Oxalatos

Oxalatos "Inorgânicos"

INTRODUÇÃO:

Abaixo uma pequena tabela com nomes, pesos moleculares de algumas das substâncias mencionadas aqui ,e algumas outras informações adicionais que podem ser de alguma serventia:

Substância , Nome "Popular", Fórmula e Estado Físico Em Que é Comumente Encontrada	Peso Molecular Aproximado	Informações Adicionais
Substancia X (X_yZ(s))	numero N	MSDS, NPK (se for fertilizante), onde é encontrado, etc

Oxalato de Ferro II

Materiais usados:

~25g FeSO4*7H2O

~10g (COOH)2*2H2O

Reação:

(COOH)2(aq) + FeSO4(aq) --> Fe(COO)2(s) + H2SO4(aq)

Ou:

C2O4^-2 (aq) + Fe^+2 (aq) ---> FeC2O4(s)

EXPERIMENTAL:

~400mL de água foi esquentada até a fervura. ~100mL destes, ainda bem quente, foram postas num copo de PS descartavel (ainda nao lavei minhas vidrarias =[) onde já estavam os ~25g de sulfato ferroso. Uma solução avermelhada foi o resultado (impurezas - hidróxidos e sais basicos de ferro, devido a oxidaão do O2 atmosferico); ao mesmo tempo, em outro copo de PS onde já estavam os ~10g de ácido oxálico, foram postos ~100mL de água quente.

As duas soluções foram agitadas com um espeto de madeira por uns dois minutos e então misturadas. Um precipitado amarelo foi o resultado (muito provavelmente a acidez gerada tenha redissolvido as impurezas de hidróxidos de ferro da solução de FeSO4, dando mais oxalato). Este precipitado foi então filtrado através de um filtro de papel (cefé) e então lavado no filtro com o restante da água quente (~200mL). Após esta primeira lavagem, o precipitado foi ainda lavado diversas vezes com porções de água fresca (torneiral), num total de ~300mL, para eliminar qualquer resíduo de H2SO4 e facilitar a secagem posterior.. Pus em cima de um pedaço de papel e após alguns dias pesei. A massa de oxalato de ferro II que deu ~10g, aprox 85% do rendimento teórico.. Not bad

Um pouco deste oxalato foi posto numa colher de chá e esquentada com uma vela; em instantes a água foi embora e o sólido ficou preto e parte ficou incandescente, da reação com o O2. Parte do sólido escuro foi atraída por ímã, provavelmente em parte ferro metálico não reagido e em (muito maior) parte magnetita (Fe3O4)..

**Oxalato de Amônio - ( (NH4)2C2O4*H2O )**

(NH4)2C2O4 *H2O -> PM = 142,12g/mol

MANIPULAR COM CUIDADO, COMPOSTO VENENOSO.

Reagentes usados:

NH4HCO3 (PM = 79,06g/mol)
H2C2O4*2H2O (PM = 126,068g/mol)

Reação:

2 NH4HCO3(aq) + H2C2O4(aq) ---> (NH4)2C2O4(aq,s) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g)

EXPERIMENTAL:

Usando luvas, óculos e máscara de proteção (e claro, no quintal), ~10g de ácido oxálico foram dissolvidos em ~100mL de água fresca num copo descartável. Em seguida, foi sendo adicionado, lentamente, nesta solução o bicarbonato de de amônio na forma de pó, com agitação constante (colher de PS descartável). Este é um dos momentos mais perigosos pois as bolhas de CO2 geradas produzem e arrastam consigo pequenas gotículas do liquido que se difundem no ar adjacente, produzindo uma atmosfera potencialmente perigosa, especialmente em locais fechados (não foi atoa que o procedimento foi realizado no quintal). A medida que ia se adicionando o NH4HCO3, se observava a solução se turvando e se enchendo de precipitado e este indo em maior parte para o fundo do copo. A quantidade de NH4HCO3 não foi pesada, apesar de teoricamente se necessitar de ~12,54g para neutralização do ácido oxálico: a adição de NH4HCO3 foi feita até o momento em que a solução não aparentasse mais reagir vigorosamente com o bicarbonato de amônio; então mais um ligeiro excesso foi adicionado. O líquido filtrado residual foi usado em outra síntese (adiante).

A solução se esfriou bastante, em função da dissolução endotérmica do NH4+, o que ajudou a diminuir as perdas por dissolução.

O precipitado, filtrado, foi lavado duas vezes no filtro com duas porções de 15 mL de água torneiral; o filtro com o precipitado foi então com extremo cuidado e lentidão, espremido na mão (USANDO LUVAS!) para eliminar parte da água e o filtro prensado foi então posto em cima de algumas camadas de jornal e então aberto para secar mais rápido.. Devido aos motivos já ditos ( O tempo bastante úmido está dificultando a secagem (eu queria usar minha estufa improvisada, mas tive que sacrificar o soquete da lampada da estufa para pôr no meu quarto pois o soquete havia queimado)..), a coisa ainda não está totalmente seca, mas interessante notar que ao contrário de vários outros sais de amônio, este monohidrato é aparentemente bem estável na temperatura ambiente e não é deliqüescente o que é bom.. Havia lido que um método de sintetizar oxamida consiste em aquecer cuidadosamente este sal, mas ainda não procurei maiores informações sobre este assunto.

Alguns links:

MSDS’s:

https://msds.chem.ox.ac.uk/AM/ammonium_oxalate_monohydrate.htmlhttps://www.jtbaker.com/msds/englishhtml/a6072.htm

Outro Datasheet https://www.brotherton.co.uk/product-pdfs/AMMONIUM%20OXALATE%20MONOHYDRATE%20-%20TDS%208.pdf Um experimento envolvendo este sal (‘Photochemical Reaction: Ammonium Oxalate and Iodine’): https://www.woodrow.org/teachers/chemistry/institutes/1986/exp32.html Uma técnica de determinação do ferro e de manganês no solo usando oxalato de amônio: https://people.exeter.ac.uk/ARAmes/feox.htm Patente interessante: US4018875 (produz uma solução de oxalato de amônio direto de oxalato de cálcio e carbonato de amônio, talvez possa ser útil no futuro para quem queira fazer este sal via ‘antiferrugem’ e se ele tiver alguma impureza (por hora os daqui ainda não estão, basicamente apenas água e acido oxálico; o ‘semorim’ é um exemplo) mas logo alguem vai ter a idéia de pôr mais alguma coisa para torna-lo menos útil para a química amadora)..O ruim é que aparentemente o procedimento mais “bem feito” só dá certo conduzindo a reação sob pressão e até hoje, da comunidade toda quem eu sei que realizou uma reação sob pressão foi só o BIOHAZARD. Como havia dito, o liquido residual da filtração e das lavagens foi guardado para a próxima síntese, que descreverei a seguir... NOTA: As razões por não se ter usado amônia no lugar de do bicarbonato de amônio foram várias, basicamente as seguintes: 1) NH4HCO3 em comparação com a amônia, é mais barato e ainda é OTC e vem com boa pureza (ao menos aqui onde moro) ; 2) A amônia ‘comum’, OTC , de farmácia não costuma ter concentração maior que 5% em NH3, logo usando-a, forçosamente você estará diluindo o sistema com uma grande quantidade de água e com isso provocar bastante perdas do material sólido por diluição, mas por outro lado a amônia é boa se você pretende fazer diretamente uma solução diluída do oxalato.. 3) Mesmo amônias mais concentradas (ex.:25% em NH3) possuem o problema de terem muita água, induzindo também a perdas por dissolução. 4) Soluções de amônia podem ser bem perigosas se mal manipuladas, especialmente as formas mais concentradas, devido ao odor penetrante da amônia. O NH4HCO3 possui um cheiro de amônia, mas perde de 10x0 na intensidade para uma solução de amônia, mesmo diluída. Se a síntese for realizada com NH3 gasoso, além deste problema, provavelmente o experimentador terá de tomar cuidado com o efeito suckback na solução. Dando uma olhada no Thorp e vi que ele descreve o uso de amônia na síntese, contudo ele também menciona o uso de carbonato de amônio, então, meu método é válido =]

:

No livro do Seidell, a solubilidade do sal:

Oxalato de Cobre II ( CuC2O4.. aparentemente forma um semihidrato (0.5H2O) também)

CuC2O4 -> PM = 151,57g/mol MANIPULAR COM CUIDADO, COMPOSTO VENENOSO.1ª Tentativa Provável reação: (NH4)2C2O4(aq) + CuSO4(aq) ---> CuC2O4(s) + (NH4)2SO4(aq) Experimental: A solução residual do procedimento de obtenção do oxalato de amônio foi posta para reagir com uma solução de ~15g de CuSO4*5H2O em água (temperatura ambiente). Um fino precipitado azul claro foi o resultado; O liquido filtrado era azul marinho e bem forte (evidenciando a formação do complexo tetraamino-cobre.. [Cu(NH3)4(H2O)2]^+2 ).. Mas será que então o oxalato precipitado possui amônia em sua estrutura formando uma espécie de sal duplo ou complexo ou só mesmo oxalato de cobre? A cor deste precipitado é aparentemente igual a do oxalato de cobre II da segunda tentativa (mais adiante); TALVEZ seja um indicio que não tenha se formado um complexo, mas TALVEZ não seja a verdade.. Provavelmente lavando bem e aquecendo o sal acho que vai dar pra ver se evolui alguma amônia ou não.. De qualquer modo, no experimento a filtração foi bem lenta; no filtro o precipitado foi lavado duas vezes com 2 porções de 15 mL de água ; o filtro com o precipitado foi espremido (usando luvas) para remoção de parte da umidade e então posto em cima de algumas camadas de jornal para secar, mas ainda não está totalmente seco.

2ª Tentativa

Reagentes usados: H2C2O4*2H2O (PM = 126,068g/mol) CuSO4*5H2O (PM = 249,7g/mol) Reação: H2C2O4(aq) + CuSO4(aq) ---> CuC2O4(s) + H2SO4(aq) Na segunda tentativa foi realizado basicamente o mesmo procedimento do oxalato de ferro II, exceto que os ~25g de FeSO4*7H2O foram substituídos por ~20g de CuSO4*5H2O. Os resultados foram os seguintes: 1) Apesar das soluções estarem quentes, o precipitado formado foi fino, tão ou mais fino que o da 1ª tentativa, pois grande parte passou pelo filtro.. ; 2) Uma filtração direta foi tentada, mas devido a fineza do precipitado, que em grande parte passou pelo filtro, resolvi decantar e lavar o precipitado para depois tentar uma segunda filtração e neste estágio me encontro agora. (veja mais sobre o oxalato de cobre em ‘possiveis idéias’ e num dos links do oxalato de aluminio, ambos mais adiante).. Alguns links: Segurança (não propriamente o MSDS): https://msds.chem.ox.ac.uk/CO/copper_II_oxalate.htmlhttps://jcvalmal.univ-tln.fr/articles/JCISOxCu.pdf (controle na precipitação de oxalato de amônio. Chances do composto ,mencionado ser bastante OTC? Talvez olhe melhor depois na loja de essências para ver se não tem algo parecido..) https://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6TXC-4PF1WPT-1&_user=10&_rdoc=1&_fmt=&_orig=search&_sort=d&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=70376779225c20ef4d8e25d171d33a00 (menção de produção de CuO poroso via calcinação do oxalato de cobre) https://www.springerlink.com/content/j2708114n001t345/ , e a página deste link: https://www.springerlink.com/content/j2708114n001t345/fulltext.pdf?page=1 (“Calcination and morphological evolution of cubic copper oxalate particles”) +++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++ |||| https://icn2.umeche.maine.edu/genchemlabs/Oxalates/oxalate3.htm |||| +++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++++ ^neste^ site são descritos alguns complexos só de oxalatos! Cúpricos, ferrosos e de alumínio e com os procedimentos e equações! Patentes: US4387055, US7169947, US7393555... A primeira discute mais um complexo com CO que o oxalato de cobre é capaz de formar (ou seja, talvez um meio mais exótico de absorção de CO eheh Cu2O em contato com ácido oxálico usando um solvente como eter dietilico ou THF (melhor, mas muito menos OTC)) as outras discorrem sobre complexos do oxalato cuproso como precursor para deposição de finas camadas de cobre sobre substratos (pode vir a ser bem util))..

Oxalato de Alumínio – tentativa frustrada

MANIPULAR COM CUIDADO, COMPOSTO VENENOSO. Reagentes usados: Al2(SO4)3*14H2O (PM = 594,36g/mol obs.: 14H2O segundo o pacote com o reagente.. O sulfato de alumínio forma diferentes hidratos, com os de 16 e 18 moléculas de água sendo os mais comuns..Prestei atenção neste detalhe apenas agora ao pesquisar com mais cuidado, mas havia usado as informações do pacote na síntese); H2C2O4*2H2O (PM = 122,068g/mol). Possivel reação: Al2(SO4)3 + 3 H2C2O4 <---> Al2(C2O4)3 + 3 H2SO4 Havia pensado que esta substância era ao menos pouco solúvel como outros oxalatos, mas não foi o caso. Talvez repita depois o procedimento com as adaptações dadas adiante(‘possiveis idéias’), mesmo assim, acho difícil novas tentativas neste sentido pois não acho tão seguro manipular solução de oxalatos desta natureza (solúveis). Aparentemente com o oxalato de titânio deve ser a mesma coisa.. se alguém tiver informações mais acuradas de solubilidade, por favor me informem pois olhei rapido na web e não achei , olhei também o Seidell sem sucesso.. Em todo caso, lá vai: a minha tentativa foi basicamente igual a da síntese de oxalato de ferro II, exceto que os ~25g de FeSO4*7H2O foram substituídos por ~15g de Al2(SO4)3*14H2O e uma quantidade bem menor de água quente foi usada na dissolução (~100mL ao todo.. metade para o acido oxálico e a outra metade para o sulfato de alumínio), além disso, após combinadas as duas soluções formadas, foi adicionado 100mL de etanol 92,8° INPM. Mesmo assim, aparentemente nada precipitou, mesmo após a solução ter esfriado para a temperatura ambiente (o que não demorou muito). A solução alcoólica foi guardada para algum eventual experimento.. Falhou...

Alguns links: https://www.springerlink.com/content/t2hxqq34242k3645/ ----> https://www.springerlink.com/content/t2hxqq34242k3645/fulltext.pdf (Talvez uma técnica interessante para tecnologias caseiras para refratários mais caseiros ainda ehehe)

Possíveis Idéias - Para o oxalato de cobre II, talvez seja uma boa idéia adicionar algo que façam os cristais formados ficarem mais grossos, ou mesmo algo que una os cristais mais finos em aglomerados. No ultimo caso estive pensando em usar dextrina ou alguma outra cola na solução para ver se atingia este objetivo.. Apesar de reduzir a pureza do produto, acho que deve valer a pena.. - para o oxalato de alumínio, provavelmente eu poderia ter feito o seguinte: após misturar as soluções de sulfato de alumínio e ácido oxálico, ir adicionando cuidadosamente CaCO3 com agitação, e após a nutralização do ácido sulfúrico (fazendo o possível equilíbrio Al2(SO4)3 + 3 H2C2O4 <---> Al2(C2O4)3 + 3 H2SO4 ser deslocado para a direita com a eliminação do H2SO4), então adicionar os 100mL de etanol, para precipitar ainda mais CaSO4 e tornar a purificação mais fácil. Após isso a etapa ‘piorzinha’ seria de evaporar a solução para obter o oxalato de alumínio (perigoso, oxalato no ar...). Ainda não li nada a respeito, mas conhecendo como os outros sais de aluminio se comportam, eu poderia apostar que o oxalato também deva ter grande afinidade pela água, talvez grande demais a ponto de ser uma substância higroscópica ou mesmo deliqüescente. Caso seja assim, a secagem do oxalato deve ser uma etapa ainda mais chata e possivelmente difícil (se o oxalato não for muito estável em temperaturas elevadas, isto é , se decompor fácil)...

DISCUSSÃO DOS RESULTADOS E PROPRIEDADES:

Eu acho que me enganei ao por o título do tópico como "Preparação de pós metálicos (Fe, Cu, Ni, etc)" , pois não é que a coisa é bem mais ampla do que eu imaginava? [:P]

Ontem realizei mais algumas sínteses..

E pesei a massa de oxalato de ferro II que deu ~10g, aprox 85% do rendimento teórico.. Not bad [:)]

[b]Oxalato de Amônio ( (NH4)2C2O4*H2O )[/b]

(NH4)2C2O4 *H2O -> PM = 142,12g/mol

[red] MANIPULAR COM CUIDADO, COMPOSTO VENENOSO.[/red]

Reagentes usados:

NH4HCO3 (PM = 79,06g/mol)

H2C2O4*2H2O (PM = 126,068g/mol)

Reação:

2 NH4HCO3(aq) + H2C2O4(aq) ---> (NH4)2C2O4(aq,s) + 2 H2O(l) + 2 CO2(g)

Experimental:

Usando luvas, óculos e máscara de proteção (e claro, no quintal), ~10g de ácido oxálico foram dissolvidos em ~100mL de água fresca num copo descartável. Em seguida, foi sendo adicionado, lentamente, nesta solução o bicarbonato de de amônio na forma de pó, com agitação constante (colher de PS descartável). Este é um dos momentos mais perigosos pois as bolhas de CO2 geradas produzem e arrastam consigo pequenas gotículas do liquido que se difundem no ar adjacente, produzindo uma atmosfera potencialmente perigosa, especialmente em locais fechados (não foi atoa que o procedimento foi realizado no quintal).

A medida que ia se adicionando o NH4HCO3, se observava a solução se turvando e se enchendo de precipitado e este indo em maior parte para o fundo do copo.

A quantidade de NH4HCO3 não foi pesada, apesar de teoricamente se necessitar de ~12,54g para neutralização do ácido oxálico: a adição de NH4HCO3 foi feita até o momento em que a solução não aparentasse mais reagir vigorosamente com o bicarbonato de amônio; então mais um ligeiro excesso foi adicionado. Não me preocupei com o futuro liquido residual formado, pois iria aproveitá-lo em outra síntese (adiante).

A solução se esfriou bastante, em função da dissolução endotérmica do NH4+, o que ajudou a diminuir as perdas por dissolução.

O precipitado, filtrado, foi lavado duas vezes no filtro com duas porções de 15 mL de água torneiral; o filtro com o precipitado foi então com extremo cuidado e lentidão, espremido na mão (USANDO LUVAS!) para eliminar parte da água e o filtro prensado foi então posto em cima de algumas camadas de jornal e então aberto para secar mais rápido.. Devido aos motivos já ditos ([i] O tempo bastante úmido está dificultando a secagem (eu queria usar minha estufa improvisada, mas tive que sacrificar o soquete da lampada da estufa para pôr no meu quarto pois o soquete havia queimado)..[/i]), a coisa ainda não está totalmente seca, mas interessante notar que ao contrário de vários outros sais de amônio, este monohidrato é aparentemente bem estável na temperatura ambiente e não é deliqüescente o que é bom.. Havia lido que um método de sintetizar oxamida consiste em aquecer cuidadosamente este sal, mas ainda não procurei maiores informações sobre este assunto.

Alguns links:

MSDS’s:

https://msds.chem.ox.ac.uk/AM/ammonium_oxalate_monohydrate.html

https://www.jtbaker.com/msds/englishhtml/a6072.htm

Outro Datasheet

https://www.brotherton.co.uk/product-pdfs/AMMONIUM%20OXALATE%20MONOHYDRATE%20-%20TDS%208.pdf

Um experimento envolvendo este sal (‘Photochemical Reaction: Ammonium Oxalate and Iodine’):

https://www.woodrow.org/teachers/chemistry/institutes/1986/exp32.html

Uma técnica de determinação do ferro e de manganês no solo usando oxalato de amônio:

https://people.exeter.ac.uk/ARAmes/feox.htm

Patente interessante:

US4018875 (produz uma solução de oxalato de amônio direto de oxalato de cálcio e carbonato de amônio, talvez possa ser útil no futuro para quem queira fazer este sal via ‘antiferrugem’ e se ele tiver alguma impureza (por hora os daqui ainda não estão, basicamente apenas água e acido oxálico; o ‘semorim’ é um exemplo) mas logo alguem vai ter a idéia de pôr mais alguma coisa para torna-lo menos útil para a química amadora)..O ruim é que aparentemente o procedimento mais “bem feito” só dá certo conduzindo a reação sob pressão e até hoje, da comunidade toda quem eu sei que realizou uma reação sob pressão foi só o BIOHAZARD.

Como havia dito, o liquido residual da filtração e das lavagens foi guardado para a próxima síntese, que descreverei a seguir...

NOTA: As razões por não se ter usado amônia no lugar de do bicarbonato de amônio foram várias, basicamente as seguintes:

1) NH4HCO3 em comparação com a amônia, é mais barato e ainda é OTC e vem com boa pureza (ao menos aqui onde moro) ;

2) A amônia ‘comum’, OTC , de farmácia não costuma ter concentração maior que 5% em NH3, logo usando-a, forçosamente você estará diluindo o sistema com uma grande quantidade de água e com isso provocar bastante perdas do material sólido por diluição, mas por outro lado a amônia é boa se você pretende fazer diretamente uma solução diluída do oxalato..

3) Mesmo amônias mais concentradas (ex.:25% em NH3) possuem o problema de terem muita água, induzindo também a perdas por dissolução.

4) Soluções de amônia podem ser bem perigosas se mal manipuladas, especialmente as formas mais concentradas, devido ao odor penetrante da amônia. O NH4HCO3 possui um cheiro de amônia, mas perde de 10x0 na intensidade para uma solução de amônia, mesmo diluída. Se a síntese for realizada com NH3 gasoso, além deste problema, provavelmente o experimentador terá de tomar cuidado com o efeito suckback na solução.

Dando uma olhada no Thorp hoje, vi que ele descreve o uso de amônia na síntese, contudo ele também menciona o uso de carbonato de amônio, então, meu método é válido [:P]

https://images.orkut.com/orkut/albums3/ATgAAABjUBLnyMmqi3Xn4_JXf6LXt0eclNMqUMspiq5WxnAaAGDAhn25bYrVVKo7GBRQUUwuy0URH0uzxGM5JMRDXL15AJtU9VAqExJ8_pEJojO44Mjkdd-e7kWnUQ.jpg

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Seidell:

https://images.orkut.com/orkut/albums3/ATgAAADmGZxSOsT4rr2s7ttWefhx0NzgdiKwAVyiqSqx4rv2DOkTOJzgpWYL5kDjwZZJsQARXlDtLylHn2QF5i8boeR0AJtU9VApOWr8kUVhGkAIojOY2tmI9Qr2Ow.jpg

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[b]Oxalato de Cobre II ( CuC2O4.. aparentemente forma um semihidrato (0.5H2O) também) [/b]

CuC2O4 -> PM = 151,57g/mol

[red] MANIPULAR COM CUIDADO, COMPOSTO VENENOSO.[/red]

[b]1ª Tentativa[/b]

Provável reação:

(NH4)2C2O4(aq) + CuSO4(aq) ---> CuC2O4(s) + (NH4)2SO4(aq)

Experimental:

A solução residual do procedimento de obtenção do oxalato de amônio foi posta para reagir com uma solução de ~15g de CuSO4*5H2O em água (temperatura ambiente). Um fino precipitado azul claro foi o resultado; O liquido filtrado era azul marinho e bem forte (evidenciando a formação do complexo tetraamino-cobre.. [Cu(NH3)4(H2O)2]^+2 (veja a imagem mais abaixo para maiores infos)).. Mas será que então o oxalato precipitado possui amônia em sua estrutura formando uma espécie de sal duplo ou complexo ou só mesmo oxalato de cobre? A cor deste precipitado é aparentemente igual a do oxalato de cobre II da segunda tentativa (mais adiante); TALVEZ seja um indicio que não tenha se formado um complexo, mas TALVEZ não seja a verdade.. Provavelmente lavando bem e aquecendo o sal acho que vai dar pra ver se evolui alguma amônia ou não..

De qualquer modo, no experimento a filtração foi bem lenta; no filtro o precipitado foi lavado duas vezes com 2 porções de 15 mL de água ; o filtro com o precipitado foi espremido (usando luvas) para remoção de parte da umidade e então posto em cima de algumas camadas de jornal para secar, mas ainda não está totalmente seco.

Modern Inorganic Chemistry , pag 365:

https://images.orkut.com/orkut/albums3/ATgAAACmO1zY0wYDnCmKWn7ZCHfHYFiEbSQvKatPBE4kMn071GrdMcGHvtI_ZtrQ5sowjw8UpZlaKqCn0ZSJ3VnGd2xmAJtU9VCeFAtFs1POlpkuevkJ_rMuURlTNw.jpg

[b]2ª Tentativa[/b]

Reagentes usados:

H2C2O4*2H2O (PM = 126,068g/mol)

CuSO4*5H2O (PM = 249,7g/mol)

Reação:

H2C2O4(aq) + CuSO4(aq) ---> CuC2O4(s) + H2SO4(aq)

Na segunda tentativa foi realizado basicamente o mesmo procedimento do oxalato de ferro II, exceto que os ~25g de FeSO4*7H2O foram substituídos por ~20g de CuSO4*5H2O.

Os resultados foram os seguintes:

1) Apesar das soluções estarem quentes, o precipitado formado foi fino, tão ou mais fino que o da 1ª tentativa, pois grande parte passou pelo filtro.. ;

2) Uma filtração direta foi tentada, mas devido a fineza do precipitado, que em grande parte passou pelo filtro, resolvi decantar e lavar o precipitado para depois tentar uma segunda filtração e neste estágio me encontro agora.

(veja mais sobre o oxalato de cobre em ‘possiveis idéias’ e num dos links do oxalato de aluminio, ambos mais adiante)..

Alguns links:

Segurança (não propriamente o MSDS):

https://msds.chem.ox.ac.uk/CO/copper_II_oxalate.html

https://jcvalmal.univ-tln.fr/articles/JCISOxCu.pdf (controle na precipitação de oxalato de amônio. Chances do composto ,mencionado ser bastante OTC? Talvez olhe melhor depois na loja de essências para ver se não tem algo parecido..)

https://www.sciencedirect.com/science?_ob=ArticleURL&_udi=B6TXC-4PF1WPT-1&_user=10&_rdoc=1&_fmt=&_orig=search&_sort=d&view=c&_acct=C000050221&_version=1&_urlVersion=0&_userid=10&md5=70376779225c20ef4d8e25d171d33a00

(menção de produção de CuO poroso via calcinação do oxalato de cobre)

https://www.springerlink.com/content/j2708114n001t345/ , e a página deste link:

https://www.springerlink.com/content/j2708114n001t345/fulltext.pdf?page=1

“Calcination and morphological evolution of cubic

copper oxalate particles”

Patentes:

US4387055, US7169947, US7393555 ... a primeira discute mais um complexo com CO que o oxalato de cobre é capaz de formar (ou seja, talvez um meio mais exótico de absorção de CO eheh Cu2O em contato com ácido oxálico usando um solvente como eter dietilico ou THF (melhor, mas muito menos OTC)) as outras discorrem sobre complexos do oxalato cuproso como precursor para deposição de finas camadas de cobre sobre substratos (pode vir a ser bem util))

[b]Oxalato de Alumínio[/b] – tentativa frustrada

https://images.orkut.com/orkut/albums3/ATcAAAD8bI4NBMv6GWWdKvlm8w7V1xc2XhLObr769HmCUkm6J69gbdGniJxMM7IY3nRz6Qltq-SJu4bBEQCjLU7RskbkAJtU9VC7MnyW9co_yyfCfIxgoCs8oGAu_Q.jpg

https://images.orkut.com/orkut/albums3/ATcAAAA4HG5E9NddOOkf-ppWtS_cG1o7cuYAAkaLhxZrebMPDS7_2xZlyqG0cnshPXVp8JjXfxRT528RVdkir2m1TisxAJtU9VDDVxwzXsQp7CFOUyqC9rxGXKCiiQ.jpg

[red] MANIPULAR COM CUIDADO, COMPOSTO VENENOSO.[/red]

Reagentes usados:

Al2(SO4)3*14H2O (PM = 594,36g/mol obs.: 14H2O segundo o pacote com o reagente.. O sulfato de alumínio forma diferentes hidratos, com os de 16 e 18 moléculas de água sendo os mais comuns..Prestei atenção neste detalhe apenas agora ao pesquisar com mais cuidado, mas havia usado as informações do pacote na síntese)

H2C2O4*2H2O (PM = 122,068g/mol)

Possivel reação:

Al2(SO4)3 + 3 H2C2O4 <---> Al2(C2O4)3 + 3 H2SO4

Havia pensado que esta substância era ao menos pouco solúvel como outros oxalatos, mas não foi o caso. Talvez repita depois o procedimento com as adaptações dadas adiante(‘possiveis idéias’), mesmo assim, acho difícil novas tentativas neste sentido pois não acho tão seguro manipular solução de oxalatos desta natureza (solúveis). Aparentemente com o oxalato de titânio deve ser a mesma coisa.. se alguém tiver informações mais acuradas de solubilidade, por favor me informem pois olhei rapido na web e não achei , olhei também o Seidell sem sucesso..

Em todo caso, lá vai: a minha tentativa foi basicamente igual a da síntese de oxalato de ferro II, exceto que os ~25g de FeSO4*7H2O foram substituídos por ~15g de Al2(SO4)3*14H2O e uma quantidade bem menor de água quente foi usada na dissolução (~100mL ao todo.. metade para o acido oxálico e a outra metade para o sulfato de alumínio), além disso, após combinadas as duas soluções formadas, foi adicionado 100mL de etanol 92,8° INPM. Mesmo assim, aparentemente nada precipitou, mesmo após a solução ter esfriado para a temperatura ambiente (o que não demorou muito).

A solução alcoólica foi guardada para algum eventual experimento..

Falhou...

Alguns links:

https://www.springerlink.com/content/t2hxqq34242k3645/ ---->

https://www.springerlink.com/content/t2hxqq34242k3645/fulltext.pdf

Talvez uma técnica interessante para tecnologias caseiras para refratários mais caseiros ainda ehehe

https://icn2.umeche.maine.edu/genchemlabs/Oxalates/oxalate3.htm neste site são descritos alguns complexos só de oxalatos! Cúpricos, ferrosos e de [u]alumínio[/u] e com os procedimentos e equações!

[b]Possíveis Idéias[/b]

- Para o oxalato de cobre II, talvez seja uma boa idéia adicionar algo que façam os cristais formados ficarem mais grossos, ou mesmo algo que una os cristais mais finos em aglomerados. No ultimo caso estive pensando em usar dextrina ou alguma outra cola na solução para ver se atingia este objetivo.. Apesar de reduzir a pureza do produto, acho que deve valer a pena..

- para o oxalato de alumínio, provavelmente eu poderia ter feito o seguinte: após misturar as soluções de sulfato de alumínio e ácido oxálico, ir adicionando cuidadosamente CaCO3 com agitação, e após a nutralização do ácido sulfúrico (fazendo o possível equilíbrio Al2(SO4)3 + 3 H2C2O4 <---> Al2(C2O4)3 + 3 H2SO4 ser deslocado para a direita com a eliminação do H2SO4), então adicionar os 100mL de etanol, para precipitar ainda mais CaSO4 e tornar a purificação mais fácil. Após isso a etapa ‘piorzinha’ seria de evaporar a solução para obter o oxalato de alumínio (perigoso, oxalato no ar...). Ainda não li nada a respeito, mas conhecendo como os outros sais de aluminio se comportam, eu poderia apostar que o oxalato também deva ter grande afinidade pela água, talvez grande demais a ponto de ser uma substância higroscópica ou mesmo deliqüescente. Caso seja assim, a secagem do oxalato deve ser uma etapa ainda mais chata e possivelmente difícil (se o oxalato não for muito estável em temperaturas elevadas, isto é , se decompor fácil)...

Breve: descrição de experimentos para obtenção de oxalato de bário e possivelmente de outros (zinco, manganês e magnésio, por exemplo que são os outros que ainda não fiz) =]

REFERÊNCIAS:

[1] Página do Rosseti

[2] Wikipédia

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