1 sintese de Oxidos

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Reações Químicas: Síntese de óxidos 
 
Alunos: Andressa Soares RA: 112290 
Giovana Rita Molina Ramari RA: 112299 
Giovanna Juvenasso Capanema RA:112292 
 
Curso: Química Bacharelado 
Disciplina: Química Geral Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maringá, 2019 
 
Universidade Estadual de Maringá 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
1. INTRODUÇÃO 
 
Uma reação química é uma transformação na composição e 
estrutura da matéria. As reações químicas são classificadas em grupos, 
de acordo com os fatores em estudo. Tendo em vista o produto da 
reação em relação aos reagentes, podem ser denominadas, reações de 
analise, de deslocamento ou simples-troca, dupla troca ou reações de 
síntese que é quando dois ou mais reagentes formam um único produto, 
que será mais profundamente abordada, por meio da síntese de óxidos7. 
A ferrugem é altamente indesejável, ela ocorre devido à oxidação 
do ferro, que deteriora o material exposto ao ar ou água entre outros. 
Isso ocorre devido a um processo chamado, oxidação que significava 
primordialmente a combinação com oxigênio gasoso, posteriormente o 
termo pode ser interpretado como uma reação na qual uma substância 
ou espécie perde elétrons ¹, desconsiderando os elementos envolvidos. 
Comumente os produtos da oxidação são compostos iônicos 
contendo um cátion metálico ². 
A partir da reação entre o magnésio e oxigênio é possível melhor 
entender esse processo. O magnésio pertence ao grupo 2 da tabela 
periódica; é um metal prateado, apresentando brilho no seu estado 
natural, porém ao entrar em contato com o ar sua cor altera-se para 
cinza devido a reação de oxidação que ocorre em sua superfície . Foi 
descoberto e reconhecido como elemento em 1755, na Escócia. Em 
1808, Sir Humphrey Davy isolou-o aquecendo o amálgama formado na 
eletrólise da mistura de óxido de magnésio (MgO) e óxido de mercúrio 
(HgO). É o oitavo elemento mais abundante na crosta terrestre, utilizado 
em flashes fotográficos e também reagindo com o oxigênio é usado em 
artefatos pirotécnicos para produzir faíscas brancas. Utilizado também 
em dispositivos incendiários ³. 
Ao reagir com oxigênio, os átomos de magnésio sólido perdem 
elétrons para formar o íon Mg²+ e os átomos de Oxigênio molecular 
ganham elétrons para formar o íon O2-, ao analisar a reação entre o 
magnésio e o cloro nota-se o mesmo padrão, um átomo de magnésio 
doa elétron formando o cation Mg2+ e o gás cloro ganham esses elétrons 
formando o íon Cl-. Sendo assim uma reação de oxidação não 
necessariamente precisa conter oxigênio. Nesse exemplo podemos 
observar dois processos, visto que, na oxidação ocorre perda de 
elétrons, e esses são partículas e não podem ser perdidos, sempre que 
ocorrer uma reação de oxidação haverá uma reação de redução, ou 
seja, um dos componentes receberá elétrons 4 . 
Os óxidos podem ser classificados como óxidos básicos, formados 
principalmente pelos metais alcalinos e alcalinos terrosos, como é o 
caso do óxido de magnésio. O óxido de magnésio (MgO) é utilizado na 
produção de concretos refratários, pois trás diversas vantagens a esse 
produto, apesar disso, o seu uso em concretos refratários tem se 
limitado devido a problemas relacionados a sua elevada tendência a se 
hidratar, formando hidróxido de magnesio (Mg(OH)2), também conhecido 
como brucita. Outro tipo são os óxidos anfóteros, formados por metais e 
semimetais e quando reagem com ácidos ou bases forte, resultam em 
sal e água, há também os óxidos neutros ou indiferentes, pois não 
possuem nem caráter ácido ou básico, como o monóxido de carbono 
(CO), gás extremamente tóxico ao ser humano. Os chamados óxidos 
mistos ou salinos se comportam como se fossem a soma de dois 
diferentes óxidos do mesmo elemento, como óxido de ferro (FeO) e o 
óxido de ferro ll (Fe2O). Por fim os óxidos ácidos, formados por não 
metais e por metais com numero de oxidação alto, como o dióxido de 
enxofre (SO2), esse trazendo enormes preocupações aos 
ambientalistas, pois uma vez emitido, ele pode reagir com vários 
oxidantes presentes na atmosfera formando gotas de ácido sulfúrico 
(H2SO4), causando danos ao meio ambiente em geral 5, mas ficou 
popularmente conhecido devido a corrosão das estatuas. O ácido 
sulfúrico é um liquido incolor, com alta viscosidade, densidade de 1,84 
g/mL e um ponto de ebulição de 270°C. Apesar de causar efeitos 
desastrosos no meio ambiente, ele tem varias propriedades desejáveis e 
sua produção é barata, mais de dois terços da produção são usados na 
industria de fertilizantes de fosfato, e suas demais aplicações são para 
produção de pigmentos, explosivos, álcool, polpa de papel, detergentes 
e como componente para baterias de armazenamento. Além de sua 
produção industrial, também é expelido por alguns animais marinhos 
como meio de defesa 2. 
Essa substância é introduzida na atmosfera através de fontes 
naturais, como as atividades vulcânicas, porém em maior quantidade 
por fontes antropogênicas de emissão, que são como exemplo: a 
queima de combustíveis fósseis e as atividades industriais 5 
Apesar de pouco preciso, é possível determinar o caráter ácido-
básico dos óxidos, quando reagem com água, por meio de um indicador, 
que se baseia no uso da variação de cor de algumas substâncias, que 
no caso ácido-base são indicadores ácidos ou bases orgânicas (fracos) 
que apresentam colorações diferentes, dependendo da forma que se 
encontra em solução (forma ácida ou forma básica). Os indicadores 
formam três grupos principais: sulfoftaleínas, como o vermelho de fenol; 
azo composto como o alarajado de metila e por fim ftaleínas, como a 
fenolftaleína (C20H14O4)6. 
 
 
 
 
 
2. OBJETIVO 
 
Esta prática tem como objetivo, sintetizar óxidos e identificar o 
caráter ácido-básico destes quando reagem com a água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. MATERIAIS E PROCEDIMENTOS 
Experimento 01. 
Para a realização do experimento 01 foram utilizados 100mL de 
água destilada, espátula, um erlenmeyer de 250mL, enxofre, bico de 
Bunsen, rolha, uma flor, e um dispositivo de combustão. Primeiramente 
foi adicionado cerca de 100mL de água destilada e a flor no erlenmeyer. 
Em seguida foi adicionado uma pequena quantidade de enxofre no 
dispositivo de combustão (uma ponta de espátula aproximadamente) e 
foi iniciado a queima do enxofre no bico de Bunsen sempre posicionado 
sobre a chama azul. Assim que enxofre começou a queimar foi colocado 
no erlenmeyer de forma com que o dispositivo ficasse um pouco acima 
da flor e tampado rapidamente com a rolha de forma com que ficasse 
vedado. O sistema foi deixado na capela por um tempo até que o gás 
fosse solubilizado na água. 
 
Experimento 02. 
 Para realização do experimento 02 foram utilizados uma pinça 
metálica, fita de magnésia, bico de Bunsen tubo de ensaio e ¾ de água 
destilada. Primeiramente foi adicionado cerca de ¾ de água destilada no 
tubo de ensaio, em seguida com auxílio da pinça foi colocada a fita de 
magnésio no fogo para que se iniciasse a queima. Por último quando a 
fita de magnésia entrou em combustão por completo foi colocada no tubo 
de ensaio com água destila. 
 
Experimento 03. 
 Primeiramente foram nomeados os tubos de ensaio em duas 
séries (A e B) de cinco tubos enumerados de 1A a 5A e 1B a 5B. Nos 
tubos 1A e 1B com auxílio de uma pipeta foram adicionados cerca de 
3,00 mL de água destilada em cada tubo, depois nos tubos 2A e 2B foi 
adicionado cerca de 3,00 mL de ácido clorídrico, nos tubos 3A e 3B foi 
adicionado com auxílio de uma pipeta cerca de 3,00mL de solução de 
0,1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH), aos tubos 4A e 4B foi 
adicionado com auxílio de uma pipeta 3,00 mL de solução da síntese do 
SO2 e aos tubos 5A e 5B foi adicionado 3,00 mL de solução da síntese 
do MgO com auxílio da pipeta. Em seguida na série A foi adicionado 
duas gotas de indicadorfenolftaleína e observada a coloração das 
soluções. Depois foram adicionadas duas gotas de vermelho congo na 
série B e observada a coloração das soluções. Por último foram 
identificados o caráter ácido ou básico delas. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
EXPERIMENTO 01. 
Antes da realização do experimento, discutiu-se a respeito do 
significado de síntese e decomposição, de combustíveis e comburentes 
que formam um óxido. 
O enxofre, inicialmente sólido, o elemento similar a um pó 
amarelado, ao atingir o ponto de fusão, o enxofre começou a sofrer 
visíveis transformações, logo se notou que ele havia mudado de estado 
e agora estava um liquido incolor. Introduziu-o em um erlenmeyer sem 
toca-lo na água e o vedou com uma rolha, para não haver inalação ou 
escape do gás que é altamente tóxico, observou-se que logo começou a 
aparecer um fumaça. 
A Partir da queima do enxofre obtém-se o gás dióxido de enxofre: 
 
S(s) + O2(g) →SO2(g) 
 
Como o gás dióxido de enxofre é solúvel em água, o mesmo 
reagiu com a água destilada presente no erlenmeyer, através de ligação 
covalente, formando acido sulfúrico: 
 
 SO2(g) + H2O(aq) H2SO3(aq) 
 
A flor no frasco sofreu alteração em sua coloração, justificando a 
preocupação da formação dessa substância no meio ambiente e seu 
impacto nos solos e vegetações. 
 
Imagem 01: Erlenmeyer com 
Enxofre em combustão 
 
Fonte: pelas autoras 
Imagem 02: Combustão do enxofre 
 
 
Fonte: pelas autoras 
 
EXPERIMENTO 02. 
Prendeu-se magnésio sólido a uma fita do metal na ponta de uma 
pinça metálica e colocou-o na chama do bico de bunsen, observou-se a 
emissão de uma luz branca forte, durante a queima ouve ligação iônica 
que resultou em um sólido um pouco escuro, que no caso é o Oxido de 
magnésio (MgO). 
O processo representado pela equação: 
 
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) 
 
Após a queima, transferiu-se o óxido de magnésio para um tubo de 
ensaio que continha água destilada, formando-se então hidróxido de 
magnésio, através de ligações iônicas: 
 
MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2(aq) 
 
 
Imagem 03: Fita de 
magnésio 
 
 
Fonte: pelas autoras 
Imagem 04: 
Combustão do 
magnésio 
 
Fonte: pelas autoras 
Imagem 05: MgO em 
solução aquosa 
 
 
Fonte: pelas autoras 
 
 
 
EXPERIMENTO 03. 
Ao gotejar o indicador vermelho congo no tubo 1B, a cor apontada 
foi azul escuro, indicando um caráter ácido da água destilada. Após 
suspeita de água impura, repetiu-se a pratica com nova amostra, e desta 
vez, a solução tornou-se vermelha, indicando o caráter neutro. A dúvida 
surgiu, pois os resultados estavam em desacordo com a teoria de que a 
água pode funcionar como base ou ácido. Substancias assim são 
denominadas anfipróticas. Segundo a definição de Bronsted, ácido é 
qualquer doador de prótons, nessa definição indica o íon H+, e base é 
qualquer aceitador de prótons, que nesse caso é o íon hidrônio H3O+. Em 
água pura acontece uma reação muito rápida de transferência e 
recebimento de prótons, esse processo é chamado autoprólise. A 
concentração desses íons em água pura é tão ínfima, que a torna 
segundo as escalas de pH, neutra, como indicado no tubo de ensaio 1A, 
onde foi gotejado o indicador fenolftaleina. 
Nos tubos 2A e 2B, que continham uma solução de ácido clorídrico 
(HCl), ao gotejar os indicadores, o primeiro apresentou-se incolor e o 
segundo azul, segundo as escalas de cores de indicação, ambos 
apresentaram caráter ácido. A água dissolve o cloreto de hidrogênio 
HCl(s), e cada molécula de HCl transfere imediatamente um íon H+ para 
uma molécula de H2O, na reação a seguir: 
 
 
 
Como quase todas as moléculas de HCl transferem íons H+, esse é 
classificado como um ácido forte, podendo não ser forte caso fosse 
utilizado outro solvente. Ainda sob a definição de Bronsted 8 . 
 
Já nos tubos 3A e 3B, em que foi adicionado uma solução de 
hidróxido de sódio (NaOH), as cores encontradas respectivamente foram 
rosa e vermelho, indicando um caráter básico, que pela definição de 
Arrhenius, base é um composto que produz íons hidróxido (OH-) na 
água, é o que ocorre ao adicionarmos NaOH em água. Classificada 
como uma base forte, pois esse composto dissocia-se quase que 
completamente em água. Em uma solução de 0,30 mol/L de NaOH 
consiste em 0,30 mol/L de Na(aq) e 0,30 mol/L de OH-(aq)9 . 
 
Nos tubos 4A e 4B ambas as soluções indicaram caráter ácido. Ao 
realizar a combustão do enxofre no ar, o produto é dióxido de enxofre. 
 S8(s)+O2(g) → SO2(g) 
 
Este gás combinado com mais oxigênio resulta em trióxido de 
enxofre: 
 
SO2(g)+1/2 O2(g)→ SO3(g) 
 
 Que ao entrar em contato com a água libera íons H+, 
caracterizando um oxido ácido, resultando em ácido sulfúrico2: 
 
SO3(g)+H2O(l)→H2SO4(aq) 
 
Tubos A5 e B5, após a dissolução do oxido de magnésio sintetizado, 
indicaram caráter básico, a reação ocorrida é indicada abaixo: 
MgO+H2O→MgOH+OH-(aq) (A) 
 
MgOH++OH-→Mg(OH)2(s) (B) 
 
A reação ocorrida segue os mesmos princípios dos tubos 3A e 3B.
 
Imagem 6: tubos com 
indicador vermelho congo 
 
Fonte: pelas autoras 
Imagem 7: tubos com o indicador 
fenolftaleína 
 
Fonte: pelas autoras 
 
1. RESULTADOS REFERENTES À DISSOLUÇÃO DE INDICADORES 
ÁCIDO-BASE. 
Substância Vermelho 
congo 
Fenolftaleina pH Caráter 
Água Laranja Incolor 5-8 neutro 
HCl Azul Incolor 0-3 Ácido 
NaOH Vermelho Rosa 8-14 Básico 
Síntese S Azul Incolor 0-3 Ácido 
Síntese Mg Laranja Rosa 8-14 Básico 
 
5. CONCLUSÃO 
Através dos experimentos realizados, foi possível concluir que o 
oxido de enxofre é um óxido acido e que o oxido de magnésio é um 
oxido base, pois ao reagirem com água formam acido sulfúrico e 
hidróxido de magnésio, Concluiu-se também que ao comparar os 
resultados obtidos no acido clorídrico e no hidróxido de sódio sob ação 
dos indicadores, que as identidades dos óxidos foram comprovadas 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
¹- RUSSEL, John Blair. Química Geral - 2. ed. São Paulo. Person Makron 
Books, 1994. 
²- KOTZ, John C.; TREICHEL, P. J. Química Geral e reações químicas; 
vol. 1; 4.ed.; LTC editora – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. 
³Laboratório Virtualde Química UNESP 
www2.fc.unesp.br/lvq/LVQ_tabela/012_magnesio.html 
4- ATKINS, P; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. – 5. ed. – Porto Alegre: Bookman, 2012 
http://www2.fc.unesp.br/lvq/LVQ_tabela/012_magnesio.html
5- Quim. Nova, Vol. 25, No. 2, 259-272, 2002.� * e-mail: jailsong@ufba.br 
QUÍMICA ATMOSFÉRICA DO ENXOFRE (IV): EMISSÕES, REAÇÕES 
EM FASE AQUOSA E IMPACTO AMBIENTAL Cláudia Rocha Martins e 
Jailson Bittencourt de Andrade* Instituto de Química, Universidade 
Federal da Bahia, 40170 290 Salvador - BA 
6- BACCAN, Nivaldo (et al) – Química Analítica Quantitativa Elementar – 
São Paulo: Edgard Blucher, Campinas: Universidade Estadual de 
Campinas, 2001. 
7- AMARAL, L.F; SALOMÃO, R; PANDOLFELLI, V.C – Cerâmica - 
Mecanismos de hidratação do óxido de magnésio – Departamento de 
Engenharia de Materiais – DEMa, Universidade Federal de S.Carlos – 
UFSCar, 2007. 
8_ ARTKINS, P.; JONES, L.– Princípios de Química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. – 5.ed. – Porto Alegre: Bookman, 2012 
9_ BROWN, T.L.; LEMAY, H.E. Jr.; BURSTEN, B.E. – Quimica a Ciência 
Central – 9 ed. – São Paulo: Pratice Hall, 2005.