SÍNTESE DO SULFATO DE FERRO II relatorio

Prévia do material em texto

�� � 
SÍNTESE DO SULFATO DE FERRO II
Atividade Experimental- 01 
Realizada 10/05/2017
Professor Orientador: Gilmar Pereira de Souza
Alunos: Kenia Aparecida Ramos
 Matheus Henrique
Ouro Preto
2017
Introdução
Sais, segundo Arrhenius são compostos que provêm dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos seus hidrogênios ionizáveis por cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos OH- pelos ânions dos ácidos (LUZ, 2017). Eles se classificam em ácidos, básicos, neutros, mistos ou em hidratados.   Os sais hidratados são aqueles que contêm água na composição. As moléculas de H2O ficam localizadas no retículo cristalino da estrutura salina (SOUZA, 2017). 
O sulfato de ferro II (FeSO4 ) é um sal também chamado sulfato ferroso. É encontrado na natureza nas formas sempre hidratadas. O grau de hidratação pode ser de 1 ; 4 ; 5 ou 7 moléculas de água. É mais comumente encontrado como o heptahidratado (7 moléculas de água) de cor verde-azulado.
O sulfato de ferro II no estado heptahidratado é inodoro, de sabor adstringente, eflorescentes, ou seja, perdem parte da água presente em sua estrutura quando expostos ao ar seco. Oxida-se rapidamente em contato com ar úmido, formando sulfato férrico básico amarelo-amarronzado. É facilmente solúvel em água e insolúvel em etanol (CARDOSO, 2012, p. 41). 
Uma reação de oxi- redução é caracterizada como um processo simultâneo de perda e ganho de elétrons, pois os elétrons perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. Isso pode ser percebido por meio do número de oxidação (Nox) de cada elemento (FOGAÇA, 2017). 
Os estados de oxidação do ferro variam de + II a + VI; os mais comuns são os estados +II e +III, sendo os compostos de ferro no seu estado de máxima oxidação (+VI) muito raros e de pouca importância. O Fe (+II) é a espécie mais estável, e existe em solução aquosa . O estado de oxidação (+II) é um dos mais importantes do ferro, e seus sais são geralmente denominados sais ferrosos (LEE, 1999, p.385, 387).
O sulfato de ferro II pode ser utilizado em diversas áreas. A seguir segue dois exemplos de onde e como podemos utilizar este sal: 
Medicina e Alimentos 
Tratamento médico da anemia como reforço de ferro para o organismo humano podendo adicionar o sulfato ferroso em massas de pães. 
Tratamento de Efluentes 
O processo Fenton, que é a oxidação de compostos orgânicos sob irradiação UV na presença de íon férrico em meio ácido pode ser utilizado para a remoção de cor e compostos orgânicos por exemplo. (NOGUEIRA et al, 2007).
Para se obtenção de sulfato de ferro II a literatura mostra vários trabalhos que relacionam reações que tem como produtos o sulfato ferroso. Em um laboratório, é fácil, razoavelmente, a obtenção desta substância por meio da reação de ferro e solução de ácido sulfúrico. E para se obter o produto ( FeSO4 ) na forma sólida é necessário que se utilize um método de separação de misturas. 
A filtração é um procedimento que pode ser usado para separar partículas sólidas de um líquido. A filtração é realizada passando-se a mistura através de um material poroso para que se detenham as frações sólidas. A filtração é recomendada no lugar da decantação quando o sólido permanece parcialmente ou completamente em suspensão. Como material poroso pode-se usar papel de filtro, algodão, tecido, vidro sintetizado, porcelana porosa, fibras de vidro ou amianto, etc. O mais usado no laboratório é o papel de filtro. A passagem do líquido através do material poroso pode ser efetuada de dois modos: filtração simples ou filtração por sucção ou à vácuo. 
Objetivos:
Sintetizar e caracterizar um sal simples; e determinar o rendimento porcentual de uma síntese.
Materiais:
Balança analítica 
Bastão de vidro
Béquer de 250 ml
Capela
Chapa
Funil
Haste universal
Papel de filtro
Proveta graduada 50 ml
Vidro de relógio
Pinça
Reagentes:
Palha de aço
Solução aquosa de ácido sulfúrico- H2SO4 (20 % v/v)
Álcool etílico- C2H6O
Procedimento Experimental
Primeiramente colocou-se a amostra de palha de aço em um vido de relógio e foi feita a pesagem da mesma em uma balança analítica, 3,810g. 
Após a pesagem da fonte de ferro (palha de aço) foram colocados em um béquer a palha de aço (3,810g) e 40,0 ml de solução aquosa de H2SO4 (20 % v/v). 
A mistura foi levada para a capela com a chapa para ser aquecida em banho-maria. Para isto o béquer contendo a mistura reacional foi colocado dentro de um recipiente maior que tinha água aquecida.
Com a ajuda de um bastão de vidro, começou a fazer a dissolução da palha de aço agitando a mistura continuamente para se obter uma dissolução homogênea.
Observou-se que durante a dissolução da palha de aço, houve efervescência por algum tempo, e notou-se também a liberação de gás e mudança parcial de estado físico da fonte de ferro, evidenciando a ocorrência de uma reação química.
Apesar da ocorrência da efervescência, liberação de gás, e perceptível mudança do estado físico da amostra de ferro, a palha de aço não foi totalmente dissolvida, então com ajuda de dois bastões de vidro foram acrescentados mais 20 mililitros de ácido sulfúrico aquoso e repetiu-se o experimento de aquecer em banho- maria a mistura reacional na capela com a chapa.
Após a dissolução da palha de aço foi realizada a primeira filtração, com o auxilio do bastão de vidro, para remover os resíduos sólidos presentes na mistura.
No filtrado, foi colocado 130 mililitros de álcool etílico, levando a precipitação do sulfato de ferro II (FeSO4 ).
Após a formação do precipitado foi realizada uma segunda filtração, onde o sulfato de ferro II foi extraído da mistura.
O produto retido no filtro de papel foi colocado em um vidro de relógio e ficou secando durante uma semana. Depois, o material seco foi pesado. 
Resultados e Discussões
Após o preparo da mistura reacional, a palha de aço (3,810g) com ácido sulfúrico (60,0 ml), em um béquer de 250 ml, notou-se um pequeno borbulhamento. Com a alta temperatura do banho maria notou-se que o borbulhamento ficou mais intenso e um forte odor foi percebido, inferindo que a temperatura foi um fator que acelerou o processo. Após alguns minutos a reação cessou, deixando a solução liquida com pequenos restos da palha de aço e uma cor verde escura. Durante a reação química houve liberação de gás ( borbulhamento), portanto o procedimento foi realizado dentro da capela. A reação ocorrida pode ser descrita da seguinte forma:
Fe(s) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g)
O borbulhamento ocorre, pois a liberação de gás hidrogênio na reação. O odor vem de impurezas contidas na palha de aço e da reação de parte do enxofre, que não reage com e ferro, e acaba reagindo com o hidrogênio formando ácido sulfídrico (H2S).
Em seguida, a solução foi filtrada com o objetivo de obtenção da fase líquida, o precipitado retido no filtro de papel dobrado de forma pregueada foi descartado. Para obtermos o sulfato ferroso, adicionamos ao filtrado 130 ml de álcool etílico para que houvesse uma diminuição da interação entre a água e o sulfato e ele precipitasse e assim ser possível a quantificação do sulfato de ferro. A solução foi filtrada novamente para a obtenção da fase sólida, os cristais de FeSO4.7H2O foram retidos no filtro e ficaram secando durante uma semana. O filtrado líquido que ainda continha uma quantidade mínima de precipitado foi descartado. O sal retido no filtro foi pesado e uma de suas características é a cor azul esverdeado claro.
Feito o procedimento, devemos calcular o rendimento da reação, ou seja, saber quanto de sulfato de ferro II está presente em uma certa quantidade de amostra. Esse rendimento foi calculado pelos seguintes passos:
MMFe = 55,85 g/mol= 55,850g
MM FeSO4.7H2O = 278, 032g/mol= 278,032 g
Massa da amostra (palha de aço) = 3,810g
Por regra de três temos que:
55,850g de Fe 278,032 g de FeSO4.7H2O
3,810g Amostra X
X= 18,967g de FeSO4.7H2O
Obtivemos no experimento uma massa de sulfato de ferro II de MM FeSO4 = 18,967g (resultado prático)
Com isso temos que o rendimento porcentual da síntese é dado por:
R% = (resultado prático / resultado teórico) x 100
Resultado prático= 9,8284g
Resultado teórico= 18,967g
Então temos:
R% = ( 9,8284g/18,967g ) x 100
R% = 51,818%
Portanto o rendimento foi de 51,8%
Conclusão
Pode-se atribuir este resultado ao fato de não ter sido uma amostra pura de ferro, pois a palha de aço contém outros elementos como o carbono. Outro possível erro foi durante a segunda filtração, onde foi possível constatar uma forte presença de precipitado no material filtrado, que foi descartado após o termino da filtração. 
 Portanto mesmo com o aumento de ácido sulfúrico na dissolução da amostra, erros durante a segunda filtração influenciou fortemente para a obtenção de um baixo rendimento. 
Para um rendimento mais próximo de 100%, pode-se utilizar uma amostra com um teor de Ferro maior e ter maior rigidez operacional, principalmente durante a filtração. 
Questões
Uma maneira interessante de estocar o sulfato ferroso é mantê-lo na presença do etanol, sem secar o produto. Explique o porquê.
O sulfato ferroso é facilmente solúvel em água e praticamente insolúvel em etanol. A adição do etanol tem como objetivo diminuir a solubilidade dos sais inorgânicos em água, pelo fato de diminuir a polaridade do meio. Portanto o sulfato ferroso não irá oxidar na presença de etanol e sua transformação em sulfato férrico não acontecerá. Sendo assim o armazenamento do sulfato ferro em etanol se mostra muito interessante.
Monte um fluxograma incluindo as principais etapas de obtenção do sulfato ferroso.
Resposta no Anexo
Pesquise porque o sulfato ferroso tende a se hidratar.
A tendência do sulfato ferroso em se hidratar se dá pela polaridade e sua afinidade com água. A interação entre as moléculas do solvente (água) e as do soluto são responsáveis pelo processo de solubilização, fazendo com que os íons presente na solução fiquem envolvidos por uma camada de moléculas de água solidamente ligadas a eles, o que confere grande estabilidade à solução e resultando no fenômeno da hidratação dos íons.
Apresente as semi-reações da oxidação e redução envolvidas na equação global.
Equação Global : Fe(s) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g)
ou
 Fe(s) + 2H+ (aq) + SO2-4 (aq) Fe 2+ (aq) + SO2-4 (aq) + H2 (g)
 OXIDAÇÃO 
 REDUÇÃO
Reação de Oxidação: Fe0(s) Fe 2+ (aq) + 2e- 
Reação de Redução: 2H+ (aq) + 2e- H02 (g)
Referência Bibliográfica
CARDOSO, K. A. Produção de Sulfato Ferroso a Partir do Resíduo Proveniente da Mineração de Ferro. 2012. 81 f. Dissertação (Mestrado em Engenharia Química)- Universidade Federal de Santa Catarina- UFSC, Florianópolis, 2012. Disponível em: <https://repositorio.ufsc.br/bitstream/handle/123456789/100995/314862.pdf?sequence=1>. Acesso em 23 de maio de 2017.
DIAS, D. L. Nomenclatura de sais hidratados; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/nomenclatura-sais-hidratados.htm>. Acesso em 23 de maio de 2017.
FOGAÇA, J. R. V. Reações de Oxirredução; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm>. Acesso em 23 de maio de 2017.
GOMES, A.S.; CLAVICO, E. Propriedades Físico-Químicas da Água. Rio de Janeiro, 2005. (Apostila do Departamento de Biologia Marinha). Disponível em: <http://www.uff.br/ecosed/PropriedadesH2O.pdf>. Acesso em 23 de maio de 2017.
LEE, J. D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. São Paulo: Edgard Blücher, 1999. 527p.
NOGUEIRA, R. F. P. TROVÓ, A. G. SILVA, M. R. A. da. et al. Fundamentos e aplicações ambientais dos processos fenton e foto-fenton. Química Nova, São Paulo, vol.30, n.2, Mar./Abr. 2007. Disponível em: <http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422007000200030>. Acesso em 23 de maio de 2017.
SOUZA, L. A. de. Tipos de Sais, Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/tipos-sais.htm>. Acesso em 23 de maio de 2017.