Ino - Práticas 1, 2 e 3

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Universidade Estadual de Maringá
Centro de Ciências Exatas
Departamento de Química -DQI
Inorgânica Experimental 1
Acadêmicos:
Andressa Soares ra: 112290
Beatriz Joice Morassutti da Costa ra: 119590
Eloise Stadler Tomadon ra: 118982
Júlia Martino Caldato ra: 112294
Nathalia Gomes Aspindola ra: 109456
Docente:
Emerson Marcelo Girotto Spagnolo
Março 2022
Prática 1
● REAÇÃO 1 (escreva a reação redox global)
Produtos formados segundo observações experimentais:
Sulfato de cobre (II) (CuSO4) = azul
Cu(s) = vermelho
Meias reações:
Cu2++2e ⇌Cu Eº red = 0,3419 V
Fe 2++2e ⇌ Fe Eº red = -0,447 V
Reação global
CuSO4(aq) + Fe(s) → Cu(s) + FeSO4(s)
● REAÇÃO 2 (a cor violeta devido ao Mn7+ desaparece)
Meias reações:
MnO4-+8H++5e ⇌ Mn2++4H2O Eºred = 1,507 V
SO42-+2H++2e ⇌ SO32-+H2O Eºred = 1,17 V
Reação global
2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 K2SO3(s) → 3 H2O(l) + 6 K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq)
● REAÇÃO 3 (forma-se NO(g) que é incolor)
Foi obtido líquido verde e gás marrom característico do NO2 formado da reação do NO(g) com
O2 (reação 4):
Nitrato de cobre (II) (Cu(NO3)2) = azul/verde
Meias reações:
Cu2++2e ⇌ Cu(s) Eºred = 0,3419 V
NO3-+4H++3e ⇌ NO+H2O Eºred = 0,957 V
Reação global
3Cu(s) + 8HNO3(aq) → 2NO(g) + 4H2O(l) + 3Cu(NO3)2(aq)
● REAÇÃO 4 (formação do gás marrom devido à reação do NO(g) com oxigênio do ar)
Meias reações:
N2O4+4H++4e ⇌ 2NO+2H2O Eºred = 1,035 V
O2+4H++4e ⇌ 2H2O Eºred = 1,229 V
Reação global
2NO(g)+O2(g)⇌ N2O4(g)⇌ NO2(g)
● REAÇÃO 5 (produção de Cl2, e Mn2+ (solúvel)
O experimento resultou em gás verde e líquido marrom devido à mistura de produtos.
Cl2(g)= verde
Meias reações:
MnO4-+8H++5e ⇌ Mn2++4H2O Eºred = 1,507 V
Cl2+2e ⇌ 2Cl- Eºred = 1,35827 V
Reação global
2KMnO4(l)+16HCl ⇌ 2MnCl2(aq)+2KCl(aq)+8H2O(l)+5Cl2(g)
● REAÇÃO 6 (nos primeiros instantes forma-se um composto de Mn2+ gelatinoso e branco)
Mn(OH)2 = branco
Reação global
MnCl2 + 2 NaOH →2 NaCl + Mn(OH)2 (dupla troca)
● REAÇÃO 7 (reação de todo o resto do Mn2+ com oxigênio proveniente da decomposição do
H2O2, formando mais Mn3+ que é de cor escura e insolúvel).
Meias reações:
Mn(OH)3+e ⇌ Mn(OH)2+OH- Eºred = 0,15 V
O2+2H2O+4e ⇌ 4OH- Eºred =0,401 V
Reação global
4 Mn(OH)2 + O2 + 2 H2O → 4 Mn(OH)3
Exercícios de aprendizado:
1) Defina agente oxidante e agente redutor e o que ocorre com cada um deles numa reação redox.
R = As reações de oxidação e redução ou reação redox, são reações que envolvem transferências de
elétrons. E nestas reações existem espécies que são os agentes oxidantes e os agentes redutores.
Os agentes oxidantes, são espécies que removem os elétrons dos agentes redutores, portanto são
reduzidos, e também ocorre a diminuição do seu número de oxidação. Já os agentes redutores são as
espécies que doam elétrons para os agentes oxidantes, então são oxidados e com isso ocorre o aumento
do número de oxidação.
2) Descreva as propriedades redutoras e oxidantes de átomos neutros e gases nobres.
R = Para um átomo neutro, seu número de oxidação será igual a zero, os gases nobres são tipicamente
reativos, ao não estar sob condições extremas, logo eles não oxidam nem reduzem. São geralmente
utilizados para evitar uma reação redox entre outros compostos.
3) Descreva as propriedades redutoras e oxidantes de íons monoatômicos e poliatômicos.
R=Para um íon monoatômico o número de oxidação será igual à carga do íon,como exemplo: têm𝐾+
número de oxidação de +1 e tem estado de oxidação 2-.Para os íon poliatômicos a soma dos𝑆2−
números de oxidação é igual à carga do íon ,por exemplo,no íon hidrônio , o número de oxidação𝐻
3
𝑂+
de cada hidrogênio é +1 e de cada oxigênio é 2-.A soma dos números de oxidação é
3(+1)+(-2)=+1,que é uma carga líquida do íon.
4) O que é uma reação redox parcial (também chamada de “semi-reação” ou “meia reação”) e uma
reação global. Dê um exemplo.
R= Uma reação redox parcial é uma caracterização individual do processo de oxidação ou redução em
um sistema redox. Elas envolvem os elétrons doados e recebidos pelas espécies químicas. São
importantes para obtenção de uma equação global mais generalizada.
Exemplo:
Zn0 + 2 é → Zn2+ E°red = 0,76 V (semi-reação de redução)
Cu2+ → Cu0 + 2é E°oxe= 0,34 V (semi-reação de oxidação)
A reação global é o conjunto das semi-reações, desse modo o número de elétrons doado será
igual ao número de elétrons recebidos.
Exemplo: Conjunto das semi-reações acima
Zn0 + Cu +2 → Zn+2 + Cu0
5) Defina “potencial redox”, “potencial-padrão de redução” e “potencial-padrão (ou força
eletromotriz) de uma célula eletroquímica?
R= O potencial redox, pode ser definido de um modo geral pela facilidade com o qual um substrato
ganha ou perde elétrons. O potencial padrão de redução indica a tendência de uma espécie em receber
elétrons, por convenção o potencial do hidrogênio é utilizado como referência, sendo este estabelecido
como zero:
2 H + (aq) + 2e = 0,00V→ 𝐻
2 (𝑔)
𝐸0
A diferença de potencial entre dois eletrodos e uma célula voltaica fornece a força eletromotriz,
que induz os elétrons por um circuito externo, e essa diferença de potencial é chamada de força
eletromotriz. E para fazer essas medidas incluem concentrações de 1 mol/L para reagentes e produtos,
1 atm de pressão para os gases e temperatura igual a 25°C.
6) Os princípios termodinâmicos podem ser aplicados à reações eletroquímicas? Qual a relação entre
energia livre e espontaneidade de uma reação redox?
R = Sim, os princípios da termodinâmica podem ser aplicados às reações eletroquímicas, dado que a
energia é conservada, descrita pela primeira lei da termodinâmica e, de acordo com a segunda lei, é
possível verificar se determinada reação será espontânea ou não.
A energia livre de Gibbs ( ), é uma grandeza termodinâmica definida como a diferença entre∆𝐺
variação de entalpia ( ) e a temperatura (T), vezes a variação de entropia ( ) em uma reação:∆𝐻 ∆𝑆
,∆𝐺 = ∆𝐻 − 𝑇 ・∆𝑆
quando:
● < 0, o processo é exergônico e, se processará espontaneamente no sentido direto para∆𝐺
formar mais produtos;
● > 0, o processo é endergônico e, se processará espontaneamente no sentido inverso para∆𝐺
gerar mais reagentes;
● = 0, o sistema está em equilíbrio, e as concentrações dos produtos e reagentes∆𝐺
permanecerão constantes.
7) Faça o balanceamento das seguintes reações redox, casos especiais de balanceamento (vide
observação abaixo):
a) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O (reação auto-redox)
R= Auto redox: mesmo elemento químico reduz e oxida
NaOH + Na + Na + O 𝐶𝑙
2
0 → 𝐶𝑙−1 𝐶𝑙+5𝑂
3
 𝐻
2
(Cl): vai se oxidar e reduzir
. reage com de 0 para 1 equivale a 1 elétron transferido ,atomicidade Cl igual a 2 então𝐶𝑙
2
0 𝑁𝑎𝐶𝑙−1
:2.∆𝑟𝑒𝑑
. reage com Na de 0 para +5 equivale a cinco elétrons transferidos,atomicidade do Cl igual𝐶𝑙
2
0 𝐶𝑙+5𝑂
3
a 2 ,então :10.∆𝑜𝑥𝑖
NaOH + 10 + 2 NaCl + NaCl + multiplica invertido𝐶𝑙
2
𝐶𝑙
2
→ 𝑂
3 
 𝐻
2
𝑂
24 NaOH + 10 + 2Cl 20 NaCl + 4NaCl𝐶𝑙
2
→ 𝑂
3
+ 12𝐻
2
𝑂
24 NaOH + 12 20NaCl + 4 NaCl O𝐶𝑙
2
→ 𝑂
3
+ 12𝐻
2
÷ 4
6 NaOH + 3 5 NaCl + NaCl + 3 O.𝐶𝑙
2
→ 𝑂
3
𝐻
2
b) KClO3 → KCl + KClO4 (reação auto-redox)
R= KCl+5 O3 + KCl+5 O3 → KCl-1 + KCl+7O4
. KCl+5 O3 reage com KCl-1 de +5 para -1, assim : 6∆𝑟𝑒𝑑
. KCl+5 O3 reage com KCl+7O4 de +5 para +7, assim : 2∆𝑜𝑥𝑖
6 KClO3 + 2 KClO3 → KCl + KClO4
8 KClO3 → 2 KCl + 6 KClO4 (÷ 2)
4 KClO3 → KCl + 3 KClO4
c) H2SO4 + Zn → ZnSO4 + SO2 + H2O (reação de oxidação ou redução parcial)
R= 2 + Zn ZnS + + 2 O 𝐻
2
𝑆𝑂
4
→ 𝑂
4
𝑆𝑂
2
 𝐻
2
8) Faça o balanceamento das reações abaixo em meio básico (aquoso).
a) Bi2O3 + ClO- → BiO3- + Cl- (partir das meias reações)
R = Bi2O3 + 2ClO- + 2OH- 2BiO3 + 3H2O→
b) Cr2O72- → Cr3+
R = 𝐶𝑟
2
𝑂
7
−2 + 7𝐻
2
𝑂 → 2𝐶𝑟3+ + 14𝑂𝐻+
9) Faça o balanceamento das reações abaixo em meio ácido (aquoso) (vide observação abaixo).
a) C2O42- + MnO4 - → Mn2+ + CO2 (partir das meias reações)
R=
C2O42- → 2 CO2 + 2é (×5)
Mn+7 O4 - + 5é → Mn2+ (× 2)
5 C2O42- → 10 CO2 + 10é
2Mn O4 - + 10 é → 2Mn2+
5 C2O4 2- + 2MnO4 - → 10 CO2 + 2Mn2+
5 C2O4 2- + 2MnO4 - + 16 H+ → 10 CO2 + 2Mn2+
R = 5 C2O4 2- + 2MnO4 - + 16 H+ → 10 CO2 + 2Mn2+ + 8H2O
b) Cr2O72- → Cr3+
R= + 6e + 14H + 7 O𝐶𝑟𝑂
7
2− → 2 𝐶𝑟3+ 𝐻
2
10) As reações abaixo foram realizadas com seus íons em meio aquoso com concentração 1,0 mol/L, a
25°C e 1 atm. Considerando-se que as mesmas estão em equilíbrio, use os potenciais-padrão de
redução das meias reações para explicar seu comportamento termodinâmico, ou seja, verifique qual
delas possui uma tendência natural de ocorrer (espontânea). (Obs.: as reações abaixo não estão
balanceadas). (vide observação abaixo).
a) FeCl2 + H2O2 + HCl → FeCl3 + H2O
R = Temos:
Fe2+ Cl1-2 + H¹+2O¹-2 + H¹+Cl¹- → Fe3+ Cl31- + H¹+2O2-
Nota-se que o ferro oxida e o oxigênio reduz, tomando as seguintes meia-reações:
Fe3+ + e- → Fe2+ Eº= 0,771 V
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O Eº= 1,776 V
Como o Fe foi de 2+ para 3+, precisamos inverter a primeira meia reação:
Fe2+ → Fe3+ + e- Eº= - 0,771 V
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O Eº= 1,776 V
Como temos 2e- para cancelar em uma das meia-reações, multiplicamos por 2 a primeira meia reação:
2Fe2+ → 2Fe3+ + 2e- Eº= - 0,771 V
H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O Eº= 1,776 V
Cancelando os elétrons e somando as meias-reações, temos a reação global balanceada:
2Fe2+ + H2O2 + 2H+ → 2Fe3+ + 2H2O Eº= 1,005 V
Para a reação ser espontânea:
Eº = Eºoxidação + Eºredução∆
Eº = 1,005 V∆
Como Eº é positivo, logo a reação é espontânea.∆
b) NaBr + MnO2 + H2SO4 → Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + H2O
R= Temos:
2𝑁𝑎1+𝐵𝑟1− + 𝑀𝑛4+𝑂
2
2− + 𝐻1+ 𝑆6+𝑂
4
2− → 𝐵𝑟
2
0 + 𝑁𝑎1+2𝑆6+𝑂
4
2− + 𝑀𝑛2+𝑆6+𝑂
4
2− + 𝐻1+2𝑂2−
O Bromo oxidou e o Manganês reduziu;
Meia-reações:
Mn =1,224V𝑂
2
+ 4𝐻+ + 2𝑒− → 𝑀𝑛2+ + 2𝐻
2
𝑂 𝐸0
=1,0873 V𝐵𝑟
2
+ 2𝑒− → 2𝐵𝑟− 𝐸0
Como bromo vai de 1- para 0, então precisamos inverter a segunda meia-reação:
Mn𝑂
2
+ 4𝐻+ + 2𝑒− → 𝑀𝑛2+ + 2𝐻
2
𝑂 𝐸0 = 1, 224𝑉
2B -1,0873 V𝑟− → 𝐵𝑟
2
+ 2𝑒− 𝐸0 =
Cancelando os elétrons e somando as meias reações temos a reação global balanceada:
Mn + 0,1367 V𝑂
2
+ 4𝐻+ + 2𝐵𝑟− → 𝑀𝑛2+ + 2𝐻
2
𝑂 𝐵𝑟
2
 𝐸0 =
Para a reação ser espontânea:
oxidação + redução∆𝐸0 = 𝐸0 𝐸0
0,1367 V∆𝐸0 =
Como positivo, a reação é espontânea .∆𝐸0 é 
11) Uma mistura de K2Cr2O7(s) com HCl, sob aquecimento, resulta na liberação de um gás verde.
Escreva a reação global baseando-se nas semi-reações (ver tabela “série eletroquímica”).
R=
Cl2 (g) + 2é → 2Cl- E°= 1,35827 V
Cr2O7-2 + 14H+ + 6é → 2Cr+3 + 7H2O E°=1,232 V
Considerando o gás verde, pode-se considerar que o cloro sofre oxidação:
2Cl-→ Cl2 (g) + 2 é E°= - 1,35827 V (× 3)
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 é → 2Cr+3 + 7H2O E°=1,232 V
6 Cl-→ 3 Cl2 (g) + 6 é E°= - 1,35827 V
Cr2O7-2 + 14 H+ + 6 é → 2Cr+3 + 7H2O E°=1,232 V
6 Cl- + Cr2O7-2 + 14 H+ → 3 Cl2 (g) + 2Cr+3 + 7H2O - 0,12627 V∆𝐸
0 =
Prática 2
Parte 1:
REAÇÃO 1 (produção de H2(g))
Meias reações:
Zn2+ + 2e ⇌ Zn 2- Eº red = -0,7618 V
H2+2e ⇌ 2H- Eº red = -2,23 V
Reação global
Zn(s)+H2SO4(aq) ⇌ H2(g)+ZnSO4(aq)
REAÇÃO 2 (queima do H2(g), reação com O2(g))
R= 2 +𝐻
2(𝑔)
𝑂
2(𝑔)
→ 2 𝐻
2
𝑂
(𝑔)
Meias reações:
+ 2e 2 H = -2,23 V𝐻
2
↔ 𝐸0
+ 4 + 4e = +1.229𝑂
2
𝐻+ ↔ 2 𝐻
2
𝑂 𝐸0
REAÇÃO 3 (tubo 1)
Reação global:
2KMnO4(aq) + 5Zn(s) + 8H2SO4 2MnSO4(aq) + 5ZnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l)→
REAÇÃO 4 (tubo 2)
Reação global:
2KMn +3H2S 2MnS + +8 l).𝑂
4(𝑎𝑞)
𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 5𝐻
2(𝑔)
→ 𝑂
4(𝑎𝑞)
𝐾
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
𝐻
2
𝑂(
REAÇÃO 5 (produção do O2 devido a decomposição térmica do KMnO4)
KMn+7O4 Mn+4O2 + K2Mn+6O4 + O2→
2 KMnO4 MnO2 + K2MnO4 + O2→
Parte 2:
REAÇÃO 7 (produção de O2 da reação de decomposição do peróxido de hidrogênio catalisada pelo
permanganato de potássio).
H2O2 como agente redutor forma O2:
H2O2+2OH- ⇌ O2+H2O+2e Eº red = -0,15V
H2O2 como agente oxidante forma H2O:
H2O2+2H++2e ⇌ H2O Eº red = 1,77 V
Meias reações:
MnO4-+2H2O+3e ⇌ MnO2+4OH- Eº red = 0,595 V
H2O2+2OH- ⇌ O2+H2O+2e Eº red = -0,15V
Reação global
2KMnO4(aq) + 3H2O2(aq) + H2O ⇌ 2MnO2(aq) + 3O2(g) + 2 KOH(aq)
REAÇÃO 8 (reação do O2 com produto da reação 6, forma-se um precipitado escuro de Mn3+, similar
à reação 7 da prática 1)
+ +𝑀𝑛(𝑂𝐻)
2(𝑎𝑞)
1
2 𝑂2(𝑎𝑞)→ 𝑀𝑛𝑂2(𝑠) 𝐻2𝑂(𝑙)
REAÇÃO 9 (produção do H2O2 e de um sulfato)
Reação global
BaO2(s) + H2SO4(aq) H2O2(aq) + BaSO4(s)→
REAÇÃO 10 (o dicromato reage com H2O2 em meio ácido formando o CrO5 que é o peróxido de
cromo (VI); ele é estável em meio orgânico formando um aduto do tipo CrO5. O R2 onde R = éter e
possui cor azul). Obs: Se não existir H2O2 no meio reacional, o CrO5 não se forma!
Reação global
+ 4 2 5 .𝐾
2
𝐶𝑟
2
𝑂
7(𝐴𝑄)
𝐻
2
𝑂
2(𝑎𝑞)
+ 𝐻
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
→ 𝐶𝑟 𝑂
10(𝑎𝑞)
+ 𝐾2𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
𝐻
2
𝑂(𝑙)
REAÇÃO 11 (Em meio aquoso contendo H2O2 ocorre a reação do CrO5 com H2O2 formando um
composto de Cr3+)
Cr+10O5 + H2O2-1 + H+ Cr+3 + H2O + O2 →
2CrO5 + 7H2O2 + 6 H + 2 Cr+3 + 10 H2O + 7O2 →
REAÇÃO 12 (formação de I2, marrom)
Meias reações:
I2+2e ⇌ 2I- Eº red = 1,5355
H2O2+2H++2e ⇌ H2O Eº red = 1,77 V
Reação global
H2O2(aq)+2KI(aq)+H2SO4(aq) ⇌ I2(g)+ H2O(l)+KSO4(aq)
REAÇÃO 13 (produção de O2(g))
+ + + + +2 𝐾𝑚𝑛𝑂
4(𝑎𝑞)
3 𝐻
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
𝐻
2
𝑂
(𝑎𝑞)
→ 2 𝑀𝑛𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
 𝐾
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
4 𝐻
2
𝑂
(𝑙)
3 𝑂
2(𝑙)
Exercícios de aprendizado:
1) Cite 6 métodos de preparação do H2.
R= 1.O gás H2 preparado pela reação com zinco, por meio do aparelho de Kipp:
Zn + 2 H+ Zn2+ + H2→
2. O alumínio produz H2 com tratamento de bases:
2Al + 6H2O + 2OH- 2Al(OH)4- + 3H2→
3. Pela formação de carbono:
CH4 C + 2H2→
4. Produzido pela reformação catalítica de gás natural em altas temperaturas:
CH4 + H2O CO + 3H2→
5. Oxidação parcial de hidrocarbonetos:
2CH4 + O2 2CO + 4H2→
6. O hidrogênio adicional pode ser recuperado do vapor utilizando monóxido de carbono através da
reação de mudança de vapor de água, sobretudo com catalisador de óxido de ferro. Essa reação é uma
fonte industrial comum de dióxido de carbono.
CO + H2O CO2 + H2→
2) Cite 4 propriedades (físicas ou químicas) do H2.
R=
2 KMn +3 MnS +5𝑂
4(𝑎𝑞)
𝐻
2
𝑆𝑂
4
(𝑎𝑞) + 5𝐻
2
𝑂
2
(𝑎𝑞)→ 𝐾
2
𝑆𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 2 𝑂
4(𝑎𝑞)
+ 8𝐻
2
𝑂(𝑙) 𝑂
2(𝑔)
Nox reagentes: K=+1; Mn=+7; O=-8; H=+2; S=+6; O=-8; H2=+2; O=+2.
Nox produtos: K=+2; S=+6; O=-8; Mn=+2; S =+6; O=-8; H2=+2; O=-2; O =0
Como apresentado no nox, a água oxigenada funciona como agente redutor, conforme esperado,
quando em contato com o permanganato de potássio. Primeiramente, o permanganato apresenta uma
coloração violeta forte, porém, instantaneamente, ao adicionar a água oxigenada, ocorre um
aborbulhamento e a reação fica incolor. O oxigênio presente na água oxigenada oxida, e
consequentemente o manganês reduz. Quando colocado o pedaço de madeira em brasa dentro do tubo,
o brilho da brasa se intensificou.
3) Cite 5 usos do H2.
R=
1. Uso na redução do nitrobenzeno e anilina na indústria de corantes;
2. O uso na produção de amônia no processo de Haber-Bosch;
3.Uso na produção de combustíveis para foguetes e até mesmo automóveis, sendo uma fonte limpa de
energia;
4. Uso na fabricação do metanol;
5.Uso na hidrogenação de óleos vegetais para a produção de margarina.
4) Em quais tipos de compostos o nox do hidrogênio é negativo?
R= Em compostos formados com elementos do bloco s.
5) Quais são os íons conhecidos de hidrogênio?
R= São eles o próton que é constituído por um núcleo de Hidrogênio. ( )𝐻+
O Íon Hidreto que por sua vez é constituído por um elétron a mais ( )𝐻−
Cátions moleculares , , que tem tempo de meia vida curto na fase gasosa e não existem em𝐻
2
+ 𝐻
3
+
solução.
6) Comente sobre as reações do H2 (dissociação homolítica, dissociação heterolítica, ativação por
reação radicalar e reações redox).
R= Na dissociação homolítica do H2, o hidrogênio se desprende das moléculas apolares com baixaeletronegatividade, tornando possível a ocorrência. Entretanto, na dissociação heterolítica, ocorre
formação de cátions e ânions, e, a quebra da ligação entre carbono e hidrogênio, gera a formação de
um carbânion e um íon H+. As reações de adição envolvem radicais livres dos hidrácidos de halogênio.
E a redução de uma molécula orgânica corresponde ao uso de seu conteúdo de hidrogênio.
7) Com quais elementos da tabela periódica o oxigênio não forma composto?
R= Em algumas exceções dos gases nobres, como exemplo, He, Ne e Ar.
8) Com qual elemento o oxigênio permanece com nóx positivo?
R= Considerando os elementos mais eletronegativos, flúor, oxigênio e nitrogênio, o único elemento
mais eletronegativo que o oxigênio é o flúor. Portanto, compostos de flúor e oxigênio como o
difluoreto de oxigênio (OF2) ou o difluoreto de dioxigênio (O2F2) deixam o nox do oxigênio positivo.
9) Quantas formas iônicas possui o oxigênio molecular?
R= Possui 4 formas iônicas: O2+, O32-, O2- e O22-.
10) Qual é o método de produção industrial do O2? Em qual efeito se baseia?
R= A produção industrial de Oxigênio é feita por meio de um processo de destilação que retira o ar da
atmosfera, que é então filtrado, comprimido e resfriado. Por meio destes processos são extraídos os
teores de água, gases indesejados e impurezas. O ar passa então por uma coluna onde são separados
oxigênio, nitrogênio e argônio no estado líquido.
11) Qual é a cor dos cilindros de oxigênio comercial? E quais são as impurezas mais comuns?
R= O gás de ar comprimido é identificado pela cor azul-segurança, quando usado 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.
preto.
Há diversos tipos de purezas nos cilindros de oxigênio, podendo ser: tipo 6 –. Que apresenta uma
pureza mínima de 99,9999% apresentando impurezas (ppm) de: H2O < 0,5, N2R < 0,8 e THC < 0,1,
tipo 4,0 que apresenta pureza mínima de: 99,99% com impurezas (ppm) de: Ar < 20, H2O < 3 e N2 <
20 e por fim, pureza do tipo 2,8, com pureza mínima de: 99,8% apresentando impureza (ppm) de: H2O
< 5.
12) Cite 5 métodos de obtenção do O2 em escala de laboratório.
R=
1. 6C luz solar𝑂
2(𝑔)
+ 6𝐻
2
𝑂(𝑙) + → 𝐶
6
𝐻
12
𝑂
6(𝑎𝑞)
+ 6𝑂
2(𝑔)
2. 2HClO + C𝑜2+ → 2 𝐻𝐶𝑙 + 𝑂
2
3. Mn +3𝑂
2
+ 2𝐾𝐶𝑙𝑂
3(𝑠)
→ 2𝐾𝐶𝑙
(𝑠)
𝑂
2(𝑔)
4. 2HgO(s )→ 2𝐻𝑔(𝑙) + 𝑂2(𝑔)
5. 3 +3 +2Mn .𝐻
2
𝑂
2(𝑎𝑞)
+ 2𝐾𝑀𝑛𝑂
4(𝑠)
→ 2𝐻
2
𝑂(𝑙) 𝑂
2(𝑔)
+ 2𝐾𝑂𝐻(𝑎𝑞) 𝑂
2(𝑎𝑞)
13) Cite no mínimo 4 propriedades (físicas ou químicas) do O2.
R=
1. Comburente muito utilizado em processos de combustão;
2. Essencial na respiração;
3. No estado gasoso é incolor e inodoro, já no estado líquido e sólido é azulado;
4. O ponto de fusão do oxigênio é -218,4°C e de ebulição é - 182°C
14) Cite 10 usos do oxigênio (usos industriais ou demais usos).
R=
1. Indústria de aço;
2. Produção de óxido de etileno, óxido de propileno, cloreto de vinila, etc.;
3. Tratamento de esgoto;
4. Branqueamento de papel;
5. Tendas hiperbáricas para fins terapêuticos;
6. Fabricação de gás de síntese (H2+CO);
7. Recuperação de rios;
8. Piscicultura;
9. Atmosferas artificiais para mergulho;
10. Fabricação de vidro.
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.
R= Reações redox (poder oxidante varia com pH do meio):
+ 2 + 2e = +0,682 V Meio Ácido𝑂
2
𝐻+ → 𝐻
2
𝑂
2
𝐸
𝑟𝑒𝑑
0
+ 4 + 4e 2 = +1,229 V Meio fortemente Ácido𝑂
2
𝐻+ → 𝐻
2
𝑂 𝐸
𝑟𝑒𝑑
0 
+ 2 + 4e 2 = +0,401 V Meio Neutro𝑂
2
𝐻
2
𝑂 → 𝑂𝐻− 𝐸
𝑟𝑒𝑑
0
Reações do atuando em complexos:𝑂
2
[Ir(CO)Cl( ] + [Ir(CO)Cl( )(𝑃𝑃ℎ
3
)
2
𝑂
2
→ 𝑂
2
𝑃𝑃ℎ
3
)
2
]
16) Fale sobre o ozônio: estrutura, propriedades, efeito estufa.
R= 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 ultravioleta,
mas o ciclo ozônio-oxigênio. Neste ciclo, há 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 de 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.
Estrutura:
17) Faça um esboço (desenho) da estrutura química, mostrando os ângulos de ligação no H2O2.
FASE SÓLIDA FASE GASOSA
18) Qual é o principal método de produção industrial do H2O2?
R= O processo de auto-oxidação do alquil-antraquinol em solvente orgânico é o mais utilizado em
larga escala, ou seja, produção industrial da água oxigenada.
19) Cite outros dois métodos de produção do H2O2.
R= Método eletroquímico: No cátodo é inserido água e oxigênio em que ocorre a redução do oxigênio
e no ânodo é inserida água que sofre oxidação, em ambos, cátodo e ânodo ocorre a formação de
peróxido de hidrogênio.
Processo Weissenstein: Eletrólise do ácido sulfúrico.
20) Cite, no mínimo, 10 usos do H2O2.
R=
- O peróxido de hidrogênio pode ser remoção de manchas
- Na limpeza diária e de pisos
- Limpeza de carpetes
- Limpeza de tábua de corte
- Limpeza de superfícies
- Limpeza de banheiro
- Desinfecção de frutas e vegetais
- Lavagem de louças Sanitárias
- Limpeza de vidros e espelhos
- Como uso industrial, o é usado em concentrações mais elevadas, com o objetivo de clarear𝐻
2
𝑂
2
tecidos e pasta de papel, além disso serve como combustível para ajuste nas trajetórias e órbitas de
satélites artificiais no espaço.
21) Cite 5 propriedades físicas do H2O2.
R=
1. O peróxido de hidrogênio é incolor à temperatura ambiente;
2. Possui sabor amargo;
3. Possui ponto de fusão de -11ºC, ponto de ebulição de 141ºC e densidade de 1,476 g/cm³;
4. O peróxido de hidrogênio é miscível em água;
5. Sua viscosidade é de 1,245 cP a 20ºC.
22) Cite uma propriedade química do H2O2.
R= O peróxido de hidrogênio é um ótimo oxidante e consequentemente um excelente agente redutor.
23) Dê exemplos de: Sais Peroxônio, Hidroperóxidos, Peróxidos, Superóxidos, Complexos
Peroxometálicos, Peroxometais e Ânions Peroxoácidos.
R= Sal peroxônio: H2OO+ ;
Hidroperóxido: OOH- ;
Peróxido: O2 2- ;
Superóxido: H2O2;
Complexo perometálico: [Cr(NH3)3(O2)2] ;
Peroxometais: CaO2 , BaO2;
Ânion peróxido ácido: HO2
24) Fale sobre a quimioluminescência do H2O2.
R= O termo 'quimioluminescência' se refere a uma reação química que libera luz, essa ocorre quando
o elétron reduz de um estado excitado para um nível de menor energia da emissão de luz.
A quimioluminescência é evidenciada em uma reação de solução alcalina de peróxido de
hidrogênio com luminol na presença de ferro ou cobre. O luminol perde átomos de nitrogênio e
hidrogênio e ganha átomos de oxigênio. Essa pode ser utilizada para detectar vestígios de sangue.
25) Mostre através de reações as propriedades REDOX do H2O2 em meio ácido e meio básico.
R= Propriedades redox
Agente oxidantes em meio ácido
2 [Fe + + 2 2 [Fe( + 2(𝐶𝑁)
6
]4− 𝐻
2
𝑂
2
𝐻+ → 𝐶𝑁)
6
]3+ 𝐻
2
𝑂
Promove a oxidação do e𝐹𝑒2+→ 𝐹𝑒3+ 𝑂− → 𝑂2−
Agente redutor em meio ácido
2 + 2 + 2 +𝐶𝑒4+ 𝐻
2
𝑂
2
→ 𝐶𝑒3+ 𝐻+ 𝑂
2
Agente Oxidante em meio básico
+ + 2𝑀𝑛2+ 𝐻
2
𝑂
2
→ 𝑀𝑛4+ 𝑂𝐻−
Agente redutor em meio básico
2 + + 2 2 + 2 +𝐹𝑒+ 𝐻
2
𝑂
2
𝑂𝐻− → 𝐹𝑒2+ 𝐻
2
𝑂 𝑂
2
26) Porque a síntese do H2O2 é feita em banho de gelo (baixa temperatura)?
R= A reação de preparação de peróxido de hidrogênio necessitou debanho de gelo, pois trata-se de
uma reação exotérmica, onde há a liberação de energia no meio reacional.
Prática 3
REAÇÃO 1 (reação de decomposição térmica do NaHCO3):
Calcinação do N e do NaHCO3(s):𝑎2𝐶𝑂3(𝑠)
Quando aqueceu o bicarbonato de sódio notou-se uma mudança no sólido,além de a formação
de gotículas dentro do tubo em aquecimento ,ocorrendo a seguinte reação:
REAÇÃO 1
2Na HC +C𝑂
3(𝑠)
→ 𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑠)
𝑂
2(𝑔)
+ 𝐻
2
𝑂(𝑔)
A reação borbulhou dentro da solução de água de cal,formando:
REAÇÃO 2 (reação de decomposição térmica do Na2CO3)
Na2CO3 NaO + CO2→
REAÇÃO 3 (reação do Ca(OH)2 com CO2(g))
Resultou em precipitado branco: CaCO3(s) = branco e insolúvel em água
Reação global
Ca(OH)2(aq) + CO2(g) CaCO3(s) + H2O(l)→
REAÇÃO 4 (reação do Na2CO3 com HCl)
Quando adicionou-se o ácido clorídrico ao carbonato de sódio, foi possível observar que teve
um borbulhamento, mas não apresentou nenhuma coloração.
Reação global:
+ + +𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3(𝑠)
𝐻𝐶𝑙
(𝑙)
→ 𝑁𝑎𝐶𝑙
(𝑎𝑞)
𝐻
2
𝑂
(𝑙)
𝐶𝑂
2(𝑔)
REAÇÃO 5 (reação do NaHCO3 com HCl)
Adicionado o ácido clorídrico sobre o bicarbonato de sódio, ocorreu um borbulhamento,
permanecendo incolor e apresentando uma efervescência, após um período cessou.
Reação global
NaHCO3(s) + HCl(l) NaCl(aq) + H2O(l) + CO2(g)→
REAÇÃO 6 (reação de Na2CO3 com água contendo Al2(SO4)3)
Ao adicionar o carbonato de sódio no tubo que continha a solução de sulfato de
alumínio,observou-se a formação de um sólido branco,que precipita.
A equação que estabelece a reação pode ser escrita como:
A +2𝑙
2
(𝑆𝑂
4
)3 𝐻
2
𝐶𝑂
3
+ 2𝑁𝑎𝑂𝐻
A base forte formada por essa reação irá reagir com o sulfato de alumínio:
Al(S 3 + 6NaOH 2Al(OH)3 + 3N𝑂4) → 𝑎2𝑆𝑂4
Determinação da pureza do N comercial𝑎
2
𝐶𝑂
3
Quando o balão volumétrico é colocado na posição vertical , o N entra em contato com a𝑎
2
𝐶𝑂
3
solução de HCl,promovendo então a formação de gás carbônico.A proveta encontra-se com o menisco
em 214 mL, após borbulhar o gás o menisco foi para o volume de 128 mL.
REAÇÃO 7 (idem à reação 4)
Na2CO3 + 2HCl H2O + CO2 + NaCl→
Exercícios de aprendizado:
1) Descreva o processo Solvay e o processo Leblanc de produção do Na2CO3.
R= Processo Solvay: Utiliza sal marinho, carbonato de cálcio, amônia e coque (carvão mineral
aquecido).
1º. Queima do CaCO3 com auxílio do coque:
CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)→
2º. Dióxido de carbono é borbulhado na salmoura contendo amônia:
NaCl(aq)+CO2(aq)+NH3(aq)+H2O(l) NaHCO3(s) NH4Cl(aq)→ →
3º. O bicarbonato de sódio é filtrado e aquecido gerando carbonato de sódio:
2NaHCO3(s) Na2CO3(s)+CO2(g)+H2O(g)→
Processo Leblanc: É baseado na calcinação do sulfato de sódio com carvão e calcário seguido da
lixiviação do produto pela água.
1º Reação do sal com ácido sulfúrico:
2NaCl(aq)+H2SO4(aq) Na2SO4(aq)+2HCl(g)→
2º Calcinação do sulfato de sódio com calcário e carvão:
Na2SO4(aq) + CaCO3(s )+ 2C(s) Na2CO3(s) + CaS(g) + 2CO2(s)→
2) Cite 3 usos industriais do Na2CO3.
R= O Carbonato de sódio é aplicado nas indústrias químicas na preparação de carbonato, fosfato e na
indústria de vidro entre vários outros.
3) Cite 3 usos industriais do NaHCO3.
R= A indústria utiliza o NaHCO3 como um aditivo na preparação de alimentos embalados. A presença
dele nos alimentos é identificável na embalagem devido à sigla E500.
Usado para facilitar a fermentação de massas, durante o cozimento, pois ajuda a liberar o
dióxido de carbono.
Usado na formulação industrial de cremes dentais, pois apresenta um leve poder abrasivo e
clareador.
4) Nos extintores de incêndio utiliza-se o NaHCO3 ao invés de Na2CO3. Por quê?
R= Ambos reagem com HCl formando CO2,no entanto,usamos Na HCO3,pois N pode𝑎2𝐶𝑂3
decompor em óxidos de carbono,óxidos de sódio que são tóxicos.
5) Escreva a reação de hidrólise do carbonato de sódio. Porque se usa sulfato de alumínio no
procedimento usado no laboratório?
R= Na2CO3 + H2O CO2 + 2 NaOH→
Em laboratório, é utilizado sulfato de alumínio no procedimento para poder enxergar a reação.
6) Calcule a pureza do CaC2(s) sabendo-se que 1,5 g desse composto foi capaz de deslocar o menisco
da proveta (Pw) em 35,5 cm (ou 355 mm). Obs: o experimento foi feito a uma temperatura ambiente
de 25 oC. Volume gás liberado = 78 cm3
R= Para determinar a pureza primeiro é necessário determinar o quanto de C2H2(g) foi produzido, então
a partir da pressão que ele exerce é possível determinar sua massa, considerando-o um gás ideal.
1º. Reação envolvida para determinar a estequiometria:
CaC2+2H2O Ca(OH)2+C2H2(g)→
2º. Para determinar a pressão interna na proveta após a reação:
Patm = PH2O(l)+ PH2O(g)+PC2H2(g)
PC2H2(g) = Patm - PH2O(l)- PH2O(g) (1)
Patm = 760 mmHg
PH2O(l) = Pw/ρHg = 355 mm/13,6 g/cm3 = 26,1 mm.g/cm3 ou mm Hg
PH2O(g) = 17,9 mm Hg (tabelado)
Substituindo em (1), obtém-se:
PC2H2(g) = 716 mmHg
3º. Para determinar o número de mols desse gás, o considera um gás ideal
PV = nRT
n = PV/RT
n = 716 mmHg 0,078 L / 62,3 mmHg L K -1 mol-1 298K = 0,003 mol× ×
4º. Para determinar a massa do gás desprendido:
m = n M = 26g mol-1 0,003 mol = 0,078 g ( massa do gás desprendido)× ×
5º. O rendimento teórico é:
64 g CaC2 → 26 g C2H2
1,5 g CaC2 → x g C2H2
x = 0,61 g C2H2 (rendimiento teórico)
6º. Pureza:
0,61 g C2H2 → 100% puro
0,078 g C2H2 → x % puro
12,8 % é a pureza do CaC2.
7) Cite 4 métodos de determinação da pureza de uma substância (ver livro Semishin, p. 54-57).
R= Pode ser determinado pela temperatura de fusão para sólidos, pela temperatura de ebulição para
líquidos, pela densidade que utiliza-se as medidas de densidade relativa das soluções e pelo volume de
gás formado durante uma reação.