Relacionamento molhado - parte 1

Os compostos inorgânicos geralmente não estão associados à umidade, enquanto os compostos orgânicos são vice-versa. Afinal, as primeiras são rochas secas e as últimas vêm de organismos vivos aquáticos. No entanto, associações generalizadas têm pouco a ver com a realidade. Nesse caso, é semelhante: a água pode ser espremida das pedras e os compostos orgânicos podem ser muito secos.

A água é uma substância onipresente na Terra e não é surpreendente que ela também possa ser encontrada em outros compostos químicos. Às vezes, está frouxamente ligado a eles, encerrado dentro deles, manifesta-se de forma latente ou constrói abertamente a estrutura dos cristais.

Primeiras coisas primeiro. No inicio…

… Umidade

Muitos compostos químicos tendem a absorver água de seu ambiente - por exemplo, o conhecido sal de mesa, que muitas vezes se aglomera na atmosfera fumegante e úmida da cozinha. Tais substâncias são higroscópicas e a umidade que elas causam água higroscópica. No entanto, o sal de mesa requer uma umidade relativa alta o suficiente (veja o quadro: Quanta água está no ar?) para ligar o vapor de água. Enquanto isso, no deserto existem substâncias que podem absorver água do meio ambiente.

Quanta água está no ar?

Humidade absoluta é a quantidade de vapor de água contida em uma unidade de volume de ar a uma dada temperatura. Por exemplo, a 0°С em 1 m³ No ar pode haver no máximo (para que não haja condensação) cerca de 5 g de água, a 20 ° C - cerca de 17 g de água e a 40 ° C - mais de 50 g. Em uma cozinha quente ou banheiro, portanto, bastante úmido.

Humidade relativa é a razão entre a quantidade de vapor de água por unidade de volume de ar e a quantidade máxima a uma dada temperatura (expressa em porcentagem).

O próximo experimento exigirá NaOH de sódio ou hidróxido de potássio KOH. Coloque um comprimido composto (como são vendidos) em um vidro de relógio e deixe no ar por um tempo. Logo você notará que a pastilha começa a ficar coberta com gotas de líquido e depois se espalha. Este é o efeito da higroscopicidade do NaOH ou KOH. Ao colocar as amostras em diferentes cômodos da casa, você pode comparar a umidade relativa desses locais (1).

1. Precipitação de NaOH em vidro de relógio (esquerda) e o mesmo precipitado após algumas horas ao ar (direita).

2. Dessecador de laboratório com gel de silicone (foto: Wikimedia/Hgrobe)

Os químicos, e não apenas eles, resolvem o problema do teor de umidade de uma substância. Água higroscópica é uma contaminação desagradável por um composto químico, e seu conteúdo, além disso, é instável. Este fato dificulta a pesagem da quantidade de reagente necessária para a reação. A solução, claro, é secar a substância. Em escala industrial, isso acontece em câmaras aquecidas, ou seja, em uma versão ampliada de um forno doméstico.

Nos laboratórios, além de secadores elétricos (novamente, fornos), exykatório (também para armazenamento de reagentes já secos). São vasos de vidro, bem fechados, no fundo dos quais existe uma substância altamente higroscópica (2). Seu trabalho é absorver a umidade do composto seco e manter a umidade dentro do dessecador baixa.

Exemplos de dessecantes: sais de CaCl anidro.₂ I MgSO₄, óxidos de fósforo (V) P₄O₁₀ e cálcio CaO e sílica gel (sílica gel). Você também encontrará este último na forma de sachês dessecantes colocados em embalagens industriais e alimentares (3).

3. Gel de silicone para proteger alimentos e produtos industriais da umidade.

Muitos desumidificadores podem ser regenerados se absorverem muita água - basta aquecê-los.

Há também contaminação química. água engarrafada. Ele penetra nos cristais durante seu rápido crescimento e cria espaços preenchidos com a solução a partir da qual o cristal se formou, cercado por um sólido. Você pode se livrar das bolhas líquidas no cristal dissolvendo o composto e recristalizando-o, mas desta vez sob condições que retardam o crescimento do cristal. Em seguida, as moléculas se estabelecerão “limpamente” na rede cristalina, sem deixar lacunas.

água escondida

Em alguns compostos, a água existe em forma latente, mas o químico é capaz de extraí-la deles. Pode-se supor que você liberará água de qualquer composto de oxigênio-hidrogênio nas condições certas. Você fará com que ele ceda água por aquecimento ou pela ação de outra substância que absorva fortemente a água. Água em tal relacionamento água constitucional. Experimente os dois métodos de desidratação química.

4. O vapor de água condensa no tubo de ensaio quando os produtos químicos são desidratados.

Despeje um pouco de bicarbonato de sódio no tubo de ensaio, ou seja, bicarbonato de sódio NaHCO.₃. Você pode obtê-lo no supermercado e é usado na cozinha, por exemplo. como agente de fermentação para panificação (mas também tem muitos outros usos).

Coloque o tubo de ensaio na chama do queimador em um ângulo de aproximadamente 45° com a abertura de saída voltada para você. Este é um dos princípios de higiene e segurança do laboratório - é assim que você se protege no caso de uma liberação repentina de uma substância aquecida de um tubo de ensaio.

O aquecimento não é necessariamente forte, a reação começará a 60 ° C (um queimador de espírito metilado ou até uma vela é suficiente). Fique de olho no topo da embarcação. Se o tubo for longo o suficiente, gotas de líquido começarão a se acumular na saída (4). Se você não os vir, coloque um vidro de relógio frio sobre a saída do tubo de ensaio - o vapor de água liberado durante a decomposição do bicarbonato de sódio condensa nele (o símbolo D acima da seta indica o aquecimento da substância):

5. A mangueira preta sai do vidro.

O segundo produto gasoso, dióxido de carbono, pode ser detectado usando água de cal, ou seja, solução saturada hidróxido de cálcio Sa (ON)₂. Sua turbidez causada pela precipitação de carbonato de cálcio é indicativa da presença de CO₂. Basta pegar uma gota da solução em uma baguete e colocá-la na ponta do tubo de ensaio. Se você não tiver hidróxido de cálcio, faça água de cal adicionando uma solução de NaOH a qualquer solução de sal de cálcio solúvel em água.

No próximo experimento, você usará o próximo reagente de cozinha - açúcar comum, ou seja, sacarose C.₁₂H2₂O₁₁. Você também precisará de uma solução concentrada de ácido sulfúrico H₂SO₄.

Lembro-lhe imediatamente as regras para trabalhar com este reagente perigoso: são necessárias luvas e óculos de borracha, e o experimento é realizado em uma bandeja de plástico ou filme plástico.

Despeje o açúcar em um pequeno béquer metade do volume do recipiente. Agora despeje uma solução de ácido sulfúrico em uma quantidade igual à metade do açúcar derramado. Agite o conteúdo com uma vareta de vidro para que o ácido seja distribuído uniformemente por todo o volume. Nada acontece por um tempo, mas de repente o açúcar começa a escurecer, depois fica preto e finalmente começa a "sair" do recipiente.

Uma massa negra porosa, não mais parecendo açúcar branco, rasteja para fora do vidro como uma cobra de uma cesta de faquir. A coisa toda aquece, nuvens de vapor d'água são visíveis e até um silvo é ouvido (isso também é vapor d'água escapando das rachaduras).

A experiência é atrativa, da categoria dos chamados. mangueiras químicas (5). A higroscopicidade de uma solução concentrada de H é responsável pelos efeitos observados.₂SO₄. É tão grande que a água entra na solução de outras substâncias, neste caso a sacarose:

Resíduos de desidratação de açúcar são saturados com vapor de água (lembre-se que ao misturar H₂SO₄ muito calor é liberado com a água), o que causa um aumento significativo em seu volume e o efeito de levantar a massa do vidro.

Preso em um cristal

6. Aquecimento de sulfato de cobre cristalino (II) em tubo de ensaio. A desidratação parcial do composto é visível.

E outro tipo de água contida em produtos químicos. Desta vez aparece explicitamente (ao contrário da água constitucional), e sua quantidade é estritamente definida (e não arbitrária, como no caso da água higroscópica). este água de cristalizaçãoo que dá cor aos cristais - quando removidos, eles se desintegram em um pó amorfo (que você verá experimentalmente, como convém a um químico).

Estocar cristais azuis de sulfato de cobre (II) hidratado CuSO₄×5h₂Oh, um dos reagentes de laboratório mais populares. Despeje uma pequena quantidade de pequenos cristais em um tubo de ensaio ou evaporador (o segundo método é melhor, mas no caso de uma pequena quantidade do composto, um tubo de ensaio também pode ser usado; mais sobre isso em um mês). Comece a aquecer suavemente sobre a chama do queimador (uma lâmpada de álcool desnaturado será suficiente).

Agite o tubo frequentemente para longe de você, ou mexa a baguete no evaporador colocado na alça do tripé (não se incline sobre o vidro). À medida que a temperatura sobe, a cor do sal começa a desbotar, até que finalmente se torna quase branco. Neste caso, gotas de líquido se acumulam na parte superior do tubo de ensaio. Esta é a água removida dos cristais de sal (aquecê-los em um evaporador revelará a água colocando um vidro de relógio frio sobre o recipiente), que entretanto se desintegrou em um pó (6). A desidratação do composto ocorre em etapas:

Um aumento adicional da temperatura acima de 650°C causa a decomposição do sal anidro. CuSO anidro em pó branco₄ armazene em um recipiente bem aparafusado (você pode colocar um saco absorvente de umidade nele).

Você pode perguntar: como sabemos que a desidratação ocorre conforme descrito pelas equações? Ou por que os relacionamentos seguem esse padrão? Você vai trabalhar na determinação da quantidade de água neste sal no próximo mês, agora vou responder a primeira pergunta. O método pelo qual podemos observar a mudança na massa de uma substância com o aumento da temperatura é chamado análise termogravimétrica. A substância de teste é colocada em um palete, o chamado balanço térmico, e aquecida, lendo as variações de peso.

Claro, hoje as termobalanças registram os próprios dados, ao mesmo tempo desenhando o gráfico correspondente (7). A forma da curva do gráfico mostra a que temperatura "algo" acontece, por exemplo, uma substância volátil é liberada do composto (perda de peso) ou se combina com um gás no ar (então a massa aumenta). A mudança na massa permite determinar o que e em que quantidade diminuiu ou aumentou.

7. Gráfico da curva termogravimétrica do sulfato de cobre(II) cristalino.

CuSO hidratado₄ tem quase a mesma cor que sua solução aquosa. Isto não é uma coincidência. íon Cu em solução₂+ está rodeado por seis moléculas de água, e no cristal - por quatro, situadas nos cantos do quadrado, cujo centro está. Acima e abaixo do íon metálico estão os ânions sulfato, cada um dos quais "serve" a dois cátions adjacentes (portanto, a estequiometria está correta). Mas onde está a quinta molécula de água? Ele fica entre um dos íons sulfato e uma molécula de água em um cinturão ao redor do íon cobre(II).

E, novamente, o leitor curioso perguntará: como você sabe disso? Desta vez a partir de imagens de cristais obtidas irradiando-os com raios-X. No entanto, explicar por que um composto anidro é branco e um composto hidratado é azul é química avançada. É hora de ela estudar.

Veja também: