primeiro béquer) na solução de HCl (segundo béquer). Cubra o béquer com vidro de relógio. e) Na bancada, aqueça a mistura a 80 a 85 ºC e mantenha a temperatura por 30 minutos. Agite e observe. f) Resfrie o béquer em banho de água. g) Recolha o sólido com o auxílio de um funil de Büchner e descarte o filtrado. h) Desligue a sucção e adicione 10 mL de etanol 95% sob os cristais. Espere 10 segundo e ligue a sucção para remover o etanol. i) Repita a operação (h) com mais 10 mL de etanol 95% gelado, seguido de duas porções de 10 mL de acetona gelada e descarte o filtrado. j) Deixe os cristais secando pela passagem de ar por alguns minutos. l) Transfira o sólido para um béquer de 100 mL previamente pesado. Determine a massa do produto e guarde para ser utilizado no experimento seguinte.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten e J.R. Burdge, Química – a ciência central, PearsonPrentice Hall, São Paulo, 9ª. ed., 2005.

2. J. B. Russell, Química Geral, 1ª. ed., Ed. McGraw-Hill, 1982; ou 2ª. ed., Makron Books do Brasil, 1994.

3. B. H. Mahan, Química, um curso universitário, 2ª. ed., Ed. Edgard Blucher, 1972, ou 4ª. ed., 1995.

4. J. D. Lee, Química Inorgânica - não tão concisa, tradução da 5a. ed. inglesa, Ed. Edgard Blücher Ltda,1999.

5. G. E. Rodgers, Introduction to Coordination, Solid State and Descriptive Inorganic Chemistry, 1994.

6. P. Atkins, L. Jones, Princípios de Química, 3ª ed, Bookman, Porto Alegre, 2006.

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EXP 8. ANÁLISE DE UM COMPOSTO DE COORDENAÇÃO OBJETIVOS   

Determinar a composição do composto de coordenação Cox(NH3)yClz Empregar um método gravimétrico para determinação de íons cloreto; Empregar um método volumétrico para determinação de amônia.

TAREFA PRÉ-LABORATÓRIO   



Ler atentamente o roteiro do experimento.

Traga um exemplo de uma aplicação do método de Método Kjeldahl.

Faça um planejamento de quanto (qual o volume) seria necessário preparar de cada uma das soluções que serão empregadas neste experimento em função da necessidade de uso e disponibilidade de vidrarias volumétricas. Elabore os cálculos necessários para a preparação de todas as soluções.

Represente todas as operações na forma de um fluxograma do experimento (uma cópia deve ser entregue no início da aula e outra deve ser mantida para acompanhamento do experimento)

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Parte I - Determinação gravimétrica de cloretos a) Pese duas amostras de 0,3 g do composto de coordenação Co x(NH3)yClz preparados no experimento 9. Use balança analítica (0,0001g). b) Transfira cada amostra para um béquer de 250 mL identificado. c) Adicione 25 mL de água destilada em um dos béqueres que contém a amostra. d) Adicione 5 mL de uma solução de NaOH 6 mol L-1 e agite com um bastão de vidro até que todo o sólido esteja dissolvido. e) Aqueça o conteúdo do béquer a fervura e mantenha por 3 minutos agitando ocasionalmente. A mistura se tornará preta. Por quê? f) Deixe a solução esfriar por alguns minutos. g) Adicione quantidade suficiente de HNO3 6 mol L-1 para a mistura ficar ácida ao papel de tornassol (aprox. 5 mL). h) Adicione mais 1 mL de HNO3 6 mol L-1. i) Adicione uma ponta de espátula (aprox. 0,2 g) de sulfito de sódio, Na2SO3 sob agitação. Observe as mudanças e anote. j) Lave as paredes do béquer com água para que todo o sólido restante entre em contato com a solução. l) Reaqueça a solução a fervura e mantenha por 1 minuto. m) Adicione 75 mL de água destilada. n) Adicione vagarosamente e sob agitação 50 mL de uma solução de nitrato de prata 0,1 mol L -1.

Observe e anote. o) Aqueça a mistura a fervura agitando ocasionalmente. p) Cubra com um vidro de relógio e deixe esfriar por pelo menos 10 minutos.

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q) Recolha o sólido quantitativamente por filtração. r) Lave o sólido com 10 mL de água destilada, seguido por 5 mL de HNO3 6 mol L-1 e finalmente 20 mL de água. r) Seque em estufa a 150ºC por 1 h. t) Determine a massa do sólido e anote.

Repita o procedimento para outra amostra.

Parte II - Determinação volumétrica de amônia Nesta parte do experimento faremos inicialmente a decomposição do complexo, liberando NH3 para a solução. A amônia será destilada e titulada com ácido. Este procedimento é conhecido como Método Kjeldahl também usado para determinação de nitrogênio em substâncias orgânicas e inorgânicas. a) Monte o sistema de destilação como mostra a figura.

b) Prepare uma solução saturada de ácido bórico. c)Transfira 50 mL de solução saturada de ácido bórico para um erlenmeyer de 125 mL (frasco receptor). Adicione 5 gotas do indicador verde de bromocresol e ajuste a altura para que a mangueira de látex fique mergulhada na solução. d) Pese em um béquer 1 g do composto de coordenação Cox(NH3)yClz preparados no experimento 9. Use balança analítica (0,0001g). e) Transfira quantitativamente a amostra para o frasco de destilação (balão de destilação de 250 mL). Transfira o sólido, lave o béquer com pequenas porções de água destilada e adicione ao frasco de destilação. Adicione a quantidade de água necessária para chegar a um volume final de aproximadamente 50 mL. f) Dissolva a amostra e adicione pedras de destilação e vários pedaços de zinco granulado. g) Inicie a passagem de água pelo condensador. h) Adicione 40 mL de uma solução de NaOH 6 mol L-1, 50 mL de água destilada e conecte o frasco ao sistema de destilação montado anteriormente. i) Certifique-se que todas as juntas estão conectadas e inicie o aquecimento com bico de Bunsen.

Observe a mudança de coloração no frasco de destilação e no frasco coletor. Anote suas observações. j) Ajuste a chama para uma fervura branda e aguarde até que 50 mL da solução tenha sido destilada. Isso deve garantir que toda a amônia tenha sido deslocada.

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l) Desconecte o frasco receptor do condensador e lave a mangueira de látex por dentro e por fora com pequenas porções de água destilada jogando todo o líquido para dentro do destilado. m) Desligue o aquecimento. n) Transfira quantitativamente a solução para um balão volumétrico de 250 mL. Use pequenas porções de água destilada para lavar o frasco receptor e junte-as ao balão volumétrico. Complete o volume do balão até a marca com água destilada. o) Lave duas buretas. p) Ambiente uma bureta fazendo passar várias pequenas porções da solução de NH3 contida no frasco volumétrico. Em seguida preencha a bureta com a solução de NH3 e ajuste o zero. q) Ambiente uma bureta fazendo passar várias pequenas porções de uma solução padronizada de HCl (anote a concentração). Em seguida preencha a bureta com a solução de HCl e ajuste o zero. r) Colete 40 mL da solução de NH3 em um erlenmeyer de 250 mL e adicione 5 gotas do indicador verde de bromocresol. s) Titule com HCl até o ponto de viragem indicado pela mudança de coloração do azul para o amarelo. Anote o volume consumido na bureta. t) O ponto final é de fato verde e será alcançado por retro-doação com a solução de NH3. Anote o volume consumido na bureta. u) Repita a titulação uma ou duas vezes com porções de 40 mL da solução de NH3.

Calcule a composição final do complexo Cox(NH3)yClz. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. T.L. Brown, H.E. LeMay Jr., B.E. Bursten e J.R. Burdge, Química – a ciência central, PearsonPrentice Hall, São Paulo, 9ª. ed., 2005 2. J. B. Russell, Química Geral, 1ª. ed., Ed. McGraw-Hill, 1982; ou 2ª. ed., Makron Books do Brasil, 1994.

3. B. H. Mahan, Química, um curso universitário, 2ª. ed., Ed. Edgard Blucher, 1972, ou 4ª. ed., 1995.

4. J. D. Lee, Química Inorgânica - não tão concisa, tradução da 5a. ed. inglesa, Ed. Edgard Blücher Ltda,1999.

5. G. E. Rodgers, Introduction to Coordination, Solid State and Descriptive Inorganic Chemistry, 1994.

6. P. W. Atkins, L. Jones, Princípios de Química, 3ª ed, Bookman, Porto Alegre, 2006.

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