Relatório cátions do grupo III

Relatório cátions do grupo III

(Parte 1 de 2)

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE SANTA CRUZ

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLÓGICAS

COLEGIADO DE QUÍMICA

ANÁLISE DOS CÁTIONS DO GRUPO (Fe3+ e Fe2+, Al3+, Cr2+ e Cr3+, Ni2+ e Co2+)

Samira Guissoni Bueno e

Lenine Matos.

Ilhéus/BA

Dezembro de 2007

RESUMO

A prática consistiu em identificar os cátions ferro (II) e (III), alumínio (III), cromo (III), níquel (II) e cobalto (II), envolvendo os conceitos sobre reações de precipitação, ácidos e bases e complexação. Foi possível verificar através dos experimentos como os metais do grupo III formam complexos coloridos e estáveis e as diferentes solubilidades de seus hidróxidos.

INTRODUÇÂO

Os cátions do grupo III são conhecidos como grupo do sulfeto de amônio, pois todos precipitam como hidróxido ou sulfetos em solução saturada de sulfeto de hidrogênio na presença de amônia e cloreto de amônio ou solução de sulfeto de amônio 1,2. Os cátions deste grupo são: Fe3+ e Fe2+, Al3+, Cr3+, Ni2+, Co2+, Mn2+ e Zn2+. Neste estudo não estudamos reações dos dois últimos íons.

Cinco desses elementos são elementos de transição, entre eles, cromo, manganês, ferro, cobalto e níquel, e por esta razão pode-se esperar que suas propriedades sejam aquelas de elementos que tem uma camada interna de elétrons incompleta, isto é, valência variada, íons coloridos e forte tendência para formar íons complexos 2.

O zinco e o alumínio não são metais de transição, mas o íon Al3+ tem muitas propriedades semelhantes as dos íons Cr3+ e Fe3+, o que pode ser explicado pelo fato destes íons terem as mesmas cargas e raios aproximadamente iguais. Os hidróxidos de zinco, cromo e alumínio são anfóteros 2.

Os metais deste grupo não são precipitados pelos reagentes dos grupos I e II, mas todos são precipitados pelo o gás sulfídrico, na presença do cloreto de amônio, a partir de soluções tornadas alcalinas pela a amônia. Os metais, com exceção do alumínio e do cromo que são precipitados como hidróxidos devido à hidrólise completa dos sulfetos em solução aquosa, são precipitados como sulfetos 1.

O ferro constitui 4,7% da crosta terrestre e entre os metais é o segundo em abundância após o alumínio. O ferro metálico é um metal branco prateado, tenaz e dúctil. Funde a 1535°C. O ácido clorídrico diluído ou concentrado e o ácido sulfúrico o dissolvem, formando sais de ferro (II) e liberando hidrogênio 1,3.

Fe + 2H+→ Fe2+ + H2(g)

O ácido sulfúrico concentrado a quente produz íons ferro (III) e dióxido de enxofre:

2Fe + 3H2SO4 + 6H+ → 2Fe3+ + 3SO2(g) + 6H2O

Com ácido nítrico diluído a frio, formam-se íons ferro (II) e íons amônio:

4Fe + 10H+ + NO3- → 4Fe2+ + NH4+ + 3H2O

O ácido nítrico concentrado forma-se, contudo, um filme de óxido protetor, o metal torna-se “passivo” e não se dissolve. Em solução aquosa o íon (II) são verde-pálio e dos íons (III) vermelho-marrom, devido à formação de complexos de hidróxido, e desaparece quase por completo pela adição do ácido nítrico. Por outro lado, à medida que o pH da solução aumenta, a cor se aprofunda até que o óxido hidratado Fe2O3 acaba precipitando. 3

Tanto o Fe (II) como o Fe (III) formam complexos com um grande número de doadores de elétrons. Uma comparação entre os potenciais de redução

Fe3+ + e- → Fe2+ E° = 0,77 V,

Fe(CN)63- + e- →Fe(CN)64- E° = 0,36 V,

proporciona um bom exemplo de como as estabilidades relativas dos estados de oxidação são afetadas pela formação de complexos. O Íon férrico aquoso é um bom agente oxidante, porém o ferricianeto [Fe (CN)6]3- é bem mais fraco. A formação do complexo com cianeto provoca maior estabilização do Fe (III) do que o Fe (II). 3

O alumínio é um metal branco, dúctil e maleável; seu pó é cinza. Funde a 659°C. Os objetos de alumínio expostos ao ar são oxidados na superfície, mas a camada de óxido protege o objeto da oxidação posterior. O ácido clorídrico diluído dissolve o metal facilmente, enquanto a dissolução no ácido sulfúrico ou nítrico diluídos é mais lenta. 1

2Al + 6H+ → 2Al3+ + 3H2(g)

O alumínio forma compostos somente no estado de oxidação 3+. Seu hidróxido é anfótero, sendo uma substância gelatinosa de cor branca possuidora de um grande poder de adsorção. Soluções contendo o íon Al (III) são incolores. Seus halogenatos, nitrato e sulfato são solúveis em água; apresentam reações devido à hidrólise. O sulfato de alumínio só pode ser preparado em estado seco, pois, em soluções aquosas, ele hidrolisa, formando o hidróxido de alumínio, Al(OH)3. O sulfato forma sais duplos com sulfatos de cátions monovalentes, cristais de aparência atraente, chamados alumes. 1

As soluções aquosas dos sais de alumínio são ácidas por causa da facilidade de ionização de um próton no Al (H2O)63+. O campo elétrico intenso dos íons pequenos, de cargas altas, atrai os elétrons das moléculas de água, tornando-os doadores de prótons. A constante de ionização para reação

[Al (H2O)6]3+ → [Al (H2O)5OH]2+ + H+ K= 1,0 x 10-5

mostra que o íon Al (III) é um ácido aproximadamente tão forte quanto o ácido acético. Essa acidez pronunciada é esperada de qualquer espécie que forma um óxido anfótero. 3

O estado de oxidação mais estável do cromo na maioria das circunstâncias é o 3+. Os compostos do cromo (II) são agentes redutores, e os de cromo (VI) são fortes agentes oxidantes. As propriedades ácido-base associadas com esses estágios de oxidação variam da forma esperada; com a acidez crescendo com o aumento do número de oxidação do cromo. O CrO e Cr(OH)2 são básicos, o Cr2O3 é anfótero, e o CrO3 é ácido. 1

A característica, talvez a mais notável do cromo (III) é sua tendência de formar complexos estáveis com um número enorme de espécies doadoras de elétrons. Os outros íons bi ou tripositivos de metais de transição também apresentam essa propriedade, porém os complexos de cromo (III) são particularmente estáveis, uma vez formados, e dessa forma tem sido extensamente estudados. Alguns exemplos são os hexaaquacomplexos, [Cr (H2O)6]3+, o hexaamincomplexo, [Cr(NH3)6]3+ e o complexo aniônico, [CrF6]3-. 3

Os íons cromo (III) ou crômicos, Cr3+, são estáveis e são derivados do trióxido de dicromo (ou trióxido de cromo, Cr2O3). Em solução eles são verdes ou violetas, nas soluções verdes, o complexos pentaquomonoclorocromato (III), [Cr (H2O)5Cl]2+, ou o complexo tetraquodiclorocromato, [Cr(H2O)4Cl2]+, está presente (o cloreto pode ser substituído por um cátion monovalente), enquanto nas soluções violetas o íon hexaquocromato (III), [Cr(H2O)6]3+, está presente. 3

Nos ânions cromato CrO42- ou dicromato Cr2O72-, o cromo é hexavalente com o estado de oxidação +6. Esses íons são derivados do trióxido de cromo, CrO3. Os íons cromato são amarelos, enquanto os dicromatos têm uma cor laranja. 1

O níquel apresenta a mesma tendência de diminuição das estabilidades de estados de oxidações altos, observado entre os outros elementos. O único estado de oxidação importante em solução aquosa é o +2;, os estados +3 e +4 só aparecem em alguns compostos. O potencial de eletrodo

Ni2+ + 2e- → Ni E° = -0,24 V

mostra que do ponto de vista termodinâmico o níquel é um redutor apenas levemente mais fraco que o cobalto. De fato, o níquel é resistente a corrosão por ser protegido por uma camada de óxido e reage apenas muito lentamente como agente oxidante. É quimicamente resistente sob condições alcalinas, e usado com freqüência na fabricação de recipientes ou eletrodos para uso em meio básico. 3

Em solução aquosa, o Ni2+ hidratado é verde, e os sais são verdes ou azulados. Da mesma forma que o Fe (II) e o Co (III), o Ni (II) forma muitos íons complexos. Assim como Fe(OH)2 e o Co(OH)2, o Ni(OH)2 é pouco solúvel, porém em contraste com os primeiros o Ni(OH)2 não apresenta propriedades anfóteras. O óxido NiO, como FeO e o CoO, tem estrutura tipo NaCl.3

O cobalto forma compostos no estado de oxidação +2 (colbatoso) e +3 (colbatílico). No estado +2 ele forma sais simples estáveis e no estado +3 forma sais complexos e estáveis seu sais são coloridos sendo que os colbatosos são de cor avermelhado ou azul, dependendo do grau de hidratação ou de outros fatores. Os íons complexos colbáticos apresentam uma grande variedade de cor. 2

O objetivo desta prática é comparar as diferentes características entre os cátions do grupo III (com exceção do zinco e manganês) como ensaio analítico inorgânico.

PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS

Foram utilizados soluções de M(NO3)2 (onde M2+ = Fe2+, Ni2+, Co2+) e M(NO3)3 (onde M2+ = Fe3+, Al3++, Cr3), em soluções de 0,5 M.

  1. Reações dos metais com NaOH e teste de solubilidade em excesso de reagente. A seguir o fluxograma da prática:

Fig.1 – Fluxograma da prática a).

  1. Reações dos metais com NH4OH e dissolução dos precipitados em excesso de reagente. A seguir o fluxograma da prática:

Fig. 2: Fluxograma da prática b).

  1. Identificação de Fe(II) e Fe(III)

Colocaram-se em um tubo de ensaio 2 gotas de Fe(NO3)2 0,5 M, seis gotas de HCl 6M e cinco gotas de NH4SCN 1M. Observou-se a coloração produzida.

Em outro tubo, uma solução de Fe(NO3)3nas mesmas condições foi adicionado no lugar do tiocianato de amônio o ferrocianato de potássio. Observou-se a coloração produzida.

  1. Teste de precipitação do Al3+ com NH4OH e conseqüente solubilidade em meios básicos e ácidos:

Em um tubo de ensaio adicionou-se 5 gotas de Al(NO3)3 e cinco gotas de NH4OH. Ao precipitado foram adicionadas 7 gotas de NaOH e após dissolução do precipitado foi adicionado HCl para verificar nova precipitação.

  1. Reação do Ni (II) com dimetilglioxima;

Colocaram-se em um tubo de ensaio, duas gotas de Ni(NO3)2 0,5M, cinco gotas de água destilada, algumas gotas de solução de dimetilglioxima 0,1M e gotas de NH4OH 6M até o meio ficar alcalino, observou-se a formação de um precipitado vermelho de dimetilglioxima de níquel.

  1. Reação do Cr3+ com H2O2 – NaOH a quente:

Colocaram-se em um tubo de ensaio duas gotas de Cr(NO3)2 0,5M, cinco gotas de água e NaOH 4M até dissolução do precipitado formado, com a subseqüente formação de [Cr(OH)4]-.

Adicionou-se a seguir, dez gotas de H2O2 0,3 M. Aqueceu-se a ebulição até que a solução não desprendesse mais vapor d’água.

  1. Reação do cobalto com Tiocianato de amônio:

Em um tubo de ensaio Co(NO3)2 0,5M, quatro gotas de ácido acético e cristais de tiocianato de amônio e em seguida, após formação da cor azul, foram adicionados álcool amílico e posterior observação.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

  1. Reações dos metais com NaOH:

Os resultados estão presentes na tabela 1, todos os metais do grupo 3 formam hidróxidos insolúveis:

Cr3+ + 3OH- → Cr(OH)3 (s)

Al3+ + 3OH- → Al(OH)3 (s)

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3 (s)

Co2+ + NO3- + OH- → Co(OH)NO3 (s)

Ni2+ + NO3- + OH-→ Ni(OH)NO3 (s)

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