Relatório de inorgânica

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Alunos:
Gabriel Terra Ramos de Oliveira: 202110202511
Junior Borges de Freitas Angeli 201910255711
Victor de Souza Toledo: 202110202711
Disciplina: Química inorgânica experimental I
Turma: 1
Professor: Leonardo A. De Souza
1- Introdução
A anemia é uma deficiência nos níveis de hemoglobina, uma proteína dos glóbulos vermelhos
do sangue, que ajuda a transportar o oxigênio pelo organismo. Por consequência dessa
deficiência, tecidos e órgãos do corpo sofrem com a falta de oxigenação.
Na maioria das vezes esta deficiência ocorre por conta de carência nutricional ou doenças.
Seu tratamento pode ser feito via oral ou parental, de compostos com ferro; ou por orientação
nutricional, que é uma forma mais econômica devido ao alto custo dos remédios.
O ferro é um dos micronutrientes mais estudados e de melhor caracterização quanto ao seu
metabolismo. Isso se deve à diversidade e essencialidade de suas funções no organismo,
principalmente como o transporte de oxigênio. Na dieta, existem duas formas do ferro: o
ferro heme e o ferro não-heme. O ferro heme é derivado da hemoglobina e é facilmente
encontrado em alimentos de origem animal. O ferro não-heme é uma estrutura que se
encontra em alimentos de origem vegetal. A absorção do ferro heme é mais eficaz, por conta
da sua estrutura.
Para entender melhor a diferença entre as formas do ferro nos alimentos, é preciso introduzir
as reações de oxirredução, que são aquelas em que ocorrem transferência de elétrons, onde o
íon que recebe elétrons tem seu número de oxidação diminuído, o que chamamos de redução.
E o íon que perde os elétrons, tem seu Nox elevado, o que chamamos de oxidação. Quando
uma espécie química redutora cede elétrons ao meio, se converte em uma espécie oxidada,
formando uma relação com seus precursores que chamamos de par redox. Da mesma forma
que quando uma espécie recebe os elétrons do meio se converte em uma espécie reduzida, e
igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido. Também é importante destacar a
tabela de reações redox que indica a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e,
desse modo, ser reduzido. Essas reações podem ser utilizadas para gerar corrente elétrica e
estão associadas com uma diferença de potencial . Caso essa diferença de potencial exista, a
reação ocorrerá de forma espontânea. O que difere o Ferro que está presente nas estruturas
metálicas do ferro presente nos alimentos? A diferença está exatamente no seu número de
oxidação, onde o ferro presente nas ligas de metal possui Nox zero, o que chamamos de ferro
metálico; e o ferro presente nos alimentos pode ser encontrado nas formas Fe++ e Fe+++.
https://www.infoescola.com/fisica/corrente-eletrica/
O ferro heme está presente como Fe++ (íon ferroso) enquanto o ferro não heme se encontra
no estado de Fe+++ (íon férrico) e menos biodisponível. Para ser absorvido, este íon deve se
desprender de alguns compostos e ser reduzido à Fe++. Essa reação de redução é facilitada
em presença de ácido clorídrico e a absorção de ferro não-heme pode ser potencializada por
componentes alimentícios, aumentando assim sua biodisponibilidade. Como por exemplo
alimentos ricos em vitamina C, pois a interação entre as moléculas altera o estado de
oxidação do ferro de íon férrico para o íon ferroso, melhorando assim a absorção de ferro.
2. Objetivo
O objetivo principal deste experimento é observar e analisar reações de oxidação e redução
identificando os potenciais oxidantes e redutores através dos valores dos potenciais padrão de
redução e dos conceitos de energia e espontaneidade.
3.Parte Experimental
3.1 Materiais e Reagentes
❖ Tubo de ensaio
❖ Becker
❖ Estante para tubo de ensaio
❖ Espátula
❖ Pipeta
❖ Pinça de madeira
❖ Zinco Metálico
❖ Solução de Sulfato de Cobre
❖ Ferro metálico (prego)
❖ Ácido Sulfúrico 1,0 mol/l
❖ Fio de cobre
❖ Nitrato de Prata
❖ Ácido Nítrico concentrado
❖ Ácido Clorídrico
❖ Dióxido de Manganês
❖ Tira de papel
❖ Iodeto de Potássio
❖ Bico de Bunsen
❖ Permanganato de Potássio
❖ Água Oxigenada
❖ Sulfito de sódio
❖ Dicromato de Potássio
❖ Éter Etílico
❖ Glicerina
3.2 Procedimento Experimental
a) Utilizando um tubo de ensaio, foi adicionado grânulos de Zinco e posteriormente uma
solução de sulfato de cobre representado pela seguinte reação:
Zn + CuSO4 -> Cu + ZnSO4
Foi observado através de seus aspectos físicos, que a coloração azul com o passar do
tempo ficou mais límpida, isso porque o sal diluído em água que possui a presença de
cobre foi consumido ocorrendo também uma deposição. Quimicamente podemos
representar as semirreações de redução e oxidação da seguinte maneira, além de fazer
o cálculo do 𝜟G que representa o intuito de prever a espontaneidade de uma reação
química. Para isso foi necessário o uso da tabela dos potenciais de redução das
substâncias(Fig 1)
Cu² + 2 é Cu Ered= +0,34 v→
Zn Zn² + 2 é Ered= -0,76 v→
Zn + Cu Zn + Cu Ered= 1,10 v→
Após descobrir o potencial de redução da reação completa tendo por base os valores
dos potenciais das substâncias utilizadas, será possível calcular o 𝜟G através da
fórmula (i) e conhecendo a constante de Faraday de 96.485C/mol.
𝜟G 0 = -nFE0 (i)
𝜟G 0= -2 x 9,6485.104 x 1,10 = -212 kJ/mol
Desta maneira, conseguimos perceber que esta reação é espontânea já que temos um
valor para o 𝜟G que é negativo.
b) Na segunda parte dessa sequência de experimentos, foi-se adicionado um pedaço de
ferro (prego) a uma solução diluída de ácido sulfúrico 1,0 mol/l representado abaixo:
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2→
Observou-se que com o decorrer da reação houve formação de bolhas em torno da
peça metálica e que este era provocado pela liberação do gás hidrogênio. Nesta reação
o ferro foi oxidado enquanto o enxofre reduzido como mostrado abaixo pelas semi
reações:
2H + 2 é H2 Ered= 0,0→
Fe Fe² + 2 é Ered= -0,44→
2H+ + 2é Fe2+ +H2 Ered= -0,44→
Após descobrir o potencial de redução da reação completa, será possível calcular o
𝜟G=-2 x 9,6485.104 x 0,44 = -84,9 kJ/mol e novamente temos uma reação
espontânea
c) Neste terceiro experimento, foi utilizado um fio de cobre mergulhado em uma solução
de Nitrato de prata com a finalidade de descobrir o agente oxidante, redutor bem
como o cálculo da espontaneidade. Foi observado que houve um depósito de prata
metálica, assim como surgiu uma coloração azul na solução.
2Ag+ + 2 é Ag Ered= 0,80→
Cu Cu² + 2 é Ered= +0,34→
2Ag+Cu Ag + Cu² Ered= 0,46→
Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag
Através do potencial, será possível calcular o valor do 𝜟G, nesta reação a prata sofre
redução enquanto o cobre sofre o processo de oxidação.
𝜟G0= -2 x 9,6485.104 x 0,46 = -88,8 kJ/mol
Demonstrando mais uma vez um exemplo de uma reação espontânea.
d) Nesta etapa, pedaços de cobre foram mergulhados em ácido nítrico concentrado,logo
é gerado NO e inicia-se uma reação de oxirredução onde o Cu oxida da forma
metálica para o íon 2+ que possui uma coloração azulada:
3Cu 3Cu2+ + 2é Ered= +0,96→
NO3-+4H++3é NO +2H2O Ered= -0,34→
3Cu+2NO3- + 8H+ 3Cu2+ + 2NO2+4H2O Ered=0,62→
Neste processo,o número de elétrons envolvidos nos processos de oxidação e redução
totalizam 6, logo para o cálculo do
𝜟G0= -6 x 9,6485.104 x (0.62) = - 358,92 kJ/mol
e) O processo desta etapa,consiste em fazer a adição de ácido clorídrico sobre o dióxido
de manganês e fazer o aquecimento, desta maneira será possível observar que este vai
sofrer um processo de decomposição.
4HCl-1 +MnO2 MgCl2 +Cl2+2H2O→
O manganês passará para sua forma oxidada
f) Na etapa 6, foi utilizado a técnica de acidular o meio com gotas de Ácido sulfúrico
uma solução de Permanganato de potássio seguido de um gotejamento de água
oxigenada até o momento que terá o descoramento total da solução
H2SO4 +2KMnO4 Mn2O7 + K2SO4 +H20→
Esta primeira não é uma de oxirredução
g) Indo de maneira oposta a etapa anterior, nesta, basificou-se o meio através de uma
solução de hidróxido de sódio adicionado auma solução de permanganato de potássio
e aos poucos promover o gotejamento de sulfito de sódio. Na análise visual foi nítido
que houve a mudança da cor verde (Manganês com nox +7) para o marrom(Óxido
com nox +4 )bem como a formação de um precipitado. O permanganato age como um
agente oxidante enquanto o sulfito como redutor sendo oxidado a sulfato.
2MnO4-+3SO3-2+ H2O 2MnO2 + 3SO4-2 + 2OH-→
O excesso de sulfito
h) O Ácido sulfúrico acidifica o meio, temos o éter etílico na parte superior e na adição
deste ao dicromato temos duas fases pois são imiscíveis e na adição de peróxido
cria-se uma interfase escura pois ali é formado um produto com cromo que é muito
instável e na presença do éter gera o produto da região esverdeada passando por azul
que é o sulfato de cromo na forma de um complexo
i) O permanganato age como um agente oxidante, oxidando a glicerina logo os produtos
provenientes serão o CO2 e a H2O indo de permanganato para manganês
4. Resultado e Discussões
Através destes experimentos, foi possível identificar, analisar e diferenciar as reação de
Oxirredução bem como a identificação dos poderes oxidantes e redutores por meio dos
valores dos potenciais padrão de redução e dos conceitos de energia e espontaneidade
5.0 Bibliografia
https://if.ufmt.br/eenci/artigos/Artigo_ID704/v15_n1_a2020.pdf
https://dqi.iq.ufrj.br/tabela_de_potenciais.pdf
https://if.ufmt.br/eenci/artigos/Artigo_ID704/v15_n1_a2020.pdf
https://dqi.iq.ufrj.br/tabela_de_potenciais.pdf
6.0 Apêndice
fig(1)