Prática 5 - inorg I

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Química Inorgânica I Experimental
Relatório da prática 5: Obtenção do Oxigênio, Óxidos e Hidróxidos
Professora.: Marcia Kaezer
Alunos: Ary Mateus da Silveira,
Gabriela Pontes da Costa,
Márcio Soares de Morais,
Thayná Silva Santos de Andrade.
Nilópolis, Rio de Janeiro
Maio de 2022
Procedimento Experimental 1: Obtenção do Oxigênio
Com a ajuda de uma espátula e dois vidros de relógio, foram pesados cerca
de 2,0 g de clorato de potássio e 1,0 g de dióxido de manganês (catalisador da
reação), e, em seguida, a mistura foi uniformizada dentro de um béquer de 50 mL e
transferida para um tubo de ensaio com saída lateral (limpo e seco). O tubo foi
fechado com uma rolha e fixado junto a um suporte universal com uma inclinação de
45°, para ser aquecido por um bico de bunsen, e conectou-se uma mangueira em
sua saída lateral.
Uma cuba com água foi preparada, e depois dois erlenmeyers e um tubo de
ensaio foram preenchidos com água até a boca, de forma que não houvessem
bolhas no interior dos recipientes.
Por fim, o tubo com saída lateral começou a ser aquecido de forma
moderada, e, alguns minutos depois, foi possível observar as primeiras bolhas de
gás, que foram desprezadas. Em seguida, as outras bolhas de gás oxigênio foram
recolhidas diretamente para os erlenmeyers e o tubo de ensaio, que foram vedados
com uma rolha logo após o seu preenchimento.
Reação observada:
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Procedimento Experimental 2: Teste de comburência
Foi introduzido um palito em brasa no interior de um tubo de ensaio,
contendo o gás oxigênio que foi recolhido. Teoricamente, a chama do palito deveria
aumentar dentro do tubo de ensaio, já que o oxigênio é comburente e, aumentando
sua quantidade, faz com que a combustão seja mais expressiva, por favorecer o
consumo do combustível (madeira) na reação.
Entretanto, não foi o que aconteceu. A chama diminuiu dentro do tubo,
mostrando que havia pouco oxigênio no seu interior. Provavelmente o oxigênio que
havia sido recolhido escapou do recipiente antes que fosse feito o procedimento.
A composição química da madeira é, em geral, 50,2% carbono, 6,1%
hidrogênio, 0,2% nitrogênio, 43,4% oxigênio e uma quantidade desprezível de
enxofre. A reação acontece na presença de O2(g), gerando CO2(g) e H2O(v), liberando
calor por ser exotérmica.
Procedimento Experimental 3: Obtenção de hidróxidos a partir da reação de metais
com água (demonstrativo)
Foram colocados em dois diferentes béqueres plásticos, água destilada e
duas gotas do indicador ácido-base, fenolftaleína. Foram cortados pedaços de lítio e
de sódio. Foi possível observar a diferença de dureza entre os dois metais. O lítio
apresentou mais resistência ao corte do que o sódio, devido à sua maior energia de
coesão e menor tamanho de seus átomos. Ambos estavam cobertos de óxido
quando retirados do recipiente, e, ao serem cortados, apresentavam coloração
prateada com brilho metálico.
Em seguida, adicionou-se cuidadosamente ao primeiro béquer o pequeno
pedaço de Lítio (Li), e, no segundo, o de sódio (Na). Em ambos os recipientes,
observou-se a mudança de coloração de incolor para rósea, por conta da
fenolftaleína, indicando assim que foi formado um composto básico no meio
segundo as seguintes reações:
Li(s) + H2O(l) → LiOH(aq) + ½ H2(g)
Na(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + ½ H2(g)
Entretanto, observou-se uma reação bem mais violenta e intensa na reação
do sódio do que a do lítio, sendo explicado pelo grau de reatividade dos metais
alcalinos que aumenta conforme se desce neste grupo.
Apesar disso, a reação que libera mais energia é a do lítio, já que Li|Li+ tem o
maior potencial padrão de eletrodo entre os metais alcalinos, fazendo com que
também tenha um valor negativo de energia livre de Gibbs mais elevado (sendo
relacionados pela fórmula ΔG = -nFEº), liberando mais energia do que todos os
outros metais da família 1. Essa questão é explicada pela cinética, onde o sódio
possui um ponto de fusão menor (98ºC) do que o lítio (181ºC), o que faz com que a
reação do sódio seja mais rápida e violenta (chegando a inflamar, devido à liberação
de gás hidrogênio) pela maior superfície de contato, do que a do lítio, que
permanece sólido por mais tempo na reação, tendo uma velocidade moderada.
Procedimento Experimental 4: Decomposição do peróxido de sódio (demonstrativo)
Foi colocado um pequeno pedaço de algodão dentro de uma cassarola.
Próximo ao centro do pedaço de algodão, colocou-se uma pequena porção de
peróxido de sódio e adicionou-se água com auxílio de uma pisseta. Teoricamente, o
algodão deveria entrar em combustão, pois a reação da água com o peróxido de
sódio é exotérmica e libera quantidade suficiente de calor para queimar o algodão,
que funciona como um combustível.
Na2O2(s)+ 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + O2(g)
ou
Na2O2(s)+ 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2O2(aq)
Entretanto, não foi o que aconteceu. O algodão não entrou em combustão, e
só foi observada uma pequena liberação de gás. Provavelmente isso aconteceu
pois foi colocada água em excesso, visto que a prática pedia apenas algumas gotas,
impedindo, assim, que o algodão queimasse com o calor liberado na reação.
Procedimento Experimental 5: Formação e propriedades dos óxidos (demonstrativo)
Nos erlenmeyers que continham oxigênio, foram introduzidas algumas
amostras aquecidas de: Ferro (Fe), Carbono (C), Fósforo (P), Enxofre (S) e
Magnésio (Mg).
Após a combustão, foram adicionadas cerca de 10 mL de água deionizada, e
o caráter ácido e básico das soluções formadas foi verificado com a adição de 2
gotas de indicador ácido-base alaranjado de metila e fenolftaleína.
Reação do Ferro com oxigênio: Fe(s) + ½ O2(g) → FeO(s)
Após a adição da amostra de ferro (palha de aço) aquecida no erlenmeyer
contendo oxigênio, observamos que ocorre a combustão da amostra, confirmada
pela formação de uma chama amarelada na amostra incandescente.
Reação do Carbono com oxigênio: C(s) + O2(g) → CO2(g)
Após a adição da amostra de carbono (carvão) em brasa no erlenmeyer
contendo oxigênio, a amostra de carbono se incendeia com violência, apresentando
uma chama amarelada.
Reação do Fósforo com oxigênio: Pn(s) + 5/2 O2(g) → P2O5(s)
Após a adição da amostra de fósforo vermelho no erlenmeyer contendo
oxigênio, a amostra reage violentamente, se tornando incandescente, com um brilho
altamente intenso.
Logo depois ao término da reação, foi adicionado água destilada com auxílio
de uma pisseta ao erlenmeyer contendo o produto da reação do fósforo. Com a
solubilização do produto, foi adicionado 2 gotas de indicador alaranjado de metila na
solução, com ela adquirindo uma coloração vermelha, demonstrando seu caráter
ácido. O produto formado da oxidação do fósforo é o pentóxido de difósforo, que
reage com a água através da seguinte reação de hidrólise:
P4O10(am) + 6H2O(l) → 4H3PO4(aq)
Reação do Enxofre com oxigênio: S(s) + O2(g) → SO2(g)
Após a adição de amostra de enxofre sólido aquecido ao erlenmeyer
contendo oxigênio, a amostra adquire uma chama azulada com brilho intenso.
Após o término da reação, foi adicionada água destilada ao erlenmeyer. À
solução, foram adicionadas 2 gotas de alaranjado de metila, que adquiriu coloração
vermelha alaranjada, demonstrando ter caráter ácido, segundo a seguinte reação:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
Reação do Magnésio com oxigênio: Mg(s) + O2(g) → MgO(s)
Após a adição de amostra de magnésio metálico aquecido ao erlenmeyer
contendo oxigênio, foi observado um clarão intenso no interior do recipiente e a
formação do óxido de magnésio nas paredes do erlenmeyer.
Após o término da reação, foi adicionada água destilada ao erlenmeyer e
algumas gotas de fenolftaleína, diferente dos experimentos anteriores que foi
utilizado alaranjado de metila. O indicador foi modificado, pois o ponto de viragem
do alaranjado de metila é de pH entre 3,1 a 4,4, enquanto a solução formada após a
adição de água destilada tem caráter básico. Sendo assim, o indicador mais
indicado para esse caso seria a fenolftaleína que apresenta ponto de viragem entre
pH 8,3 e 10.
Foi observado a mudançade cor da solução após a adição de fenolftaleína
de incolor para rósea, demonstrando ter caráter básico, segundo a reação a seguir:
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
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