relatório oxigenio e enxofre.2docx

1. INTRODUÇÃO O oxigênio elementar constitui 21% da massa atmosférica, ele é o elemento mais abundante na crosta terrestre correspondendo à 86% da massa dos oceanos e 89% da água. É um gás incolor, inodoro e reativo que forma compostos com todos os elementos exceto alguns gases nobres. O oxigênio ocorre na forma de dois compostos não-metálicos, o dioxigênio O 2 e o ozônio, O3. O dioxigênio O 2 é uma molécula diatômica estável e paramagnético o que explica sua existência na forma de gás. O O 2 oxida muitos elementos e reage com muitos compostos orgânicos e inorgânicos. Somente os gases nobres He, Ne e Ar não formam óxidos. O ozônio é um gás instável, tóxico, diamagnético, de cor azul intensa e possui odor forte característico. As reações do ozônio geralmente envolvem oxidação e transferência de um átomo de O. O ozônio é muito instável em meio ácido e muito estável em meio básico. O oxigênio difere dos demais elementos do Grupo 16 por ser mais eletronegativo e portanto mais iônico em seus compostos. A ausência de estados de oxidação mais elevados e a limitação a um número de coordenação 4 são uma conseqüência da limitação do número de elétrons no segundo nível a oito. Os demais elementos podem expandir seu número de coordenação para 6, utilizando os orbitais d . O oxigênio pode utilizar orbitais p π para formar ligações duplas fortes. Os demais elementos do Grupo também podem formar ligações duplas, mas estas tornam-se fracas à medida que aumenta o número atômico. O enxofre ocorre na natureza no estado elementar bem como formando uma variedade de sulfetos metálicos. O enxofre apresenta mais formas alotrópicas que qualquer outro elemento. Essas formas diferem no grau de polimerização do S e na estrutura cristalina. As duas formas cristalinas comuns são o enxofre rômbico, que é estável à temperatura ambiente, e o enxofre monocíclico que é estável acima de 95,5 ºC. Diferentemente do oxigênio, o enxofre (e todos os membros mais pesados do grupo) tende a formar ligações simples com ele próprio, em vez de duplas ligações, por causa da sobreposição π deficiente dos seus orbitais. Como resultado, ele agrega4

se em moléculas maiores ou estruturas estendidas e consequentemente é um sólido à temperatura ambiente. O enxofre funde formando um líquido móvel, que escurece à medida que a temperatura aumenta.

5

2. OBJETIVOS Este trabalho tem como objetivo relatar sobre os elementos oxigênio e enxofre e seus respectivos compostos, assim como verificar as propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio, relatar sobre a reatividade do enxofre e do seu composto ácido sulfúrico.

6

3. PARTE EXPERIMENTAL 3.1 Materiais e Reagentes Materiais:

Reagentes:



Alicate;



Acetato de chumbo



Béquer;



Água destilada;



Bico de Bunsen;



Açúcar sólido;



Cápsula de porcelana;



Cloreto de potássio;



Espátula;



Cloreto de sódio;



Garra;



Cobre metálico;



Palitos de fósforo;



Dióxido de manganês;



Papel tornassol;



Enxofre e Ferro em pó;



Pipetas Graduadas e Volumétricas;



Indicador para ácidos (solução de



Pêra;



Pinça;



Iodeto de potássio;



Tela de amianto;



Permanganato de potássio (KMnO 4);



Tripé de ferro;



Peróxido de Hidrogênio (H 2O2);



Tubos de ensaio;



Peróxido de sódio;



Solução de ácido clorídrico;



Solução de ácido sulfúrico concentrado e

vermelho de metila);

6M; 

Zinco metálico;



Sulfato de sódio decahidratado;



Cloreto de bário hidratado.

7

3.2 Procedimento Experimental 3.2.1 1º Experimento: Obtenção do Oxigênio Colocou-se uma pequena porção de KMnO 4 em um tubo de ensaio seco. Segurou-se o tubo de ensaio com uma garra e aqueceu-se o reagente em Bico de Bunsen, em seguida introduziu-se um palito em brasa (sem chama) no tubo durante alguns segundos. Observou-se

3.2.2 2º Experimento: Decomposição do peróxido de hidrogênio Aqueceu-se um pouco de H 2O2 e observou-se a sua decomposição. Em seguida adicionou-se à soluções diluídas de peróxido de hidrogênio uma pequena quantidade de dióxido de manganês. Observou-se.

3.2.3 3º Experimento: Propriedades químicas do peróxido de hidrogênio Adicionou-se 1 mL de água destilada em dois tubos de ensaio distintos, em seguida adicionou-se duas gotas de H2SO4 6 mol.L-1 e quatro gotas de peróxido de hidrogênio a 3%. a) Propriedade oxidante do H 2O2: Adicionou-se em um dos tubos contendo a solução de H 2SO4 + H2O2 1mL de solução de KI 1mol.L-1. Observou-se. b) Propriedade redutora do H 2O2: Adicionou-se ao outro tubo contendo a solução de H 2SO4 + H2O2 duas gotas da solução de KMnO 4. Observou-se

3.2.4 4º Experimento: Reatividade do Enxofre a)  Reação com ácido e bases: Aqueceu-se pequenas quantidades de enxofre metálico em pó em cinco tubos de ensaio distintos contendo respectivamente ácido clorídrico e hidróxido de sódio. Observou-se. b)  Reação com ferro metálico: Misturou-se aproximadamente 1 g de ferro em pó e 1g de S em pó em uma cápsula de porcelana seca. Colocou-se a cápsula de porcelana sobre uma tela de amianto apoiada em um tripé de ferro. Aqueceu-se a mistura 8

em Bico de Bunsen. Observou-se. Esperou-se alguns minutos após o final da reação até que o produto esfriasse. Verificou-se o pH do produto da reação utilizando o indicador vermelho de metila. c) Adicionou-se um pouco do produto final da reação de ferro e enxofre em pó em um vidro de relógio, e em seguida adicionou-se algumas gotas de HCl concentrado. Observou-se. d) Colocou-se uma tira de papel filtro umedecido com solução de acetato de chumbo próximo ao vidro de relógio. Observou-se.

3.2.5 5º Experimento: Propriedades físicas do S elementar Colocou-se uma pequena quantidade de enxofre em pó em um tubo de ensaio. Em seguida, aqueceu-se o tubo em Bico de Bunsen. Observou-se

3.2.6 6º Experimento: Comportamento do ácido sulfúrico diluído e concentrado Separou-se dez tubos de ensaio e adicionou-se em cinco deles 2 mL H 2SO4 concentrado e nos restantes H2SO4 diluído respectivamente. Observou-se a ação do ácido sulfúrico sobre o cobre metálico, zinco metálico, cloreto de sódio, açúcar sólido e algodão.

3.2.7 7º Experimento: Solubilidade dos sulfatos Adicionou-se em dois tubos de ensaio sulfato de sódio e cloreto de bário respectivamente. Adicionou-se aos dois tubos 2 mL de água destilada. Observou-se. Misturou-se as soluções. Observou-se novamente.

9

4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 4.1 Para o 1º Experimento Ao aquecer o KMnO 4 pode-se notar a formação de bolhas e liberação de gás, e ao adicionar o palito de fósforo em brasa observou-se uma pequena explosão e a queima total do palito. Segundo (LEE, 1999) esse comportamento é explicado pelo fato do Oxigênio poder ser preparado em laboratório por decomposição de oxossais, tal como o permanganato de potássio.

KMnO4(S)

Δ

KMnO2(S) + O2(g)

4.2 Para o 2º Experimento Ao aquecer o peróxido de hidrogênio foi possível observar a sua decomposição a partir da formação de bolhas e liberação de gás o que pode ser observado pela adição de um pedaço de madeira na reação. Segundo (ATKINS, 2008) o H2O2 é razoavelmente estável e se decompõe lentamente, na ausência de catalisadores. É um bom agente oxidante e sua velocidade de decomposição (desproporcionamento) depende da temperatura e da concentração. 2 H2O2 → 2 H2O + O2 Ao adicionar à solução diluída de H 2O2 uma pequena quantidade de dióxido de manganês pode-se observar um rápido desprendimento de gás, formando bastante fumaça. A reação de H 2O2 pode se tornar violenta, principalmente em soluções concentradas, pois muitas impurezas catalisam essa reação. Dentre os catalisadores temos superfícies metálicas como o MnO2. (LEE, 1999) H2O2 + MnO2 → O2 + 2H2O + MnO2

4.3 Para o 3º Experimento Ao adicionar 1 mL de água destilada em dois tubos distintos, em seguida adicionou-se duas gotas de H2SO4 e quatro gotas de H2O2 em cada um dos tubos.

10

a) Ao adicionar 1 mL da solução de KI a um dos tubos contendo a solução de H2O2 e H 2SO4 observou-se que a solução variou de incolor para uma coloração castanha. A reação liberou gás.

H2O2 + H2SO4 + 2 KI



K2SO4 + 2 H2O + I2

b) Ao adicionar duas gotas da solução de KMnO 4 no tubo contendo a solução de H2O2 e H2SO4 observou-se a formação de um sobrenadante de cor marrom. Após agitação do tubo notou-se que a coloração tornou-se incolor. De acordo com (LEE, 1999) o H 2O2 é oxidado na presença de agentes oxidantes mais fortes, ou seja, o peróxido de hidrogênio passa a atuar como redutor. Nesses casos sempre há liberação de O2. 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O

4.4 Para o 4º Experimento a) Reação com ácido e base: Ao aquecer pequenas porções de enxofre em pó em presença de HCl e NaOH respectivamente não foi possível observar reação, a solução tornou-se bifásica com o S em pó como uma fase e o HCl assim como o NaOH outra fase respectivamente. Segundo (RUSSEL, 1991) este comportamento é explicado pelo fato do enxofre rômbico ser solúvel em solventes não-polares. S2- + 2 HCl → H2S + 2 Cl S2- + 2 NaOH → Na2S + 2 OHb) Reação com Ferro metálico: Ao aquecer a mistura 1 g de Fe em pó e 1g de S em pó pode-se observar após alguns minutos que a mistura perdeu sua cor característica que era amarela do S e cinza do Fe , tornando-se prata. Após um período de tempo a mistura tornou-se incandescente produzindo uma chama que variou da coloração violeta para vermelho. Segundo (ATKINS, 2008) Os sulfetos podem ser preparados em laboratório por combinação direta dos elementos, redução de um sulfato ou precipitação de sulfeto insolúvel pela adição de H2S. O S2 é paramagnético e possui cor azul. Ao serem queimados numa chama redutora, devido a presença de moléculas de S2 o elétron é excitado e passa para um nível de maior energia e por isso a chama passa a ser vermelha. 11

Fe(S) + S(S) → FeS(S) c) Esperou-se alguns minutos após o término da reação até o produto da reação (FeS) esfriar. Ao verificar o pH da solução utilizando o indicador vermelho de metila foi possível observar que o FeS ficou com uma cor amarelada, provando assim o caráter básico da reação. d) Ao colocar uma pequena quantidade de FeS na presença de HCl concentrado, pode-se observar a liberação de gás com odor semelhante ao de ovo podre comprovando a produção de sulfeto de hidrogênio. De acordo com (MAHAN, 1995) a acidificação de soluções dos sulfetos solúveis provoca a evolução de sulfeto de hidrogênio, um gás mau cheiroso e venenoso. FeS(S) + 2 HCl(aq) → H2S(g) + FeCl2 e) Ao embeber acetato de chumbo em um papel filtro, notou-se que o papel contendo acetato de chumbo ao entrar em contato com o gás desprendido pela reação de FeS e HCl passou a possuir cor marrom.Segundo (MAINIER, 2005) o método de acetato de chumbo consta do enegrecimento de uma tira de papel umedecida com acetado de chumbo provocado pela reação entre o H2S e o acetato de chumbo conforme mostra a reação a seguir: H2S + Pb(CH3-COO)2 → PbS + 2 CH3-COOH A corrente gasosa contendo H2S aspirada do ambiente é projetada continuamente sobre a fita de papel contendo acetato de chumbo que, ao reagir, provoca o enegrecimento da fita comprovando a produção de H 2S. Este método é detectado pelo sistema ótico de um fotodiodo e comparada com uma fonte clara do sinal produzido é avaliado por um microprocessador que então fornece o teor de H 2S presente no ambiente. Comumente, estes aparelhos são dotados de limites de concentração que permitem o alarme quando as condições ambientais são prejudiciais à saúde.

4.5 Para o 5º Experimento Ao aquecer uma pequena quantidade de enxofre em pó em um tubo de ensaio observou-se que o enxofre muda de estado físico passando de sólido um para líquido viscoso vermelha. Notou-se também o desprendimento de um gás de odor 12

pungente. De acordo com (LEE, 1999) o enxofre funde-se formando um liquido móvel, que escurece à medida em que a temperatura aumenta. A 160 ºC, os anéis de S8 se rompem e o dirradical polimeriza formando longas cadeias com até um milhão de átomos, por isso as propriedades físicas do enxofre variam de forma descontinua. A viscosidade aumenta rapidamente e continua a aumentar até 200 ºC.

4.6 Para o 6º Experimento Comparou-se a reatividade do ácido sulfúrico concentrado e diluído frente a açúcar, cobre, zinco, NaCl e algodão. Observou-se que para o ácido diluído não ocorreu reação rápida antes do aquecimento. Para o ácido sulfúrico concentrado pode-se observar que a maioria das reações ocorreu rapidamente. Tabela 1: Ação do H2SO4 diluído e concentrado frente à diferentes substâncias.

H2SO4 diluído

H2SO4 concentrado

Açúcar

Dissolveu-se

Escureceu

Cobre

Não reagiu

Escureceu

Zinco

Formou bolhas, liberou gás

Reagiu fortemente

NaCl

Dissolveu-se

Reagiu liberando gás, formou precipitado

Algodão

Não reagiu

Formou solução amarela

O H2SO4 concentrado é um oxidante relativamente forte, apresenta fortes ligações de hidrogênio e na ausência de água não reage com metais para produzir H2. Quando H2SO4 puro é aquecido, há liberação de pequenas quantidades de SO 3. O cobre não reage com ácidos, porque está situado abaixo do H na série eletroquímica. Contudo, diversos metais “nobres” como o Cu dissolvem -se

em

ácido sulfúrico concentrado devido a suas propriedades oxidantes. As propriedades oxidantes do SO42- convertem Cu e Cu 2+. (LEE, 1999). O H 2SO4 é um agente desidratante poderoso, ele deve sua ação desidratante à tendência de formar hidratos. O ácido sulfúrico também remove água de carboidratos e de outros 13

materiais orgânicos que contém hidrogênio e oxigênio, um exemplo é a sacarose (açúcar) sendo que o carbono é obtido rapidamente como uma massa esponjosa. (RUSSEL, 1991)

4.7 Para o 7º Experimento Ao adicionar sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de bário em dois tubos de ensaio contendo água respectivamente pode-se notar que o Na2SO4 em contato com a água formou um precipitado branco. O cloreto de bário solubilizou-se com água. Ao misturar as duas soluções notou-se a formação imediata de uma solução de cor branca. Na2SO4 (aq) + BaCℓ2 (aq) → 2 NaCℓ (aq) + BaSO4(s)

14

5. CONCLUSÃO O oxigênio é o elemento mais abundante na natureza e forma compostos com todos os elementos exceto os gases nobres. O enxofre ocorre naturalmente em formas alotrópicas rômbica e monocíclica. O oxigênio é um gás incolor, insípido e inodoro já o enxofre elementar é um solido amarelo, insípido, quase inodoro, insolúvel e possui características de ametal.

15

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 

ATKINS, P.; JONES,L. Princípios de química   – Questionando a vida 

moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 

LEE,J.D. Química Inorgânica não tão concisa . 5.ed. São Paulo:Edgard Blucher,1999.



RUSSEL,J.B. Química Geral . 2.ed. São Paulo: Pearson Makron Books,1994.



SHRIVER,D.F; ATKINS,P. Química Inorgânica. 4.ed. Porto Alegre: Bookman, 2008.



MAHAN, B.M. Química   – Um curso universitário. 4.ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1995.



MAINIER, F.B. O Sulfeto de hidrogênio e o meio ambiente. II Simpósio 

de Excelência em Gestão e Tecnologia  – SEGeT’ . p.612-618. 2005.

16