Relatorio 3 QID -Molina

Prévia do material em texto

1. Objetivos
O objetivo do primeiro experimento é a preparação de oxigênio por método de laboratório, e a partir dele realizamos uma reação com enxofre, que o produto resultante foi submetido a testes de pH e uma reação com permanganato de potássio, para estudo das reações envolvidas.
Do mesmo modo, o segundo experimento teve como objetivo a síntese da amônia e a partir da amônia obtida por método de laboratório realizamos o estudo das reações de pH, ácido clorídrico, fenolftaleína e madeira incandescente. A partir amônia obtida foi realizado também o experimento caracterizado como chafariz de amônia.
2. Fluxograma Experimental
2.1 - Experimento 1 – Síntese de oxigênio
2.1.1 – Produção de oxigênio com permanganato de potássio e peróxido de hidrogênio
2.1.2 – Adição do enxofre ao oxigênio recolhido	3.1.3 – Tubo 1 da solução do trióxido de
enxofre – Verificação do pH
3.1.4 – Tubo 2 da solução de trióxido de enxofre - Adição de permanganato de potássio
3.1.5 – Tudo 3 da solução de trióxido de enxofre – Adição de água destilada
2.2 - Experimento 2 – Síntese da amônia
2.2.1 – Produção da amônia com hidróxido de amônio e hidróxido de sódio
2.2.2 – Tubo 1 de amônia – Verificação do pH
3.2.4 – Tubo 3 de amônia - Adição do pedaço de madeira em chamas
3.2.3 - Tubo 2 de amônia - Adição de água e fenolftaleína
3.2.5 - Tubo 4 de amônia – Adição de ácido clorídrico
	
3. Resultados e Discussões
4.1. Experimento 1- Síntese do oxigênio (O2).
Para o experimento “Síntese do oxigênio”, utilizou-se uma aparelhagem que consistia em um funil de separação com peróxido de hidrogênio conectado a um kitassato com permanganato de potássio, cuja saída possuía uma mangueira que foi submersa em um recipiente com água.
A reação entre o permanganato de potássio (de coloração roxa) e o peróxido de hidrogênio (incolor) gerou o gás oxigênio (incolor), o hidróxido de potássio dissociado em água que também possui coloração incolor e o dióxido de manganês, de cor marrom.
2KMnO4(s) + H2O2(aq) → 2MnO2(s) + 2O2(g) + 2KOH(aq)
O MnO2 produzido na reação catalisa o desproporcionamento do H2O2 que é uma substância instável e acaba se desproporcionando nas suas espécies vizinhas que são a água e gás oxigênio, de acordo com a reação:
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g)
O gás oxigênio proveniente da reação de KMnO4 com H2O2 foi recolhido em um tubo de ensaio, juntamente com um pouco de água restante do processo. Em seguida, foi aquecido um pouco de enxofre no bico de Bunsen até surgir uma chama azul e introduziu-se no tubo contendo oxigênio, o qual foi fechado e agitado. Observou-se a intensificação da chama, uma vez que o oxigênio presente no tubo atua como comburente contribuindo ainda mais para a queima já existente, além da formação dos gases incolores de dióxido de enxofre e trióxido de enxofre.
S(s) + O2(g) → SO2(g) SO2 + 1/2O2(g) → SO3(g)
Após dividir a solução resultante em dois tubos de ensaio foram feitos os seguintes testes:
✔ Tubo 1: Ao verificar o pH, observou-se um valor em torno de 4. Quando o trióxido de enxofre é dissolvido em água, ocorre a formação ácido sulfúrico, também de coloração incolor, e tem-se a seguinte reação:
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
Assim sendo, como há a presença de íons hidrônio no meio o pH é ácido de acordo com a constante de equilíbrio:
𝐾𝑎 =
[𝐻3O+]. [𝑆𝑂42−]
[𝐻 𝑆𝑂 ]
2	4
✔ Tubo 2: Após a adição de uma gota de permanganato de potássio no tubo, não foi possível observar nenhuma mudança visual pois a solução continuou incolor devido a presença de íons Mn2+, que foi gerado reduzindo-se KMnO4 em meio ácido:
-	+	-	2+MnO	8 H	+ 5 e → Mn	+ 4H O
4 (aq) +	(aq)	(aq)	2 (l)
✔ Tubo 3: Ao adicionar água destilada, foi obtido uma de pH de 6. Porém, depois de colocar 1 gota de permanganato de potássio, a cor da solução ficou rosa, indicando o aumento da concentração de íons H+ devido a oxidação da água pelo permanganato, de acordo com a reação:
4MnO -	2H O → 4MnO (aq) + 4 H+	+ 3O4 (aq) +	2 (l)	2	(aq)	2(g)
Pelo fato dessa reação ser lenta, foi difícil observar a formação de gás oxigênio (incolor) e do dióxido de manganês de coloração marrom, ainda mais pela interferência da coloração do próprio indicador.
4.2. Experimento 2 – Síntese da amônia.
Para o experimento dois – “Síntese de amônia”, utilizou-se uma aparelhagem que conta com um frasco gerador, kitassato de 500mL munido de um funil de adição e uma torre de secagem, a esse sistema, adicionou-se hidróxido de amônio e hidróxido de sódio como representado na reação a seguir:
NH4OH(l) + NaOH(s) → NH3(g) + NaOH(g) + H2O(g)
O hidróxido de amônio, por ser uma substância instável, acaba se convertendo em água e amônia. A amônia formada é um gás incolor de odor considerável, e por conta disso, pode-se considerar que a reação está acontecendo, uma vez que é possível sentir o odor no ar.
NH4OH(l) → H2O(g) + NH3(g)
Assim a partir do recolhimento da amônia produzida em 4 tubos de ensaios foram efetuados alguns testes:
✔ Tubo 1: observou-se o pH era próximo de 12, pois apresentava uma cor roxa/azulada. Quando a amônia é dissolvida em água, tem-se a seguinte reação:
NH3(g) + H2O(l) → NH +	+ OH-(aq)4 (aq)
Assim sendo, como há a presença de hidroxilas no meio o pH é consideravelmente básico, caso os volumes fossem medidos com precisão, poderia ser efetuado o cálculo de pH através de4
𝐾𝑏 =
[𝑁𝐻+]. [𝑂𝐻−] [𝑁𝐻3]
Com o valor de pOH, pode-se obter o valor de pH que deve ser básico confirmando o valor obtido.
✔ Tubo 2: observou-se após a adição de água e fenolftaleína uma coloração rosa intensa, a fenolftaleína é um indicador que quando reage com meio básico apresenta coloração rosa forte, isso indica que o pH desse sistema é básico, a reação ocorrente nesse caso é a mesma evidenciada no tubo 1.
✔ Tubo 3: após a adição do pedaço de madeira em chamas, observou-se que o fogo apagou, considerando que na síntese da amônia são formados produtos secundários como água e hidróxido de sódio: NH4OH(l) + NaOH(s) → NH3(g) + NaOH(g) + H2O(g), pode-se considerar possíveis razões para a extinção
do fogo, se o sistema de alguma forma converter a amônia em N2(g), tem-se então um gás inerte não inflamável, contudo a explicação mais plausível para a extinção do fogo é: considerando a amônia como gás inflamável, a queima só ocorre com concentrações corretas do oxigênio gasoso e amônia e uma fonte de ignição, assim para misturas ricas ou pobres demais, não há ocorrência nem permanência de fogo no sistema, se houver realmente a presença de água, tal fator também age como contribuinte há extinção da chama, dessa forma o resultado obtido no tubo 3 é coerente como o esperado.
✔ Tubo 4: com a adição de determinado volume de HCl, a reação de amônia com o ácido resulta em tal equação:
NH3(g) + HCl(aq) → NH4Cl(s) + H+	,(aq)
É observado a formação de vapores, precipitado e um pH de cerca de 1, diante da reação, tem-se que os resultados obtidos são coerentes, uma vez que o NH4Cl é um sal de cor branca relativamente denso que exala vapor, o pH gira em torno de 1, uma vez que como produto secundário da reação, tem-se a formação de H+, esse fato contribui para que o percentual hidrogeniônico seja baixo caracterizando o sistema como uma solução ácida.
Foi efetuado também conjuntamente a esse experimento utilizando a amônia formada, um teste denominado “Chafariz de amônia”, o mesmo aparato foi utilizado, contudo na etapa final a quantidade recolhida de amônia gira em torno de 250 mL, o balão contendo tal solução foi fechado, invertido num suporte de maneira que o tubo de vidro ficasse imerso em um béquer de água e fenolftaleína e gelo foi posto em cima do balão. Nesse experimento ocorreu de fato um chafariz de amônia, uma vez que após parte da amônia reagir com água e fenolftaleína gera o chafariz, esse fato é evidenciado por conta de uma pequena dissolução da amônia em água, isso faz com que ocorra uma diminuição da pressão que promove uma aspiração de água e fenolftaleína para dentro do balão, o efeito do gelo sob o balão contribui para um abaixamento detemperatura e pressão, assim como a pressão do liquido é maior que a da amônia gasosa, há mais facilidade para a aspiração do chafariz composto pela água e fenolftaleína, dessa maneira conclui- se que o experimento foi bem sucedido.
4. Conclusão
No primeiro experimento foi observado a produção de gás oxigênio através da reação de oxirredução entre o permanganato de potássio e o peroxido de hidrogênio, onde espécies mais instáveis se comproporcionaram ou desproporcionaram em espécies mais estáveis, formando assim, o gás oxigênio. Através da produção deste gás pôde-se realizar testes com o mesmo. Adicionando enxofre, ainda em combustão ao gás, foi observado a intensificação da chama, comprovando que o gás oxigênio é um poderoso comburente. Ao realizar teste com a solução resultante da queima de enxofre com O2, foi observado pH ácido, em torno de 4, devido a formação de ácido sulfúrico, e consequentemente, liberação de íons H+ no meio, conforme esperado. Ao se adicionar permanganato, não foi observado mudanças físicas na solução, porém, quimicamente, houve a redução do Mn2+ em KMnO4 em meio ácido. Na última parte deste experimento, quando adicionado indicador a solução padrão de água destilada, observou-se coloração esverdeada, indicando pH igual a 7. Ainda neste tubo, após a adição de permanganato a cor da solução mudou rapidamente para alaranjado, indicando pH próximo de 5, fato esperado, devido a formação de íons H+ no meio, por conta da oxidação da água pelo permanganato de potássio. Essa reação deveria ainda, liberar gás oxigênio no meio e deixar a solução marrom, por conta da formação do dióxido de manganês, porém, por ser uma reação lenta e com interferência do indicador, não foi possível se observar essa mudança.
Já no segundo experimento foi observado e comprovado que o pH da amônia é alcalino, através de testes com papel tornassol e com fenolftaleína, por conta da liberação de íons OH- em solução, deixando, no primeiro caso, o papel arroxeado, e no segundo, a solução com coloração rosa intenso. Foi observado ainda, que a amônia, quando em contato com fogo, se comporta como gás inerte não inflamável, devido a conversão da amônia em gás N2 durante o processo, porém, a amônia não é um gás inerte. O que explicaria a inercia do gás nessas condições são as baixas concentrações de gás O2, NH3 e um fonte de ignição. Houve ainda, a presença de água no meio, que contribuiu para a extinção da chama, ou seja, os resultados obtidos foram coerentes com o esperado. Foi observado ainda, a comportamento do gás amônia em meio ácido, podendo observar a formação de cloreto de amônio, um sal branco, denso, que exala vapores, e com pH próximo de 1, por conta da obtenção de íons H+ como produto secundário da reação, caracterizando a reação como ácida.
Por último, foi realizado o experimento do chafariz de amônia, que ocorreu devido a reação do gás amônia com água e fenolftaleína, provocando o abaixamento da pressão, fazendo uma aspiração da solução para dentro do balão, formando um chafariz. A bolsa de gelo sobre o balão contribuiu para o abaixamento da temperatura e pressão, tornando a pressão do liquido maior que a da amônia gasosa, facilitando a formação do chafariz, portanto, pode-se concluir que o experimento foi bem-sucedido.
5. Referências
1- “Reações	de	dupla	troca”	–	Mundo	Educação,	disponível	em:
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-dupla-troca-entre-sal-base.htm>.	Consulta em: 21/11/2019.
2- ‘pH da amônia” – Profs., disponível em: <https://profes.com.br/tira-duvidas/quimica/ph-da-amonia/>.
Consulta em: 20/11/2019.
3- “Indicadores	ácido-base”	–	Mundo	Educação,	disponível	em:
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm>.	Consulta	em: 20/11/2019.
4- “Tipos	de	gases”	–	Breathe,	Proteção	Respirátoria,	disponível	em:
<https://protecaorespiratoria.com/tipos-de-gases/>. Consulta em: 20/11/2019.
5- “Reação de ácido clorídrico	com amônia”	–	Dia a dia educação, disponível em:
<http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1268&evento=6>.	Consulta em: 20/11/2019.
6- Professor. Cristiano Torres Miranda; “Obtenção e propriedades químicas da amônia e o efeito chafariz”; UTFPR – Campus Londrina.
7- Shriver & Atkins – Química Inorgânica, Bookman, 2008, 4ª Ed. Os elementos do Grupo 15; Os elementos do Grupo 16; cap. 14 e 15, p. 369 – 417.
8- Molina, Celso. “Elementos do grupo 16: Calcogênios”, Diadema; p. 12 – 20, 2019. 9- “Reações de dupla troca” – Mundo Educação, disponível em:
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reacoes-dupla-troca-entre-sal-base.htm> 10- ‘pH da amônia” – Profs, disponível em:
<https://profes.com.br/tira-duvidas/quimica/ph-da-amonia/> 11- “Indicadores ácido-base” – Mundo Educação, disponível em:
<https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm> 12- “Tipos de gases” – Breathe, Proteção Respirátoria, disponível em:
< https://protecaorespiratoria.com/tipos-de-gases/>
13- “Reação de ácido clorídrico com amônia” – Dia a dia educação, disponível em:
<http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1268&evento=6> 14- Professor. Cristiano Torres Miranda; “Obtenção e propriedades químicas da amônia e o efeito
chafariz”; UTFPR – Campus Londrina