Relatório Aula II - Preparação e Propriedades do H2, O2 e H2O2

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Universidade Estadual de Maringá 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2° Prática 
Preparação e Propriedades do H2, O2 e H2O2 
(Exercícios de Aprendizado) 
 
 
 
 
Aluna: Adrielle Ávila – R.A: 109.370 
 
 
 
 
 
 
 
Maringá, fevereiro de 2021 
1. Introdução 
 
1.1 Célula de Combustível de H2 
A maioria das células combustíveis utiliza hidrogênio como combustível, no 
lugar do petróleo. Com isso, produzem emissões que poluem pouco ou nada, 
dependendo do tipo de célula. Os principais subprodutos das operações de 
células combustíveis são água, e para alguns tipos de células, calor. Se a célula 
puder usar combustível não purificado, é produzido um pouco de dióxido de 
carbono (CO2). Contudo, o volume dessas emissões é muito inferior ao 
produzido pela queima de carvão ou gasolina. Todas as células combustíveis a 
hidrogênio funcionam sob os mesmos princípios, com variações dependendo do 
tipo de célula. O combustível hidrogênio entra na célula pelo ânodo. Ocorre 
oxidação no ânodo, quando os íons positivos (prótons) são removidos de átomos 
de hidrogênio por uma reação química auxiliada pelo catalisador. O ânodo é 
poroso, então o hidrogênio consegue atravessá-lo. O cátodo também é poroso, 
então o oxigênio consegue atravessá-lo. 
 O eletrólito transporta os íons carregados do ânodo para o cátodo. 
Contudo, os elétrons são obrigados a passar por um circuito externo. Lá, eles 
criam uma corrente elétrica que pode ser usada como energia. 
 Ocorre redução no cátodo, quando os elétrons se combinam com os íons 
hidrogênio positivos e o oxigênio para formar água. A água escoa para fora da 
célula combustível. Se usamos o hidrogênio puro como combustível, nenhuma 
outra emissão é criada. Se o hidrogênio não é puro, pequenos volumes de outros 
gases também são produzidos. Algumas células combustíveis operam a 
temperaturas bastante altas, portanto geram muito calor. 
 
 
A célula combustível é basicamente a conversão de energia química em 
energia elétrica, ao combinar um átomo de hidrogênio a um de oxigênio, 
formando água, energia térmica e energia elétrica. 
Há também outros tipos de células combustíveis, como a célula 
combustível alcalina, células combustíveis de carbonato fundido, de membrana 
de eletrólitos de polímeros e célula combustível de metanol, esta última estando 
em fase inicial de desenvolvimento. 
A produção de energia elétrica e térmica a partir da célula combustível 
funciona da seguinte maneira, a célula contém dois eletrodos, um cátodo e um 
ânodo. Além de um catalisador revestindo os eletrodos para acelerar a reação, 
como também um eletrólito para transportar as partículas entre os eletrodos. 
Além do principal, oxigênio e o combustível (no caso da célula combustível é o 
hidrogênio). 
Atualmente as células combustíveis estão sendo utilizadas como 
fornecedores de energia e água em veículos espaciais tripulados nos EUA, além 
de carros movidos a hidrogênio sendo produzidos em todo o mundo, 
principalmente nos continentes asiático e europeu. 
Se o primeiro desafio da tecnologia do hidrogênio é a sua produção, o 
segundo é como armazená-lo; pois isso um dos principais obstáculos para o 
estabelecimento da infraestrutura para a tecnologia do hidrogênio. Além da 
questão da segurança, capacidade de armazenamento é importante pois define 
a autonomia dos veículos. O mesmo se aplica para as aplicações portáteis, 
estacionárias e espaciais. A dificuldade do seu armazenamento deriva-se do fato 
que o hidrogênio em forma de gás, necessita de um sistema de armazenamento 
de grande volume e pressão, e quando no estado liquido, precisa que o seu 
armazenamento utilize sistemas criogênicos, ou seja, de baixíssima temperatura 
(-253°C). 
Apesar de sua baixa densidade de energia volumétrica, o hidrogênio tem 
maior relação energia-peso que qualquer outro combustível. Infelizmente essa 
vantagem é usualmente ofuscada pelo alto peso do tanque armazenamento e 
equipamentos associados, fazendo com que muitas vezes eles sejam maiores e 
mais pesados que aqueles que são utilizados para armazenar gasolina, diesel 
ou álcool. 
Uma alternativa para esse problema de armazenamento é a utilização de 
uma nova classe de materiais porosos que vêm ganhando destaque por conta 
de suas características de alta porosidade, estabilidade térmica e química, entre 
outras. Essa nova classe de polímeros de coordenação é denominada ‘Metal-
Organic Framework’, este material apresenta três características importantes: 
cristalinidade, alta porosidade e existência de forte interação meta-ligante 
orgânico. 
Em geral, a área superficial pode atingir 6300m2/g e volume de poros de 
2cm3/g, com poros de dimensões e topologias variadas. Esta alta área 
superficial, facilidade de ajuste do tamanho dos poros e outras propriedades 
fizeram com que uma de suas primeiras aplicações reais fosse na área de 
separação e armazenamento de gases. 
 
2. Objetivo 
Observar experimentalmente a liberação de H2 proveniente da reação de Zn com 
solução de H2SO4, comprovando a liberação de H2 com uma chama; Observar a 
liberação de O2 proveniente da reação da solução de H2SO4 1:6 com a solução 
de KMnO4, comprovando a presença de O2 com uma brasa proveniente de uma 
palha de vassoura queimada: E, mudança do produto de reação de H2SO4 + 
KMnO4 ao adicionar H2. 
3. Procedimento Experimental 
Preparação e queima do H2 
Primeiramente montou-se um aparelho do 
tipo Kipp, como mostra a figura ao lado. 
Dentro do tubo colocou-se um chumaço de lã 
de vidro e ajeitou-a no fundo e em seguida 
colocou-se zinco em grânulos (cerca de 3 
espátulas) no tubo e tampou-o com uma rolha 
de borracha contendo um pequeno tubo (um 
conta-gotas de vidro). Em seguida, adicionou-
se ácido sulfúrico (H2SO4) no erlenmeyer o 
suficiente para que ao introduzir o tubo, seu 
fundo mergulhasse na solução ácida. 
Aguardou-se uns 5 minutos até o início da reação então, com um palito de fósforo 
acendeu a entrada do tubo (ponta do conta-gotas) e observou-se o que 
aconteceu. 
Atividade do H2 
Em um tubo de ensaio colocou-se 10 ml H2SO4 1:6 e logo em seguida 
uma gota de KMnO4 0,1 mol/L, agitou-se e dividiu-se a mistura em três tubos de 
ensaio. Em um dos tubos adicionou-se uma pequena quantidade de zinco em 
grânulos. No outro tubo, usando uma mangueira de borracha e o aparelho usado 
no procedimento anterior (aparelho de Kipp) fez-se passar uma corrente de H2. 
E observou-se os resultados. 
Preparação do O2 
Em um tubo de ensaio previamente limpo e seco, foi adicionado uma 
pequena quantidade de permanganato de potássio e posteriormente o tubo foi 
levado ao aquecimento com o auxílio de uma pinça de madeira até o bico de 
Bunsen. Com uma palha de vassoura, foi feita uma brasa que foi aproximada da 
saída do tubo de ensaio, com o intuito de acendê-la novamente. 
Propriedades oxidantes do O2 
Em um tubo de ensaio, misturou-se 4ml de uma solução de NaOH 1,0 mol/L com 
4 ml de uma solução de MnCl2 0,25 mol/L. Observou-se tudo o que ocorreu ao 
realizar essa mistura. 
Montou-se um aparelho como o da figura 2, e 
dentro do kitassato colocou-se uma espátula 
cheia de KMnO4. No funil de separação 
adicionou-se uma solução de peróxido de 
hidrogênio (10ml de H2O2 a 30%). Com uma 
mangueira de borracha e um tubo de vidro de 
conta-gotas fez-se a conexão adequada para 
passar o oxigênio (borbulhar) na solução 
preparada no tubo de ensaio. Abriu-se a 
torneira do funil de separação gotejando 
lentamente a solução de peróxido sobre o 
KMnO4, e observou-se o que ocorreu. 
Preparação do H2O2 
Em um béquer adicionou-se 30 ml de H2SO4 1,0 mol/L e resfriou-o 
utilizando u banho de gelo. Em um vidro de relógio, pesou-se 2,49g de peróxido 
de bário (BaO2) e com a solução de ácido já fria adicionou-se lentamente o 
peróxido de bário sob agitação constante. Deixou-se a mistura em repouso por30 minutos, sendo esta submetida a agitação no intervalo de cinco minutos, em 
seguida filtrou-a com o auxílio de um algodão (tendo que repetir a filtragem 
algumas vezes, até a obtenção de uma solução mais límpida) e reservou-se o 
liquido para o procedimento posterior. 
Teste para detectar H2O2 
Em um tubo de ensaio, misturou-se 2 ml da solução obtida no item 
anterior, com 2 ml de H2SO4 1,0 mol/L. O mesmo procedimento foi repetido 
utilizando peróxido de hidrogênio comercial. Adicionou-se ao tubo de ensaio uma 
camada de 0,5 cm de altura de éter etílico (CH3CH2OCH2CH3) e posteriormente 
adicionou-se 9 gotas de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,05 mol/L e a cada 3 
gotas anotou-se a coloração do dicromato na solução. Em seguida, agitou-se o 
tubo e anotou-se a cor da fase orgânica e da fase aquosa. 
Propriedades oxidantes do H2O2 
Misturou-se em um tubo de ensaio 1,0 ml de solução de KMnO4 0,05 mol/L 
com 2 ml de uma solução de H2SO4 1,0 mol/L. adicionou-se em seguida 2 ml de 
H2O2 (30%) e observou-se o que aconteceu. 
Propriedades redutoras do H2O2 
Em um tubo de ensaio misturou-se 3,0 ml de uma solução de KMnO4 0,05 
mol/L com 2 ml de uma solução de H2SO4 1,0 mol/L. adicionou-se em seguida 2 
ml de H2O2 (30%) e introduziu-se uma palha de vassoura em brasa no tubo, 
porém, não o mergulhando na solução. 
4. Resultados e Discussões 
Preparação e queima do H2 
Durante a preparação do hidrogênio, quando o tubo contendo o chumaço 
de lã de vidro e zinco em pó entrou em contato com a solução ácida, a lã 
adsorveu a solução ácida e reagiu com o zinco, neste momento pôde-se 
observar a formação de bolhas na solução que estava reagindo de acordo com 
a reação: 
Zn(s) + H2SO4  ZnSO4 + H2(g) (1) 
Nesta reação, o zinco, que está no seu estado sólido, tendo nox 0, oxidou 
para +2. E o hidrogênio, com o nox +2 reduziu para o nox 0. 
No momento em que foi realizada a queima do H2, aproximou-se um palito 
de fosforo aceso próximo ao tubo de saída do hidrogênio. Como de acordo com 
a literatura a chama do gás hidrogênio é uma chama azul clarinha, e estava no 
período do dia, não foi possível ver a chama, mas para a comprovação de que 
ela estava ali, aproximou-se um pedaço de papel, e o mesmo começou a pegar 
fogo quando passou-o perto do bico de onde a chama estava saindo. 
Queima do H2: 
O2 + 2H2  2H2O (2) 
 
Atividade do H2 
Depois que separou-se o três tubos de ensaio com ácido sulfúrico e 
permanganato de potássio, um deles foi separado para realizar a comparação 
com os outros dois. 
No tubo em que foi adicionado o zinco em grânulos (como o vídeo da 
pratica deu um erro, só foi possível ver quando a reação já tinha acabado) o 
permanganato de potássio foi todo consumido, pois a coloração da solução 
desapareceu, e notou-se que ainda havia excesso de zinco e ácido na solução 
(mas não havia a formação de nenhum precipitado). 
2KMnO4 + 8H2SO4 + 5Zn  K2SO4 + 2MnSO4 + ZnSO4 + 8H2O (3) 
Já no outro tubo também com a solução de ácido sulfúrico e 
permanganato de potássio, quando colocou-se o hidrogênio para borbulhar na 
solução, percebeu-se que a mesma ia ‘descolorindo’ mostrando que o 
permanganato estava sendo consumido. Até que um tempo depois a solução 
ficou totalmente incolor, demonstrando que o permanganato que estava 
presente ali foi consumido totalmente, como mostra a reação abaixo: 
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2  2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (4) 
Preparação do O2 
Na preparação do gás oxigênio, um pedaço de palha de vassoura em 
brasa foi colocado diante do tubo, onde a reação estava acontecendo. Quando 
o permanganato de potássio foi aquecido, a palha da vassoura que estava em 
brasa começou a acender novamente, com uma chama mais luminosa. Isso 
indicou a formação de O2. 
 
Produção de O2 devido a decomposição térmica do KMnO4: 
2KMnO4 
𝛥
→ K2O + 2MnO2 + 3 2⁄ O2 (5) 
Propriedades Oxidantes do O2 
 Para testar as propriedades oxidantes do gás oxigênio, durante a prática, 
adicionou-se uma solução de NaOH 1,0 mol/L com uma solução de MnCl2 
0,25 mol/L, ocorreu uma reação de dupla troca, formando um precipitado 
gelatinoso de Mn2+ (esse precipitado gelatinoso formou-se nos primeiros 
instantes), logo em seguida o oxigênio presente na solução já começou a oxidar 
o manganês formando uma base fraca de manganês que é insolúvel, como 
demonstrado na reação abaixo: 
 MnCl2 + 2NaOH  Mn(OH)2 + 2NaCl (6) 
 Após isso separou-se essa solução a solução acima em dois tubos de 
ensaio (um para borbulhar o oxigênio e o outro para comparação) e foi 
montado o sistema da figura 2 com uma mangueirinha conectada a um dos 
tubos de ensaio, e quando a solução do funil de separação entrou em contato 
com o permanganato de potássio dentro do kitassato, o mesmo começou a 
borbulhar, assim como a solução que estava dentro do tubo. Dessa forma 
houve a produção de oxigênio (reação 7) e também a reação desse oxigênio 
com o produto da reação 6 (reação 8). 
2H2O2 
𝐾𝑀𝑛𝑂4
→ 2H2O + O2 (7) 
 Neste caso, a decomposição do peróxido é catalisada pelo permanganato 
de potássio. 
4Mn(OH)2 + 2O2  4MnO2 + 4H2O (8) 
 Na reação 8, o manganês está oxidando, indo de +2 para +3 e, o oxigênio 
está reduzindo, indo de 0 para -4. E em comparação com o outro tubo de ensaio, 
este ficou com uma coloração muito mais escura, já que a oxidação do 
manganês foi forçada, enquanto a oxidação do outro tubo ocorria apenas com o 
oxigênio presente no ar. 
 Preparação do H2O2 
Para a preparação do peróxido de hidrogênio, foi utilizado ácido sulfúrico 1,0 
mol/L e peróxido de bário. Após meia hora, obteve-se o peróxido de hidrogênio 
e um precipitado de coloração branca, representado pela reação 9. 
BaO2 + H2SO4  H2O2 + BaSO4 (9) 
 
Teste para detectar H2O2 
 Para detectar a presença de H2O2, foi utilizado o peróxido comercial 
(correspondente a 30 volumes) e o peróxido produzido durante o experimento. 
Conforme o dicromato de potássio (laranja) era adicionado, tanto ao tubo 
contendo o peróxido comercial quanto ao experimental, e formou-se um anel 
entre as duas fases da solução, na parte de cima do anel (fase orgânica) a 
solução adquiriu uma coloração mais azulada, já na parte inferior do anel (fase 
aquosa) a solução começou a adquirir uma coloração esverdeada. A cor azul da 
fase orgânica se é dada pelo Peróxido de Cromo VI que não se estabiliza em 
meio aquoso na presença de peróxido de hidrogênio, mas se estabiliza em meio 
orgânico (o éter etílico) pela formação de um aduto, que seria o produto de uma 
adição direta de duas ou mais moléculas distintas, resultando em uma reação 
simples onde o produto contém todos os átomos de todas as moléculas. 
Esses produtos são dados pelas reações 10 e 11: 
K2Cr2O7 + 4H2O2 + H2SO4  2CrO(O2)2 + K2SO4 + 5H2O (10) 
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4 + O2 (11) 
Propriedades oxidantes do H2O2 
Para testar as propriedades oxidantes do peróxido de hidrogênio, depois de 
adicionar as soluções de iodeto de potássio e ácido sulfúrico, quando o péroxido 
de hidrogênio comercial foi misturado, notou-se a mudança da coloração da 
solução de um amarelo clarinho, para uma coloração marrom, indicando a 
formação de iodo molecular, como pode ser visto pela reação 12: 
2KI + H2O2 + H2SO4  I2 + K2SO4 + 2H2O (12) 
Propriedades redutoras do H2O2 
Por fim quando testadas as propriedades redutoras do peróxido, foi visto que 
houve a formação do gás oxigênio, e quando a palha foi colocada em brasa no 
tubo ela voltou a acender, como representado pela equação 13: 
2KMnO4 + 3H2SO4 + H2O2  2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O + 3O2 (13) 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. Questões 
1) Cite 6 métodos de preparação do H2. 
O hidrogênio pode ser preparado com a reação de água, ou ácidos diluídos 
em metais eletropositivos (Alcalinos, Alcalino terrosos, 3A, 4A e Lantanídeos). 
Os métodosmais convencionais de obter H2 no laboratório são: 
 Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2 
 Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2 
 2Al + 2NaOH + 2H2O  2NaAlO2 + 3H2 
A hidrólise de um hidreto metálico gera 2x mais hidrogênio: 
 CaH2 + 2H2O  Ca(OH)2 + 2H2 
Reação de mudança de vapor de água (RMV) 
 CH4 + H2O  CO + 3H2 (1100°C) 
 C + H2O  CO + H2 (1000°C) 
 CO + H2O  CO2 + H2 (400°C e um catalisador de Cu, ZnO, AlO3) 
Produção industrial de hidrogênio com alto grau de pureza, provem da 
decomposição do metanol: 
 MeOH  CO + 2H2 (400°C e um catalisador de Cu, ZnO, AlO3) 
Decomposição da água a partir de eletrólitos de platina, formando H2 com 
pureza >99,95%: 
 2H2O(l) 2H2 + O2 (H2SO4 e corrente elétrica) 
 
2) Cite 4 propriedades (físicas ou químicas) do H2. 
É um gás a temperatura ambiente, inodoro, incolor, inflamável, solúvel em 
solventes líquidos, pode perder um elétron se tornando um ânion monovalente 
ou ganhar um elétron se tornando um cátion monovalente. 
3) Cite 5 usos do H2. 
É usado em motores a combustão; baterias de hidrogênio, também 
chamadas de células de combustível dos foguetes; suas características limpas 
fazem do hidrogênio uma fonte desejável de energia alternativa; em sistemas de 
armazenamento conhecidos como sistemas criogênicos, como reagente nos 
laboratórios formando água, ácidos, hidróxidos, entre outros. 
4) Em quais tipos de compostos o nox do hidrogênio é negativo? 
Nos compostos chamados Hidretos, o nox será negativo no ânion hidreto 
(H-), onde se considera o hidrogênio sendo o elemento mais eletronegativo da 
reação. Ex: NaH, CaH2. 
5) Quais são os íons conhecidos de hidrogênio? 
Íon Hidreto (H-), Íon Hidrônio (H3O+), Cátion Trihidrogênio (H3+), Próton (H+). 
6) Comente sobre as reações do H2 (dissociação homolítica, dissociação 
heterolítica, ativação por reação radicalar e reações redox) 
 
 Dissociação Homolítica: 
 A ruptura da ligação é feita de modo igual, o que resulta na formação 
de radicais livres; 
 Alta energia; 
 A reação ocorre em moléculas apolares ou com baixa diferença de 
eletronegatividade, por exemplo C e H; 
 Ao final de reação temos: um átomo com elétron desemparelhado que 
tem carga elétrica igual a zero. 
 
 Dissociação Heterolítica: 
 A quebra desigual da molécula faz com que o par eletrônico fique com 
apenas um dos átomos da ligação; 
 Baixa energia e na presença de solventes polares; 
 Ligações polarizadas; 
 Os produtos finais da reação são íons com carga positiva (cátions) ou 
carga negativa (ânions), como o H+. 
 
 Ativação por reação radicalar: 
 Formação de radicais a partir de homólise, na presença de calor ou 
irradiação de luz; 
 Reação é exotérmica, porém a quebra homolítica é endotérmica; 
 O radical pode abstrair um H de uma ligação H-C. 
 
 Reação redox: 
 Transferência de elétrons; 
 Quem perde os elétrons oxida e age como agente redutor; 
 Quem ganha os elétrons reduz e age como agente oxidante; 
 O H+ pode reagir com 2 elétrons formando o gás hidrogênio (H oxida); 
 O gás hidrogênio pode reagir com dois elétrons formando hidreto (H 
reduz) 
 O H vai reduzir ou oxidar dependendo da outra espécie. 
 
7) Com quais elementos da tabela periódica o oxigênio não forma 
composto? 
A alta eletronegatividade do oxigênio faz com que ele reaja com muitos 
elementos químicos, porém há algumas exceções, como os gases nobres (He, 
Ne, Ar, etc) 
8) Com qual elemento o oxigênio permanece com o nox positivo? 
O oxigênio permanece com o nox positivo nos casos de moléculas com flúor 
(fluoretos), pelo motivo do flúor ser mais eletronegativo do que o oxigênio. 
9) Quantas formas iônicas possui o oxigênio molecular? 
O oxigênio molecular possui três íons moleculares, sendo o peróxido (O2+) e 
o superóxido. O peróxido possui carga O2-2, o cátion molecular do oxigênio é o 
O2+ e possui carca +1 e o superóxido O2-. 
10) Qual é o método de produção industrial do O2? Em qual efeito se baseia? 
A produção industrial do oxigênio é feita por meio de um processo de 
destilação que retira o ar da atmosfera, que então é filtrado, comprimido e 
resfriado. Por meio destes processos são extraídos os teores de água, gases 
indesejados e impurezas. O ar purificado passa então por uma coluna onde são 
separados oxigênio, nitrogênio, e argônio no estado liquido. 
11) Qual é a cor dos cilindros de oxigênio comercial? E quais são as 
impurezas mais comuns? 
Segundo a NBR 12176, a identificação de um determinado gás, ou de uma 
mistura de gases, precisa, obrigatoriamente, ser realizada através da cor de uma 
pintura localizada na calota do cilindro que contém esse gás. Assim, para gases 
de uso industrial, por exemplo, possuem cilindros com cores diferentes de gases 
para o combate a incêndios. Nesse caso, o gás de ar comprimido é identificado 
pela cor azul-segurança, quando para fins industriais e medicinais, e pela cor 
amarela, quando usado como equipamento de respiração autônoma. A 
coloração de um cilindro de oxigênio industrial é preto. 
Há diversos tipos de purezas nos cilindros de oxigênio, podendo ser: 
Tipo 6 – Que apresenta uma pureza mínima de 99,999% apresentando 
impurezas (ppm) de: H2O < 0,5, N2 < 0,8, e THC < 0,1. 
Tipo 4 – Que apresenta pureza mínima de 99,9% com impurezas (ppm) de: 
Ar < 20, H2O < 3 e N2 < 20. 
Tipo 2,8 – Que apresenta pureza mínima de 99,8%, apresentando impurezas 
(ppm) de: H2O < 5. 
12) Cite 5 métodos de obtenção do O2 em escala de laboratório. 
6CO2(g) + 2H2O(l) + luz solar  C6H12O6(aq) + 6O2(g) 
2HClO + Co2+  2HCl + O2 
MnO2 + 2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g) 
2HgO(s)  2Hg(l) + O2(g) 
3H2O2 + KMnO4(s)  2H2O(l) + 3O2(g) + 2KOH(aq) + 2MnO2(aq) 
13) Cite no mínimo 4 propriedades (físicas ou químicas) do O2. 
O oxigênio possui número atômico 8 com massa atômica 16. Na sua forma 
molecular e à temperatura ambiente, O2 é um gás incolor, insípido, inodoro, 
comburente, não combustível e pouco solúvel em água. Seu peso molecular é 
32g/mol possui ponto de ebulição de -183°C e ponto de fusão a -218,8°C. 
14) Cite 10 usos do oxigênio (usos industriais ou demais usos). 
O gás oxigênio é muito importante na respiração de muitos seres vivos, este 
gás é geralmente usado como comburente. A maior parte do O2 é utilizada na 
fabricação de aço junto com o ferro. Cilindros de O2 comprimido são utilizados 
na área industrial como componentes para ocorrência de solda oxiacetilênica, 
equipamentos de respiração artificial de mergulhadores. Já o ozônio tem grande 
importância na chamada camada de ozônio, responsável por ‘filtrar’ (absorver) 
os raios ultravioletas provenientes do Sol. Ele também é usado como 
desinfetante em reações orgânicas, fabricação de amônia e metanol 
15) Mostre quais são as principais reações do oxigênio (reação redox, reação 
de adição em compostos orgânicos, reações de O2 atuando como ligantes 
em complexos). 
As principais reações redox do oxigênio são: 
Combustão: que é a oxidação do carvão mineral: 
C(s) + O2  CO2 + Energia 
Outra reação redox bastante comum é a corrosão, grande parte dos metais 
possui tendência de liberar elétrons para se estabilizarem eletricamente, e por 
isso combinam-se facilmente com espécies oxidantes (como o oxigênio) e 
reagem de modo que o metal sempre é desgastado, assim sofre corrosão: 
2Fe + O2  2FeO 
2FeO + 2O2  2Fe2O3 
2FeO + 2Fe2O3  2Fe3O4, ou simplesmente FeO + Fe2O3  Fe3O4 
(magnetita) 
16) Fale sobre o ozônio: estrutura, propriedades, efeito estufa 
O ozônio é um alótropo triatômico (O3) do 
oxigênio muito menos estável que o diatômico 
(O2). É importante lembrar que não é o ozônio em 
si o responsável pela proteção contra os raios 
ultravioletas, mas o ciclo do ozônio-oxigênio. 
Neste ciclo, há uma grande absorção da radiação 
solar, transformada em energia térmica na estratosfera. Os CFCs, 
conhecidos pelo efeito prejudicial à camada de ozônio, por meio do cloro 
gasoso,têm o papel de paralisar o ciclo. 
Forma-se quando as moléculas de oxigênio (O2) se rompem, e os átomos 
separados combinam-se individualmente com outras moléculas de oxigênio. 
Na natureza o O3 é produzido constantemente na alta atmosfera pela luz 
solar (UV) e também durante tempestades, através dos raios e relâmpagos. Nos 
geradores de ozônio, é formado pela passagem de O2 em ambiente de descarga 
elétrica. Simplificadamente pode-se dizer que o gerador de ozônio reproduz o 
fenômeno natural, através da tecnologia de eletroeletrônica avançada. 
17) Faça um esboço (desenho) da estrutura química, mostrando os ângulos 
de ligação no H2O2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
18) Qual é o principal método de produção industrial do H2O2? 
 Hoje em dia a produção industrial de água oxigenada se dá pela oxidação 
do 2-alquil-antrahidroquinona. Em um processo conhecido como Riedl-
Pfleiderer. 
19) Cite outros dois métodos de produção do H2O2. 
 O peróxido de hidrogênio costumava ser produzido a partir da 
eletrolise aquosa do H2SO4 a 50% em massa, produzindo ácido 
peroxodissulfúrico e hidrogênio. 
2H+ + 2e-  H2 + 2HSO4-  H2S2O8 + 2e- 
O ácido peroxodissulfúrico entra em equilíbrio com o ácido sulfúrico e o 
ácido peroxomonossulfúrico. 
H2S2O8 + H2O  H2SO4 + H2SO5 
Por fim o ácido peroxomonossulfúrico entra em equilíbrio químico com o 
ácido sulfúrico e o peróxido de hidrogênio. 
H2SO5 + H2O  H2SO4 + H2O2 
Atualmente, o H2O2 é produzido quase que exclusivamente pelo processo de 
auto oxidação da antraquinona, uma substância tóxica. Esse processo envolve 
a oxidação indireta de hidrogênio, evitando a mistura H2/O2 que é potencialmente 
explosiva. O processo de auto oxidação da antraquinona não é um método 
ambientalmente amigável. Por isso, métodos ambientalmente mais adequados 
têm sido explorados para a produção de H2O2. 
A síntese direta é um processo catalítico para produção em fase líquida de 
H2O2 a partir de H2 e O2. Infelizmente, no processo de síntese direta existe o 
perigo de explosão associado à mistura H2/O2. A tecnologia de reatores de 
microcanais pode contornar esse inconveniente, pois nesses equipamentos, nos 
quais a dimensão característica não chega a 1 mm, a propagação da explosão 
pode ser inibida. Nesse contexto, este trabalho, no intuito de auxiliar no 
desenvolvimento de reatores de microcanais para a produção direta de H2O2, 
tem por objetivo estudar a incorporação do catalisador a ser usado na produção 
de H2O2 na superfície interna dos microcanais. 
20) Cite, no mínimo, 10 do H2O2. 
O peróxido de hidrogênio é encontrado em concentrações baixas (3-9%) em 
muitos produtos domésticos para uso medicinal e como clareador da roupa e 
do cabelo. Na indústria, o peróxido de hidrogénio é usado em concentrações 
mais elevadas para clarear tecidos, pasta de papel, e ainda 
como combustível para ajuste e correção nas trajetórias e órbitas de satélites 
artificiais no espaço. Na área médica é usado como desinfetante ou 
agente esterilizante em autoclave de plasma. Na área química é usado como 
componente da espuma de borracha orgânica e outras substâncias químicas. 
Noutras áreas como na investigação é usado para medir a atividade de algumas 
enzimas como a catalase. 
Pelo efeito desinfetante oxidante de sua catalase, o peróxido de hidrogênio é 
popularmente utilizado como antisséptico em feridas, mas estudos indicam que 
este uso é arriscado pelo potencial citotóxico da substância, que pode matar 
células saudáveis que auxiliariam no processo de cicatrização, causando 
mesmo embolismos em casos mais graves, havendo mortes confirmadas por 
uso hospitalar irresponsável. Outros possíveis riscos à saúde associados ao 
peróxido de hidrogénio estão em sua ingestão (cuja hiperoxigenação pode 
causar acidentes vasculares cerebrais) e no dano a outras células do corpo em 
decorrência do efeito citotóxico já mencionado. 
Outros usos gerais do peróxido de hidrogénio incluem: clareamento de 
cabelos, monopropelente em motores de foguete e na propulsão de satélites, no 
tratamento da acne, com peróxido de benzoíla, no clareamento dental, na forma 
de peróxido de carbamida, na medicina veterinária e em processos de 
esterilização a baixa temperatura, na forma de plasma. 
21) Cite 5 propriedades físicas do H2O2. 
O peróxido de hidrogênio é incolor à temperatura ambiente e possui sabor 
amargo. Possui ponto de fusão de -11°C e ponto de ebulição de 141°C e 
densidade de 1,476 g/cm3. O peróxido de hidrogênio é miscível em água. Sua 
viscosidade é de 1,245 cP a 20°C. 
22) Cite uma propriedade química do H2O2. 
O peróxido de hidrogênio é um ótimo oxidante e consequentemente um 
excelente agente redutor. 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Concentra%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Roupa
https://pt.wikipedia.org/wiki/Cabelo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Papel
https://pt.wikipedia.org/wiki/Combust%C3%ADvel
https://pt.wikipedia.org/wiki/Sat%C3%A9lite_artificial
https://pt.wikipedia.org/wiki/Sat%C3%A9lite_artificial
https://pt.wikipedia.org/wiki/Desinfectante
https://pt.wikipedia.org/wiki/Esteriliza%C3%A7%C3%A3o
https://pt.wikipedia.org/wiki/Autoclave
https://pt.wikipedia.org/wiki/Plasma
https://pt.wikipedia.org/wiki/Catalase
https://pt.wikipedia.org/wiki/Cicatriz
https://pt.wikipedia.org/wiki/Embolismo
https://pt.wikipedia.org/wiki/Acidente_vascular_cerebral
https://pt.wikipedia.org/wiki/Foguete
https://pt.wikipedia.org/wiki/Acne
https://pt.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido_de_benzo%C3%ADla
https://pt.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido_de_carbamida
https://pt.wikipedia.org/wiki/Medicina_veterin%C3%A1ria
https://pt.wikipedia.org/wiki/Plasma
23) Dê exemplos de: Sais Peroxônio, Hidroperóxidos, Peróxidos, 
Superóxidos, Complexos Peroxometálicos, Peroxometais e Ânions 
Peroxoácidos. 
Um peróxido orgânico é um composto orgânico que contém um grupo 
funcional peróxido (ROOR’). Se R’ é o hidrogênio, o composto é denominado 
um hidroperóxido orgânico. Exemplo de hidroperoxido: peróxido de éter 
dietílico. 
Os peróxidos são compostos que apresentam a fómula geral R-O-O-R’, 
em que R e R’ são radicais orgânicos. Exemplos: peróxido de acetona, 
peróxido de bário, peróxido de benzoíla, peróxido de sódio, etc. 
Nos superóxidos temos uma fórmula química de O2-, atuando geralmente 
como um poderoso agente oxidante. Exemplos: CaO4 (superóxido de cálcio) 
KO2 (superóxido de potássio), etc. 
 Exemplo de um complexo peroxometálico: [(NH3)5Cr-O2-Cr(NH3)5]4+. 
24) Fale sobre a quimioluminescência do H2O2. 
Quimioluminescência é um tipo de reação química, que ao se processar gera 
uma energia luminosa. Durante uma reação química, os reagentes se 
transformam es estados intermediários eletronicamente excitados, e ao 
passarem para um estado menos excitado, liberam a energia absorvida na forma 
de luz. 
O Luminol é um composto orgânico em pó, cuja a formula molecular é 
C8H7O2N3. Esse reagente químico é usado misturando-o ao peróxido de 
hidrogênio, algum hidróxido e outros produtos químicos, o que origina uma 
solução liquida. Quando o luminol e o peróxido de hidrogênio reagem, emitem 
uma luz de coloração azul fluorescente. No entanto essa reação é muito lenta, e 
não é possível observá-la somente com a mistura dos dois. Em contato com o 
sangue, em contrapartida, o ferro da hemoglobina atua como catalisador e 
acelera essa reação, bastando cinco segundos para a luz radiante aparecer. Por 
isso, quando a solução de luminol é borrifada sobre algum lugar com sangue, 
observa-se uma quimioluminescência. 
25) Mostre através de reações as propriedades redox do H2O2 em meio ácido 
e em meio básico. 
H2O2 + 2e-  2OH- (em condição alcalina) 
H2O2 + 2H+ + 2e-  2H2O (em condição ácida) 
H2O2  2H+ + O2 + 2e- (em condição ácida) 
26) Porque a síntese do H2O2 é feita em banho de gelo (baixa temperatura)? 
A reação de preparação do peróxido de hidrogênio necessita de banho de gelo, 
pois trata-se de uma reação exotérmicaonde há liberação de energia no meio 
reacional. 
6. Referências 
AQUINO, Carina Estela. Células a Combustível: Fontes alternativas de 
energia. BETAEQ. Disponível em: 
<https://betaeq.com.br/index.php/2015/09/28/celulas-a-combustivel-fontes-
alternativas-de-energia/>. Acesso em 20 de fevereiro de 2021. 
Armazenamento de gás – Hidrogênio. UFRGS. Disponível em: 
https://www.if.ufrgs.br/if/. Acesso em 20 de fevereiro de 2021 
Ramos, André Luis Dantas; TANASE, Stefania; ROTHENBERG, Gadi. Redes 
Metalorgânicas e Suas Aplicações em Catálise. Química Nova, v. 37, n.1, p. 123-
133, 2014. 
https://betaeq.com.br/index.php/2015/09/28/celulas-a-combustivel-fontes-alternativas-de-energia/
https://betaeq.com.br/index.php/2015/09/28/celulas-a-combustivel-fontes-alternativas-de-energia/
https://www.if.ufrgs.br/if/