Este documento descreve um experimento químico no qual um ciclo de cobre é realizado através de uma série de reações. O cobre metálico é oxidado a nitrato de cobre, que é posteriormente convertido em hidróxido de cobre e óxido de cobre. O óxido de cobre é então convertido em sulfato de cobre e finalmente de volta ao cobre metálico original através da adição de zinco. O rendimento da reação foi de aproximadamente 61%.

1. Trabalho Experimental nº1Trabalho Experimental nº1Trabalho Experimental nº1Trabalho Experimental nº1
““““
E.B. 2,3/S DE JOSÉ RELVAS
ALPIARÇA
QUIMICA 12º ANO
2008-2009
Trabalho Experimental nº1Trabalho Experimental nº1Trabalho Experimental nº1Trabalho Experimental nº1::::
““““Um Ciclo dUm Ciclo dUm Ciclo dUm Ciclo deeee CobreCobreCobreCobre””””
Realizado Por:
Júnio Branco nº
Miguel Neves nº11
Prof. Dinis Silva
07-11-2008
ELVAS
Realizado Por: João Soares nº8
Júnio Branco nº9
Miguel Neves nº11

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Índice

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Introdução Teórica
O cobre é um metal que aparece na Natureza normalmente sob a forma de alcosite (‫ݑܥ‬ଶܵ) e
cuprite ሺ‫ݑܥ‬ଶܱሻ. Faz parte do bloco d, e é também um elemento de transição visto que, o ião
‫ݑܥ‬ଶା
tem orbitais d em preenchimento. Tal como os outros metais, o cobre apresenta uma
baixa energia de ionização, logo um elevado poder redutor. Reage com os ácidos como o ácido
nítrico ou o ácido sulfúrico, sendo oxidado pelo anião do ácido e não pelo ‫ܪ‬ା
, uma vez que
este possui um poder oxidante menor que o ‫,ݑܥ‬ logo não ocorre reacção.
O ciclo do cobre corresponde a uma série de reacções químicas cujo reagente inicial e o
produto final são o cobre. O ciclo inicia-se, pois, com o ‫ݑܥ‬ que irá ser oxidado pelo ácido
nítrico, libertando-se dióxido de azoto, de cor acastanhada, segundo a equação:
‫ݑܥ‬ሺ‫ݏ‬ሻ ൅ ‫ܪ‬ସ ܱܰଷሺܽ‫ݍ‬ሻ ՜ ‫ݑܥ‬ሺܱܰଷሻଶ ሺܽ‫ݍ‬ሻ ൅ 2‫ܪ‬ଶܱሺ݈ሻ ൅ 2ܱܰଶሺ݃ሻ
A esta solução é adicionado hidróxido de sódio que causa a precipitação do cobre (como
hidróxido de cobre), segundo a equação:
‫ݑܥ‬ሺܱܰଷሻଶ ሺܽ‫ݍ‬ሻ ൅ 2ܱܰܽ‫ܪ‬ ሺܽ‫ݍ‬ሻ ՜ ‫ݑܥ‬ሺܱ‫ܪ‬ሻଶ ሺ‫ݏ‬ሻ ൅ 2ܱܰܽܰଷሺܽ‫ݍ‬ሻ
Este precipitado, quando é aquecido num ambiente com oxigénio, decompõe-se dando origem
ao óxido de cobre:
‫ݑܥ‬ሺܱ‫ܪ‬ሻଶሺ‫ݏ‬ሻ ՜ ‫ܱݑܥ‬ሺ‫ݏ‬ሻ ൅ ‫ܪ‬ଶܱሺ݈ሻ
Adiciona-se ácido sulfúrico ao óxido de cobre dissolvendo o mesmo, formando-se sulfato de
cobre, numa reacção ácido-base:
‫ܱݑܥ‬ሺ‫ݏ‬ሻ ൅ ‫ܪ‬ଶܱܵସ ሺܽ‫ݍ‬ሻ ՜ ‫ܱܵݑܥ‬ସ ሺܽ‫ݍ‬ሻ ൅ ‫ܪ‬ଶܱሺ݈ሻ
O sulfato de cobre será reduzido pelo ܼ݊ uma vez que o ܼ݊ tem um poder redutor maior:
‫ܱܵݑܥ‬ସሺܽ‫ݍ‬ሻ ൅ ܼ݊ሺ‫ݏ‬ሻ ՜ ‫ݑܥ‬ሺ‫ݏ‬ሻ ൅ ܼܱ݊ܵସሺܽ‫ݍ‬ሻ

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O ciclo de reacções proposto transforma o cobre de acordo com o esquema:
Segundo a lei de Lavoisier, a massa de cobre obtida nesta reacção será igual à massa de cobre
inicial. O rendimento da reacção depende da extensão das reacções e do grau de pureza dos
reagentes e a qualidade do procedimento.

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Material
Balança analítica (±0,01 – SCALTEC)
Placa de aquecimento (JUNEX)
Gobelé de 250ml
Vareta de vidro
Pipetas graduada de 25 ml
Pipetas graduada de 100 ml
Pompete
Vidro de relógio
Espátula
Proveta de 50 ml
Balão volumétrico de 100 ml
Balão volumétrico de 50 ml
Pinça de madeira
Tina de vidro
Funil para líquidos
Funil de papel para sólidos
Hotte
Estufa
Luvas de borracha
Bata
Reagentes
Fio de cobre (cerca de 0.34g)
Água destilada
Solução de HNO3 (16 mol/dm3)
Solução de HCl
Solução de H2SO4 (6 mol/dm3)
NaOH
Zinco em pó
Acetona
Álcool

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Procedimento
A. Preparação do Ácido Sulfúrico (H2SO4 (aq)) diluido:
1. Colocar água destilada no balão volumétrico (até cerca de metade);
2. Colocar dentro de uma tina de vidro com água;
3. Adicionar 16 ml de H2SO4, cuidadosamente, tendo atenção a temperatura do
balão;
4. Agitar cuidadosamente;
5. Fazer a aferição com um esguicho, juntando água destilada e homogeneizar a
solução;
6. Rotular o balão.
B. Preparação da solução de Hidróxido de Sódio (NaOH (aq)):
7. Utilizar uma balança para pesar a massa do NaOH;
8. Com o papel fazer um funil, através do qual se coloca o NaOH no balão
volumétrico;
9. Encher o balão de água até meio;
10. Depois de tapar o balão volumétrico, agitar para que o NaOH seja dissolvido e a
solução fique incolor.
11. Fazer a aferição, juntando água destilada, e homogeneizar a solução.
C. Preparação do Cobre metálico (Cu (s)):
12. Cortar um fio de cobre;
13. Se o fio não estiver limpo e brilhante, mergulhá-lo numa solução de ácido
clorídrico com uma pinça, lavá-lo com álcool e secá-lo com papel de filtro;
14. Pesar a amostra de cobre, até ao centigrama e registar;
D. De Cu (s) a Cu(NO3)2 (aq):
15. Na hotte, num balão volumétrico, e com o auxílio de uma pipeta e uma pompete,
adicionar 10 ml de ácido nítrico ao fio de cobre;
16. Agitar com cuidado até o cobre se dissolver por completo;
17. Observar e registar alterações;
18. Aferir, adicionando água destilada, até perfazer os 100 ml.
E. De Cu(NO3)2 (aq) a Cu(OH)2 (s):
19. Com o auxílio de uma proveta adicionar 50 ml de solução de hidróxido de sódio;
20. Agitar sempre com uma vareta de vidro
21. Registar as alterações;
F. De Cu(OH)2 (s) a CuO (s):
22. Aquecer a solução quase até à ebulição;

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23. Agitar sempre para uniformizar o aquecimento;
24. Assim que a reacção esteja completa, retirar a solução da placa de aquecimento;
25. Continuar a agitar durante 2 a 3 minutos;
26. Deixar repousar;
27. Decantar cuidadosamente o líquido, para que não se perca óxido de cobre;
28. Adicionar 150 ml de água destilada;
29. Agitar e decantar novamente.
G. De CuO (s) a CuSO4 (s):
30. Com uma pipeta retira-se 15 ml de H2SO4 (Ácido sulfúrico) preparado
anteriormente;
31. Agitar sempre;
32. Registar as alterações.
H. De CuSO4 (s) a Cu (s):
33. Na hotte, adicionar, de uma só vez, 1,41g de zinco em pó;
34. Agitar até que o liquido fique incolor;
35. Registar as alterações;
36. Quando a libertação de gás for muito intensa, decantar o liquido sobrenadante e
despejar num recipiente apropriado;
37. Se ainda houver zinco por reagir, adicionar 10 ml de solução de ácido clorídrico, e
aquecer ligeiramente;
38. Lavar com cerca de 10 ml de água desionizada, deixar repousar e decantar o líquido.
39. Repetir o último procedimento pelo menos mais duas vezes;
40. Pesar o vidro de relógio;
41. Transferir o cobre, com a ajuda de uma pipeta de Pasteur, para o vidro de relógio;
42. Fazer uma lavagem com acetona;
43. Retirar o líquido em excesso e colocar na estufa;
44. Pesar o vidro de relógio com o cobre;
45. Calcular o rendimento.

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Cálculos
I. Preparação do Ácido Sulfúrico (H2SO4) diluído:
Solução inicial: ‫ܥ‬௜ ൌ 18,4 ݉‫݉݀/݈݋‬ଷ
Solução pretendida: ‫ܥ‬௙ ൌ 6 ݉‫݉݀/݈݋‬ଷ
e ܸ௙ ൌ 50ܿ݉ଷ
ൌ 0,50݀݉ଷ
‫ܥ‬௜ ൈ ܸ௜ ൌ ‫ܥ‬௙ ൈ ܸ௙
18,4 ൈ ܸ௜ ൌ 6 ൈ 0,05 ֞
֞ ܸ௜ ൌ 0,016 ‫ܮ‬
ܸ௜ ൌ 0,016 ‫ܮ‬ ൌ 16 ݉‫ܮ‬
II. Preparação da solução de Hidróxido de Sódio (NaOH):
Solução pretendida: ‫ܥ‬ ൌ 3݉‫݉݀/݈݋‬ଷ
e ܸ ൌ 100ܿ݉ଷ
ൌ 0,100݀݉ଷ
‫ܥ‬ ൌ
݊
ܸ
3 ൌ
݊
0,1
֞ ݊ ൌ 0,3 ݉‫݈݋‬
‫ܯ‬ሺܱܰܽ‫ܪ‬ሻ ൌ 23 ൅ 16 ൅ 1 ൌ 40 ݃/݉‫݈݋‬
݊ ൌ
݉
‫ܯ‬
0,3 ൌ
݉
0,4
֞ ݉ ൌ 12 ݃
III. Cálculo do rendimento:
ߤ ൌ
݉ܽ‫ܽݏݏ‬௢௕௧௜ௗ௔
݉ܽ‫ܽݏݏ‬௧௘ó௥௜௖௔
ൈ 100
ߤ ൌ
0,21
0,34
ൈ 100 ֞
֞ ߤ ൌ 61,76%

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Conclusão
O rendimento obtido foi de 61%, resultado que se pode considerar bastante
razoável. Este rendimento pode ser explicado pelas decantações realizadas com o
objectivo de remover a solução de hidróxido de sódio. Estas decantações acarretam
sempre algumas perdas de produto uma vez que não é possível faze-las com toda a
precisão. Um processo menos grosseiro, como uma filtração, garantiria um maior
rendimento.
Ao longo deste trabalho laboratorial foi necessário tomar algumas precauções:
Ambas as soluções preparadas (a solução de H2SO4 e a de NaOH) reagem
exotérmicamente com a água, aquecendo. De modo a garantir que o volume aferido é o
correcto, a aferição deverá ser feita apenas quando a solução já se encontra à temperatura
ambiente (já que a massa volúmica é diferente a diferentes temperaturas). A solução
concentrada deve ser colocada num balão volumétrico que contenha já alguma água, já
que a reacção ácido-base é um pouco turbulenta. Desse modo começa-se a diluição com
uma concentração mais baixa do que se se juntasse a água posteriormente, o que garante
que a reação é menos violenta.
Se o fio de cobre a usar não se encontrar brilhante (estiver oxidado) é necessário
mergulha-lo numa solução de HCl e de seguida passá-lo por água.
Tal como diz no passo 41 o cobre é previamente lavado com acetona porque esta é
solúvel em água e evapora-se muito mais facilmente (p.e. 56,1 ºC), garantindo assim uma
secagem mais rápida.
Verificou-se ao longo do procedimento mudanças de cor nas soluções,
consequências da reacções ocorridas. Assim quando se oxidou o cobre com ácido nítrico
verificou-se uma mudança da cor para um tom verde libertando-se um gás (ܱܰଶሻ, quando
o cobre oxidou totalmente a solução tomou uma cor azul. Quando essa solução foi
aquecida, formando-se um precipitado de oxido de cobre (de cor negra), o liquido
sobrenadante era incolor. Ao adicionar-se o acido sulfúrico ao precipitado, o cobre
dissolveu-se novamente, e a solução assumiu uma cor, de novo, azul cobalto. O liquido
sobrenadante resultante da reacção com o zinco, tinha já uma cor acastanhada.

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Bibliografia
Livros:
• Maria da Conceição Dantas; Marta Duarte Ramalho, (2005). Caderno de
actividades laboratoriais, Jogo de Particulas Quimica 12º, Lisboa. (Livro)