Relatório Peroxido de hidrogenio

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Objetivos
Obter e caracterizar o peróxido de hidrogênio
Verificas as propriedades oxidantes e redutoras do peróxido de hidrogênio. 
 Introdução
O peróxido de hidrogênio é um dos oxidantes mais versáteis que existe, superior ao cloro, dióxido de cloro e permanganato de potássio; através de catálise, H2O2 pode ser convertido em radical hidroxila (• OH) com reatividade inferior apenas ao flúor. Listando-se os oxidantes mais poderosos e associando-os aos seus respectivos potenciais padrão (em V) tem-se: flúor (3,0), radical hidroxila (2,8), ozônio (2,1), peróxido de hidrogênio (1,77), permanganato de potássio (1,7), dióxido de cloro (1,5) e cloro (1,4). Além de agente oxidante (H2 O2 + 2H+ + 2e- → 2H2 O, 1,77 V) o peróxido de hidrogênio pode também ser empregado como agente redutor (H2 O2 + 2OH- → O2 + H2 O + 2e- , -0,15 V).
Apesar do poder de reação, peróxido de hidrogênio é um metabólito natural em muitos organismos o qual, quando decomposto, resulta em oxigênio molecular e água. É formado pela ação da luz solar na água (foto-reação) em presença de substâncias húmicas (material orgânico dissolvido). É reconhecidamente citado como o oxidante mais eficiente na conversão de SO2 em SO4 2-, um dos maiores responsáveis pela acidez das águas de chuva6-8. Estudos têm demonstrado que a formação de peróxido de hidrogênio pode estar relacionada com a presença de espécies químicas, tais como SO4 2-, NO3 - e H+ , nível de precipitação das chuvas, temperatura, direção do vento, intensidade da radiação solar etc. Acredita-se também que as descargas elétricas (raios) contribuem para incrementar a sua concentração. De fato, amostras de águas de chuva coletadas antes e após temporal com raios e trovões apresentaram dados de H2 O2 iguais a 3 e 15 µmol L-1 respectivamente.
A primeira comercialização de H2 O2 data de 1800, e sua produção mundial aumenta a cada ano. Acredita-se que o peróxido de hidrogênio, na forma isolada ou combinada (principalmente) seja um dos reagentes mais empregados nas mais diversas aplicações. 
Certamente a sua utilização deve ser conduzida com segurança e responsabilidade, para se evitar riscos de queimas e explosões. Em adição ao controle da poluição, muitas vezes com ênfase ao monitoramento ambiental, o peróxido de hidrogênio é empregado nos processos de branqueamento nas indústrias têxtil, de papel e celulose. Também a determinação de peróxido de hidrogênio tem grande importância na área médica, pois sua presença deve ser monitorada para se evitar que as células sofram estresse.
Como apresentado recentemente, os processos mais eficazes no tratamento de efluentes são aqueles denominados como “Processos Oxidativos Avançados” (POA). Estes são baseados na geração do radical hidroxila (• OH) que tem alto poder oxidante e pode promover a degradação de vários compostos poluentes em pouco tempo27-34. Dentre os vários processos para a obtenção destes radicais livres, destacam-se a utilização de ozônio, peróxido de hidrogênio, mistura destes (O3 /H2 O2 ou O3 /H2 O2 /UV), fotocatálise e o reagente de Fenton (mistura de peróxido de hidrogênio e sais ferrosos). Segundo Leão, “estes radicais livres podem combinar-se para formar algumas moléculas ativas, as quais são de grande utilidade para o tratamento de água, tais como peróxido de hidrogênio e de ozônio, produtos importantes também do ponto de vista de desinfecção”.
O peróxido de hidrogênio é também importante nas áreas envolvidas com alimentos, medicamentos, monitoramento de processos, dentre outras. Está presente em inúmeras reações biológicas como principal produto de várias oxidases, e é um parâmetro importante na quantificação destes bioprocessos. O H2O2 pode ser determinado por volumetria, espectrofotometria, fluorimetria, quimiluminescência, algumas vezes com o emprego de fibra óptica, cromatografia e por métodos eletroquímicos. Com exceção dos eletroquímicos, os métodos citados são vulneráveis a espécies interferentes, apresentam morosidade no tocante ao preparo de amostra e geralmente requerem o uso de reagentes de preços elevados. As propostas fazendo uso de técnicas eletroquímicas demonstram, por outro lado, boas seletividade e sensibilidade (limite de detecção da ordem de 0,1 µmol L-1), amplo intervalo de determinação e rápida resposta do eletrodo; além disso, não sofrem interferências em função da coloração das amostras. Normalmente, o princípio da detecção de H2 O2 é pela oxidação direta em eletrodos de platina ou carbono66, entretanto devido a elevados valores de potencial (algo em torno de 300 a 600 mV vs. Ag/AgCl) aplicados nos eletrodos de trabalho, estes sensores também são susceptíveis a outras espécies eletroativas. Para solucionar este problema, diversos procedimentos de modificações químicas e eletroquímicas nas superfícies dos eletrodos de trabalho têm sido pesquisados.
ALGUMAS CONSIDERAÇÕES ACERCA DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO
O entendimento das propriedades do peróxido de hidrogênio é de grande importância para a manipulação segura deste reagente. É transparente, possui aparência da água e tem odor característico. Não é inflamável, é miscível com água em todas as proporções e é, geralmente, vendido como solução aquosa com concentrações entre 20 e 60% (m/v). Por exemplo, uma solução a 35% (m/v) apresenta 35% de H2 O2 e 65% de H2 O em massa. O conteúdo ativo de oxigênio nesta solução é igual a 16,5% (m/v). Sob temperatura ambiente, o peróxido de hidrogênio é estável, se devidamente armazenado. Pequenas perdas, de até 1% (m/v) ao ano, podem ocorrer no armazenamento em grandes tanques. A sua decomposição libera oxigênio molecular e calor; em soluções diluídas, o calor é facilmente absorvido pela água presente e, em soluções mais concentradas, o calor aumenta a temperatura e acelera a taxa de decomposição do reagente. Estabilizadores especiais são adicionados durante a produção do mesmo e inibem a decomposição catalítica causada pelo efeito de metais, luz UV, e outras impurezas que podem acidentalmente contaminar o reagente durante estocagem ou manuseio. Dependendo da concentração, o peróxido de hidrogênio não queima de forma espontânea, porém sua decomposição libera oxigênio o qual alimenta uma combustão. Incêndios envolvendo peróxido de hidrogênio são melhores controlados empregando-se grandes quantidades de água.
 Peróxido de hidrogênio não é considerado um explosivo, entretanto, quando misturado com substâncias orgânicas a determinadas concentrações, pode resultar em um componente explosivo bastante perigoso. Em adição à aceleração da decomposição por meio de contaminantes, a decomposição de peróxido de hidrogênio pode ser aumentada com a alcalinidade, incremento da temperatura etc. A taxa de decomposição aumenta aproximadamente 2,5 vezes para cada 10 °C de incremento na temperatura. Portanto, soluções devem ser sempre armazenadas sob temperatura ambiente ou mesmo até sob refrigeração.
 Óculos, máscaras e roupas apropriadas devem ser sempre empregadas quando do uso de soluções de peróxido de hidrogênio. A inalação de vapores causa irritação e inflamação das vias respiratórias: 1,4 mg m-3 de vapor de H2O2 é considerado o limite para um período diário de 8 h.
Dependendo das concentrações das soluções de peróxido de hidrogênio, estas são classificadas em função das classes de risco:
Soluções com concentrações menores do que 8% (m/v). Dependendo da concentração, podem causar irritações nos olhos. Algumas destas soluções são empregadas no dia-a-dia, tais como cremes de pasta dental a 0,5% (m/v), detergentes para lentes de contato a 2% (m/v), detergentes para branqueamento a 5% (m/v), loções para tratamento de cabelos a 7,5% (m/v), entre outras.
 Soluções com concentrações entre 8 e 27,5% (m/v). Soluções com concentrações acima de 8% (m/v) são normalmente empregadas para fins industriais e podem, algumas vezes, dependendo das condições de armazenamento e manipulação, apresentar riscos de queima e explosão. São soluções consideradas de classe 1, ou seja, quando expostas de forma contínua ou intensa podem causar injúriastemporárias. Esta classe representa soluções que não podem causar ignição espontânea quando em contato com outros materiais combustíveis, entretanto, podem causar leve incremento na taxa de queima (fornecimento de oxigênio molecular) no caso de incêndio. 
Soluções com concentrações entre 27,5 e 52% (m/v). Consideradas de classe 2, ou seja, quando expostas por pequeno intervalo de tempo podem causar sérias injúrias residuais ou temporárias; causam queimaduras na pele e tecido se forem colocadas em contato. São soluções que podem causar ignição espontânea quando em contato com outros combustíveis, além do mais, podem causar moderado incremento na taxa de queima dos combustíveis. Soluções com concentrações entre 35 e 52% (m/v) são normalmente estáveis, porém se tornam bastante instáveis com o aumento da temperatura. 
Soluções com concentrações entre 52 e 91% (m/v). Classificadas como nível 3 são soluções que, quando expostas por pouco tempo, podem levar até à morte. São soluções empregadas em processos químicos especiais. Podem causar severo incremento na taxa de queima quando em contato com materiais combustí- veis, são altamente corrosivas e capazes de detonação ou decomposição explosiva ou ainda reação explosiva sob tratamentos a temperaturas elevadas. v) Soluções com concentrações maiores do que 91% (m/v). Soluções empregadas como propulsores de foguetes. Podem levar à reação explosiva devido à contaminação ou exposição a choque térmico ou físico; podem causar ignição espontânea de combustíveis e são soluções altamente reativas.
ALGUNS EMPREGOS DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO
Por ser bastante versátil, o peróxido de hidrogênio é utilizado para as mais variadas finalidades. Pode ser empregado tanto na forma isolada quanto na combinada. A escolha da metodologia depende das necessidades do processo em andamento. A razão para sua vasta aplicação deve-se ao fato de apresentar seletividade quando tratado sob determinadas condições experimentais. Assim, controlando-se a temperatura, concentração, tempo de reação, adição ou não de catalisadores etc., o H2O2 pode ser utilizado para oxidar um determinado poluente mesmo na presença de outro, ou ainda originar diferentes produtos de oxidação para uma mesma espécie oxidável. O tratamento de águas e esgotos, efluentes industrias empregando-se H2O2 é uma prática comum há pelo menos 20-25 anos em países desenvolvidos.
Entre as aplicações envolvidas com o uso do peróxido de hidrogênio na forma isolada, tem-se controle de odores - oxidação de sulfeto de hidrogênio; controle da corrosão - destruição de cloro residual e componentes reduzidos, tais como tiossulfato, sulfetos e sulfitos; redução da demanda química e bioquímica de oxigênio - oxidação de poluentes orgânicos; oxidação de componentes inorgânicos - cianetos, NOx /SOx , nitritos, hidrazinas, etc.; oxidação de componentes orgânicos - hidrólise de formaldeído, carboidratos, componentes nitrogenados etc., destruição de fenóis, pesticidas, solventes, plastificantes, entre outros; controle de bioprocessos - desinfecção, inibição de crescimento de bactérias etc.
Na forma combinada pode ser empregado em procedimentos de floculação e/ou precipitação - oxidação de complexos metálicos e incremento do desempenho de floculantes inorgânicos; tratamento de bio-processos - desinfecção, fonte de oxigênio dissolvido etc.
A redução da demanda química e bioquímica de oxigênio (DQO e DBO) em efluentes industriais tem sido realizada através de peróxido de hidrogênio há alguns anos. Dentre as razões, citam-se menores custos e eficiência do processo. A oxidação química direta pode ser representada por duas fases, a saber: DQO e/ou DBO + H2 O2 EPO; EPO + H2 O2 CO2 + H2 O + sais inorgânicos; onde EPO refere-se às espécies parcialmente oxidadas. Metano, etano, propano e butano tiol (representados por RSH) são encontrados em muitos efluentes industriais tanto na forma líquida quanto gasosa, e sua oxidação por H2 O2 pode ser também representada como 2 RSH + H2 O2 RSSR + 2H2O.
Peróxido de hidrogênio pode ser utilizado para oxidar formaldeído tanto em meio ácido HCHO + H2 O2 HCOOH + H2 O; HCOOH + H2 O2 2H2 O + CO2 , quanto em meio alcalino 2HCO + 2NaOH + H2 O2 2HCOONa + 2H2 O + H2 . Dentre os poluentes inorgânicos, podem ser citados os óxidos de nitrogênio (considerados os maiores poluentes na atmosfera e sendo os precursores da chuva ácida), e a sua oxidação pelo peróxido de hidrogênio pode ser representada como 3NO2 + H2 O 2HNO3 + NO; 2NO + HNO3 + H2 O → 3HNO2 ; HNO2 + H2 O2 HNO3 + H2 O.
O cloro, usado nas indústrias de papel e celulose (um dos setores que mais contribui para o processo de contaminação do meio ambiente por compostos organoclorados), pode ter o seu equilíbrio em água representado da seguinte forma Cl2 + H2 O HOCl + H+ + Cl- e HOCl OCl- + H+ , e o peróxido de hidrogênio pode reagir com as suas formas livres (HOCl e OCl- , respectivamente) a pH > 7: Cl2 + H2 O2 → O2 + 2HCl
Os cianetos, usados em vários processos de síntese química e metalúrgica (como sais ou complexos de cianeto), são altamente tóxicos e precisam ser destruídos ou removidos dos efluentes antes dos descartes. Os métodos para seu tratamento criam sérios problemas adicionais ao meio ambiente. A oxidação dos cianetos livres por peróxido de hidrogênio pode ser representada como CN- + H2 O2 CNO- + H2 O; a reação deve ocorrer em pH entre 9-10 e na presença de um catalisador; é comum catalisar a reação com um metal de transição, tal como cobre solúvel, vanádio, tungstênio ou prata na concentração de 5 a 50 mg L-1. O CNO- gerado é 1000 vezes menos tóxico que o cianeto, e geralmente é aceito para descarte. Pode-se ainda eliminar esta espécie através da hidrólise ácida CNO- + 2H2 O CO2 + NH3 + OH-.
Saliente-se que HCN e íons cianeto (CN- ) são as formas de cianeto mais tóxicas para o homem e a vida aquática. Cianetos estão associados a diversos processos industriais, tais como: recuperação de molibdênio, tratamento de pedras preciosas etc. 
O tratamento de solos através da oxidação química de contaminantes (hidrocarbonetos - resíduo de petróleo, solventes, pesticidas, madeiras, etc.) usando peróxido de hidrogênio também tem sido explorado. O peróxido de hidrogênio oxida os contaminantes em produtos mineralizados (CO2 , sais e fragmentos orgânicos biodegradáveis) e oferece inúmeras vantagens quando comparado aos métodos tradicionais no que se refere a preço, disponibilidade, produtos como água e oxigênio, química do processo bem conhecida, rapidez (algumas horas a poucas semanas) etc.
ASPECTOS NA QUÍMICA AMBIENTAL
Peróxido de hidrogênio e hidroxiperóxidos orgânicos são os menores constituintes da atmosfera natural e poluída. Entretanto, desde que o H2 O2 é formado pela reação 2HO2º H2 O2 + O2 , e sua cinética de reação é particularmente elevada em situações de fotoquímica, para atmosferas poluídas (isto é, com grandes concentrações de radicais HO• 2 ) há sempre um aumento na sua concentração. Desta forma, o peróxido de hidrogênio originado estará sempre associado com o aparecimento de H2 SO4 e HNO3 , além de SO2 e NOx na atmosfera; para o primeiro caso, pode-se representar a seguinte reação HSO3 - + H2 O2 + H+SO4 2- + H2 O + 2H+ . Para se ter idéia desta concentração, Sakugawa et al. relataram valores de peróxido de hidrogênio da ordem de 10 nmol L-1 a 199 µmol L-1. A produção destes oxidantes fotoquímicos (O3 , H2 O2 , etc.) na atmosfera é controlada pela concentração de NOx (NO2 - + H2 O + UV NO + OH- + OH• ; NO3 - + H2 O + UV → NO2 - + OH- + OH• ; 2OH• → H2 O2 ) juntamente com as condições climáticas e meteorológicas de uma determinada área9,95. De fato, Peña et al. afirmaram que as maiores concentrações de peróxido de hidrogênio foram encontradas em amostras coletadas em áreas com alta atividade fotoquímica devido ao intenso nível da radiação solar e também em áreas altamente industrializadas100-103. Outro fato interessante é que a produção de peróxido de hidrogênio é sazonal, ou seja, depende das variações anuais da radiação solar.Amostras analisadas em diferentes estações6 demonstraram os maiores valores (> 1 µmol L-1 H2 O2 ) para o período de março a agosto, exatamente primavera e verão (hemisfério norte); durante o outono e inverno estes valores foram menores que 0,5 µmol L-1 em H2 O2 . 
Price e colaboradores verificaram a variação de concentração de peróxido de hidrogênio em amostras de águas de diferentes procedências: água fresca, água de mar superficial e profunda, e água de chuva; os níveis de concentrações variaram de 50 a 3200, 100 a 300, < 5 e 8000 a 80000 nmol L-1, respectivamente. Saliente-se que em função da menor incidência da radiação solar (bloqueio pelas colunas de água), águas de profundezas apresentaram os menores valores de [H2 O2 ].
DETERMINAÇÃO DE PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO
Meteriais
NaOH 6 mol/L e 2mol/L	Solução de amido		Papel indicador universal
H2O2 3%			Água destilada		Banho de gelo
KI (sol)				Peróxido de sódio		Béqueres de 100ml
H2SO4 3 mol/L			KMnO4 1mol/L		Tubos de ensaio
MnO2(s)			Azul de bromo fenol
Procedimento experimental
4.1. Obtenção do peróxido de hidrogênio
Colocou-se em um béquer 3ml de H2SO4 3mol/L juntamente com 7 ml de água destilada. Na sequência colocou-se este béquer em banho de gelo, adicionando-se ao mesmo (lentamente) 0,5g de peróxido de sódio, sob agitação manual simultânea. Averiguou-se o pH com auxílio de um papel indicador universal (A solução deve permanecer ácida)
Para detectar a presença do peróxido de hidrogênio adicionou-se a uma alíquota (~1ml) da solução, e nesta adicionou-se 10 gotas de KI, prontamente adicionou-se gotas da solução de amido.
4.2 Propriedades oxidantes e redutoras do peroxido de hidrogênio
4.2.1 Oxidação do iodeto de potássio
Em um tubo de ensaio adicionou-se 1ml de iodeto de potássio 1mol/L juntamente com 1ml de água e 2 gotas de ácido sulfúrico 3mol/L. Nesta solução adicionou-se 1 gota de peróxido de hidrogênio, 3%. 
	4.2.2 Redução do permanganato de potássio
Em outro tubo de ensaio, adicionou-se 1ml de água destilada, simultaneamente a adição de 2 gotas de H2SO4 (3M) e gotas de peróxido de hidrogênio, 3%. Logo após adicionou-se 2 gotas de KMnO4 1mol/L.
4.3 Estabilidade do peróxido de hidrogênio
	a) 	Estabilidade em meio ácido e meio básico
Em dois tubos de ensaio adicionou-se 1 ml de água destilada e 1 gota do indicador azul de bromo fenol. Por ultimo adicionou-se 4 gotas de H2O2 3%.
No primeiro tubo inseriu-se 1 gota H2SO4 e agitou-se.
Ao segundo tubo adicionou-se 1 gota de NaOH (6mol/L) e agitou-se.
Deve ater-se as alterações no indicador.
	b) Decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio
Colocou-se em um tubo de ensaio 1ml de H2O2 3%, seguido da adição de uma pequena quantidade de MnO2(s)
Resultados e discussões
5.1. Obtenção do peróxido de hidrogênio
Na adição de H2SO4 3mol/L juntamente com peróxido de sódio, ocorreu a seguinte reação:
Na2O2(S) + H2SO4(aq) H2O2(aq) + Na2SO4(aq) + H2SO4(s)
Ao adicionar o Na2O2(S) notou-se a formação de uma leve efervescência, evidenciando a decomposição do peróxido de sódio. Ulteriormente mediu-se o pH da solução com o auxílio de um papel indicador universal, resultando num pH próximo a 1. Esta acidez da solução se dá pela formação de H2SO4(s), um ácido forte mesmo em baixas concentrações. Manter o peróxido em meio ácido (comercializado em meio ácido também) faz com que o composto fique menos instável, desta forma, demorando mais para se decompor. O processo foi realizado em banho de gelo, pois o peroxido de hidrogênio é instável em altas temperatura, fazendo com que sua decomposição fosse retardada.
O teste para detectar a presença do peróxido de hidrogênio foi feito adicionando (a ~1ml da solução) 10 gotas de KI, seguidamente pela adição de gotas da solução de amido, como mostra a reação abaixo:
2KI(aq) + H2O2(AQ) + NaSO4(AQ) H2SO4(aq) I2(AQ) + H2O(AQ) + K2SO4(AQ) + Na2so4(aq)
Quando adicionou-se KI a solução tomou coloração amarela, característica do iodo em meio aquoso. 
Quando adicionou-se amido a solução atingiu a coloração azul, esta se justifica pela formação de um complexo entre o amido e o iodo, como mostra a reação adiante:
I2 + I- ⇌ I3-
I3 + amido ⇌ complexo azul
Demonstramos a estrutura deste complexo na imagem a seguir:
 
Figura 1: Complexo iodo+amido
As interações presentes neste composto são do tipo covalentes.
5.2 Propriedades oxidantes e redutoras do peroxido de hidrogênio
5.2.1 Oxidação do iodeto de potássio
Para testar a ação oxidante do peroxido de hidrogênio adicionou-se em um tubo de ensaio iodeto de potássio juntamente com água e ácido sulfúrico, por último adicionou-se peroxido de hidrogênio. 
2KI(aq) + H2O2(AQ) + H2SO4(aq) I2(AQ) + 2H2O(l) + K2SO4(AQ)
Nesta reação o Oxigênio do H2O2 se reduz, de 1- passando pra 2-, já o iodo sofre oxidação, passando de 1- para 0. Desta forma confirmamos a característica de agente oxidante do peróxido de hidrogênio. 
	4.2.2 Redução do permanganato de potássio
Agora, para testar a ação redutora do H2O2, adicionou-se água destilada, H2SO4 e peróxido de hidrogênio em um mesmo tubo de ensaio, juntamente com KMnO4.
Ao adicionar KMnO4 a solução adquire coloração escura, devido a este reagente. Nota-se a formação de bolhas e a solução volta a sua coloração inicial, transparente. Explicamos este retorno ao transparente equacionando as reações presenciadas: 
H2O2(aq) O2 + 2H+ + 2e- ( x 5)
8 H+ + MnO4- + 5e- Mn2+ + 4 H2O (X2)
5H2O2(aq) + 3H2SO4(aq) + 2KMnO4(aq) 5O2(g) +2MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(aq)
Pela reação acima justificamos as bolhas observadas, houve a formação de O2(g), já a coloração final transparente se justifica pela formação de MnSO4(aq) , que apresenta característica de incoloração.
Notamos que o peróxido de hidrogênio é um agente redutor, neste caso o hidrogênio age como redutor, oxidando e passando de 0 para 1+. 
5.3 Estabilidade do peróxido de hidrogênio
	a) 	Estabilidade em meio ácido e meio básico
Tendo-se dois tubos de ensaio com água destilada, indicador azul de bromo fenol H2O2, colocou-se um em presença de ácido e ou em presença de base.
>> Tubo ácido: Adicionou-se H2SO4 ao tubo.
Em meio ácido o peróxido (devido a sua estabilidade) se mantém protonado e a solução toma coloração amarela, característica do indicador em meio ácido. Devido a esta estabilidade em meio ácido, o peróxido de hidrogênio é comercializado de forma acidificada, para que o mesmo não se decomponha e possa realizar sua função corretamente.
>> Tubo básico: Adição de NaOH.
Em meio básico temos a seguinte ocorrência:
H—O—O—H + 2OH- 2H2O + --O—O--
Proveniente do NaOH
								O2
Notamos que o peróxido de hidrogênio se decompõe em meio básico, pois o meio não fornece a estabilidade necessária para o peróxido de hidrogênio se manter presente. A solução apresentou coloração azul, característica do indicador para esse meio. 
b) Decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio
Em um tubo de ensaio H2O2 juntamente com uma alíquota de MnO2(s), observou-se a formação de bolha, evidenciada pela reação abaixo:
H2O2(aq) + MnO2(s) O2(g) + H2O(l)
O dióxido de manganês age como catalizador nesta reação, o mesmo faz com que o peróxido de hidrogênio se decomponha sem que ocorra alterações químicas com o MnO2. O dióxido faz com que essa reação ocorra com uma velocidade maior e de forma visível, pois gera a formação de O2 gasoso num fluxo considerável. Sem o MnO2 a decomposição ocorre, porém de forma mais lenta e não visível. Podemos observar a ação do catalizador esquematizada no gráfico abaixo:
Conclusão
Ao realizar os eventos para a obtenção do peróxido de hidrogênio, provou-se experimentalmente, que o mesmo foi obtido com sucesso, e que na sua reação com KI forma-se o I2, que em presença de amido é complexado. Averiguou-se sua característica de agente oxidante, reações onde seu uso com foco industrial são as mais importantes, pois ele oxida um grande número de compostos orgânicos e inorgânicos. Analisou-se também sua característica de agente redutor, atributo oriundo do H+, presente na fórmulado composto (H2O2). A estabilidade do peróxido em ácido ficou comprovada pelo comportamento do mesmo com o H2SO4, onde o peróxido se encontra estável e fica protonado. Lembramos que o H2O2 é comercializado depois de ser acidificado, para atrasar o processo de decomposição. Já quando introduzimos o peróxido em meio básico o mesmo veio a se decompor, confirmando sua instabilidade em meios com pH superiores a 7.