relatório 8 Oxigênio

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Bacharelado em Farmácia
 Química Geral e Inorgânica
Prática Nº 8
Oxigênio
Aluno: Darlan Brasileiro de Araújo
Matrícula: 375496
Professora: Maria Elenir Nobre Pinho Ribeiro
Data de realização: 27 de Maio de 2015.
Data de entrega: 10 de Junho de 2015
Sumário
Fundamentação Teórica	3
Objetivos	5
Parte Experimental	5
Materiais Utilizados	5
Reagentes Utilizados	5
Metodologia	6
Resultados e Discussão	7
Considerações Finais	10
Referências	11
Fundamentação Teórica
Oxigênio  (do grego "oxis", ácido e "genes", produtor) é um gás incolor, inodoro e insípido (ou seja, sem cor, sem cheiro e sem gosto), pouco solúvel em água, fazendo-se presente na natureza sob a forma de três isótopos  estáveis: o oxigênio 16 (presente em 99,75% das ocorrências no meioambiente); o oxigênio 17 (0,37% das ocorrências) e o oxigênio 18 (0,20% das ocorrências). É elemento pouco solúvel em água, e em temperatura ambiente, sua molécula é inerte; na presença, porém, de substâncias  catalisadoras ou ao receber calor, reage com grande parte dos elementos químicos originando diversos compostos.
Em baixa atmosfera  (ou seja, altitudes próximas à superfície terrestre), o oxigênio é abundante em sua forma diatômica (significa que o oxigênio é encontrado na natureza comumente sob a forma de dois isótopos do mesmo tipo combinado), representado pela fórmula O2. É sabidamente essencial para a manutenção da vida da grande maioria dos organismos vivos do planeta. Sua densidade é levemente superior à do ar, pelo fato de seus átomos serem de tamanho bastante reduzido. Estes átomos possuem oito elétrons, partículas elementares de carga negativa formadores da estrutura do mesmo. Por ser demasiado eletronegativo, o elemento possui alta propensão a unir-se aos ametais (exceto pelos halogênios) e aos metais, exceto pelo ouro e pela platina. Ao formar tais combinações, ocorre o desprendimento de calor - a combustão.
O elemento foi identificado pela primeira vez em 1772, graças ao químico Joseph Priestley, por meio de uma experiência de calcinação do nitrato de potássio. É ainda reconhecido como o elemento mais abundante dentro do globo terrestre, sendo responsável por aproximadamente um quinto da constituição do ar puro e oito nonos do peso da água. Dentre os vários constituintes do solo, está presente em praticamente todos (silicatos e carbonatos) bem como das substâncias orgânicas. Por meio de sua combustão obtêm-se vapor de água e gás carbônico, mas, caso encontre-se em quantidades insuficientes, o hidrogênio queima antes do carbono, do qual uma parte torna brilhante a chama, passando a figurar em forma de negro-de-fumo.
O oxigênio é um elemento químico do grupo dos calcogênios, ou grupo 6A da tabela periódica, tendo como símbolo químico "O", compondo aproximadamente 20% da atmosfera terrestre, fazendo-se presente na composição de todos os seres vivos.
Seu peso específico é de 1,10 g/cm3, com um ponto de fusão localizado em aproximadamente -218,79 graus Celsius, possuindo um peso atômico de 15,99. Seu número atômico é 8, valendo ao oxigênio um lugar entre os elementos denominados "ametais" na tabela periódica dos elementos químicos.
Objetivos
Preparar oxigênio através de métodos laboratoriais e testar sua ação sobre algumas substâncias;
Observar a ação de catalisadores na decomposição de H2O2 e testar as suas propriedades;
Comprovar através de experimentos, reações químicas tendo H2) como solvente.
Parte Experimental
Materiais Utilizados
Tubos de ensaio
Sistema gerador de gás (montado pelo professor)
Bico de Bunsen
Pipetas
Pinça
pHmetro
Reagentes Utilizados
Cloreto de Manganês II (MnCl2) a 1,0 mol/L
Hidróxido de Sódio (NaOH) a 1,0 mol/L
Nitrato de Ferro III (Fe(NO3)3) a 0,05 mol/L
Peróxido de Hidrogênio (H2O2) a 3%
Peróxido de Hidrogênio (H2O2) a 6%
Água destilada (H2O)
Pedaço de Carvão
Iodeto de Potássio (KI) a 1 mol/L
Iodeto de Potássio (KI) a 0,1 mol/L
Cloreto de Cobre II (CuCl2) a 1 mol/L
Pedaço de Batata
Ácido Sulfúrico (H2SO4) a 4 mol/L
Sulfato de Cobre II Penta-hidratado (CuSO4.5H2O)
Magnésio sólido (M(s))
Gás Carbônico (CO2)
Metodologia
A um tubo de ensaio foi adicionado 2,0 mL de Cloreto de Manganês II (MnCl2) a 1,0 mol/L e 2,0 mL de Hidróxido de Sódio (NaOH) a 1,0 mol/L. Sem agitação, foi deixado em repouso na bancada e observado a cor do precipitado formado.
Tendo o sistema gerador de gás já montado pelo professor (tendo como reagentes 10,0 mL de Nitrato de Ferro III (Fe(NO3)3) a 0,05 mol/L e 100 mL de Peróxido de Hidrogênio (H2O2) a 3%) foram realizados os seguintes testes:
2.1- A saída do sistema foi aproximada a um tubo de ensaio contendo 5,0 mL de água destilada. Observou-se.
2.2- Em seguida aproximou-se a saída do sistema a o tubo de ensaio contendo a etapa 1. Agitou-se levemente e observou-se o novo precipitado.
2.3- Depois aproximou-se a ponta da pipeta da saído do gerador de gás de um pedaço de carvão (previamente aquecido ao rubro no bico de Bunsen com a pinça) e observou-se o ocorrido.
3-	Três tubos de ensaio, A, B e C foram adicionados de 2,0 mL de H2O2 6% e em seguida aos mesmos foram adicionadas três gotas dos respectivos reagentes: KI 1 mol/L em A, CuCl2 1 mol/L em B e um pedaço de batata em C. A evolução do oxigênio nas misturas foi observada.
Em um tubo de ensaio foi colocado 2,0 mL de iodeto de potássio 0,1 mol/L, 1 mL de ácido sulfúrico 4 mol/L e 2,0 mL de água oxigenada 6%. Os resultados foram observados.
Com um pHmetro foi medido o pH das seguintes soluções a 0,1 mol/L: NaC2H3O2, Na2CO3, AlCl3, FeCl3. Os resultados foram anotados.
Um tubo de ensaio foi aquecido um pouco de CuSO4.5H2O e anotado o observado. Em seguida o tubo foi deixado em repouso por 5 minutos para que esfriasse e depois acrescentado um pouco de água. Observou-se a reação.
Em um tubo de ensaio foi acrescentado 5,0 mL de água destilada com um pedaço de magnésio. O tubo foi aquecido suavemente e colocado para esfriar. Em seguida, já frio, foi medido seu pH com medidor de pH.
A um tubo de ensaio foi colocado 5 mL de água destilada e medido seu pH, em seguida, com o sistema gerador de gases montado pelo professor, borbulhou-se CO2 e mediu-se seu pH novamente.
Resultados e Discussão
Houve formação de precipitado de cor branca do tipo coloidal gelatinoso. A equação que representa essa reação é:
MnCl2(aq) + 2NaOH(aq) → Mn(OH)2(aq) + 2NaCl(aq)
Logo, percebe-se a formação de uma solução básica com seu respectivo sal.
Na reação que acontece no sistema gerador de gás montado pelo professor acontece a decomposição do peróxido de hidrogênio formando água e gás oxigênio, tendo o nitrato de ferro III como o catalisador da reação.
2.1- Observou-se o borbulhamento da água no tubo de ensaio, o que constatou a efetividade do sistema gerador de gás.
2.2- Quando aproximado o tubo da etapa 1 na saída de gás, houve a agitação do precipitado previamente formado assumindo uma tonalidade amarronzada e fazendo com que acontecesse a reação da base formada com o gás oxigênio.
Mn(OH)2(aq) + O2(g) → MnO2(aq) + H2O(l)
	Desse modo viu-se a oxidação do Mn2+ para Mn3+.
2.3- Ao se aproximar o bico da saída do gerador de gás ao pedaço de carvão (muito bem aquecido), observou-se o reaparecimento da chama que aqueceu carvão em algumas fagulhas lançadas pelo mesmo. Essa chama demonstra o efeito do gás oxigênio alimentando a reação de combustão que ainda acontecia.
3-	Ao observarmos a liberação de gás que acontecia em cada um dos materiais utilizados percebeu-se que o cloreto de cloreto de cobre II apresentou maior borbulhamento que o iodeto de potássio que por sua vez borbulhou mais que a reação com a batata. Porém, o borbulhamento constata que não houve formação de produtos entre as reações, logo, vê-se que o CuCl2, o KI e o amido (da batata) foram reagentes que atuaram como catalisadoresna decomposição do H2O2. 
As equações formadas foram:
2H2O2(l) (em presença de CuCl2) = 2H2O(l) + O2(g)
2H2O2(l) (em presença de KI) = 2H2O(l) + O2(g)
2H2O2(l) (em presença de Amido) = 2H2O(l) + O2(g)
Assim tem-se a ordem decrescente dos melhores para piores catalisadores dessa reação:
CuCl2 > KI > Amido.
Na reação das duas substâncias observa-se a mudança na coloração da mistura para amarelo com formação de um precipitado coloidal finamente dividido preto.
H2O2 + H2SO4 + 2KI → K2SO4 + 2 H2O + I2
	Logo o precipitado trata-se do sulfato de potássio.
Segundo as medições do pH tivemos os seguintes resultados:
	Solução 0,1 mol/L
	pH > 7
	pH < 7
	pH = 7
	NaC2H3O2
	8
	
	
	Na2CO3
	10,45
	
	
	AlCl3
	
	3,11
	
	FeCl3
	
	1,68
	
	Isso comprova que o acetato de sódio e o carbonato de sódio são soluções básicas, pois apresentam pH superior a 7. Já o cloreto de alumínio e o cloreto de ferro III são compostos ácidos por apresentarem pH inferior a 7.
O sulfato de cobre hidratado possui coloração azul em temperatura ambiente, porém, quando essa substância é aquecida até uma temperatura em que a água seja evaporada, ocorre a perda da cor azul, sendo uma nova cor adquirida: branca, indicando que ocorreu a desidratação do sulfato de cobre, a perda das 5 moléculas de água presente no CuSO4.5H2O. É possível, também, notar a presença de vapor de água na parede do tubo de ensaio.
Depois de 5 minutos, após o tempo de repouso para resfriar, houve novamente a reidratação da substância, e esta voltou a adquirir sua coloração azul.
O pH medido foi 8,8. Logo a reação aquecida fez com que se forma-se uma solução básica de hidróxido de magnésio, representado pela equação:
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
8- 	O pH da água antes da adição do borbulhamento de CO2 é 5,48, e após a adição é 2,43.
	O pH se torna um pouco mais ácido porque o gás carbônico, ao entrar em contato com a água, dá origem ao ácido carbônico, que é instável, mas que diminui o pH da solução. A reação do que ocorre é a seguinte:
H2O + CO2 ↔ H2CO3 ↔ H+ + HCO3-
Considerações Finais
Pôde-se concluir que os ensaios realizados descreveram bem na prática, o que pode ser encontrado na literatura. Obtendo-se resultados coerentes e coesos.Nos experimentos notou-se a variedade de elementos com o qual o oxigênio pode reagir, podendo dar origem a óxidos básicos ou ácidos (óxidos iônicos).
Notou-se também a função dos catalisadores, que são substâncias que alteram as velocidades em que as reações acontecem, sem serem consumidos durante o processo.
A formação de hidróxidos a partir de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos também verificou-se nessa aula prática, pois houve a formação de Mg(OH)2 a partir de magnésio + água.
Observou-se o pH de substâncias, e dentre os resultados, substâncias que alteram o pH de algumas soluções, como foi o caso do gás carbônico reagindo com a água, formando o ácido carbônico e diminuindo o pH do sistema.
Referências
Manual de Laboratório, Química Geral e Inorgânica, Fortaleza: UFC, 2015.
ATKINS, P; JONES. L. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 5ª edição. Bookman, 2012.