PREPARAÇÃO E PROPRIEDADES DO H2, O2 E H2O2

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química
PREPARAÇÃO E PROPRIEDADES DO H2, O2 E H2O2
Acadêmicos: Daíse Miranda Ávila RA: 94364
 Nathália da Silva Malaco RA: 99330 
Curso: Química Bacharelado
Disciplina: Química Inorgânica Experimental I 
Docente: Eduardo Radovanovic 
Maringá, 15 de setembro de 2017
1. Introdução
1.1 Hidrogênio (H2)
Hidrogênio é um gás incolor inflamável, composto por um núcleo que possui um
próton e apenas um elétron ao seu redor, é o elemento mais leve e mais abundante no
universo, está presente na galáxia, no ar, na água, no sol e em todos os compostos
orgânicos. Pode ser encontrado nos gases expelidos do vulcão e também nos oceanos,
em grandes porções de água. Além de combustíveis fósseis como o carvão, o gás
natural e o petróleo. [1]
A obtenção de hidrogênio pode ser feita de diversas maneiras, como por
exemplo, utilizando hidrocarbonetos, por reações entre metais e ácidos, pela eletrólise
da água, entre outros. [2]
Reforma de hidrocarbonetos:
CH 4( g)+H 2O(g)+calor→CO(g )+3H 2(g)
Reações entre metais e ácidos:
Zn+2HCl→ZnCl2+H 2(g )
Eletrólise da água:
H 2O(l )+2 e−→2OH(aq)
−1 +H2(g )
O hidrogênio tem diversas aplicações, tais como, no processamento de
combustíveis fósseis, na produção de amoníaco que pode ser utilizado como
fertilizante. Empregado também na hidrogenação, um método utilizado para transformar
óleos vegetais em gorduras sólidas para a fabricação da margarina, na produção de
metanol, para inflar balões, dentre outros. [3]
1.2 Oxigênio (O2):
O Oxigênio é um elemento químico que pertence a família dos calcogênios da
tabela periódica. Sabe-se da importância vital desse elemento, já que ele forma o gás
oxigênio (gás presente no ar atmosférico que é fundamental para a sobrevivência de
diversos seres). O oxigênio natural é um gás incolor e inodoro, que se liquefaz a -183 º
C, sendo o quinto material mais abundante na terra e pouco solúvel em água.
A produção do oxigênio se dá de várias formas, pela fotossíntese, podendo ser
produzido também industrialmente ou em laboratório. Em laboratórios pode ser obtido
pela decomposição térmica do permanganato de potássio e de oxiácidos, e de outras
maneiras.
Fotossíntese:
CO2 (g)→plantas , vegetais→O2 (g)+energia
Decomposição térmica do permanganato de potássio: (T.F do KMnO4: 240 º C)
2KMnO 4(s)→aquecimento→K 2MnO4 (s)+MnO2(s )+O2(g)
Decomposição térmica de oxiácidos:
2NaClO3(s )→aquecimento→2NaCl(s )+3O2 (g)
A produção industrial de oxigênio é feita por meio de um processo de destilação
que retira o ar da atmosfera, que é então filtrado, comprimido e resfriado. Por meio
destes processos são extraídos os teores de água, gases indesejados e impurezas. O
ar purificado passa então por uma coluna onde são separados oxigênio, nitrogênio e
argônio, no estado líquido. [4]
A maior utilização comercial do gás oxigênio é na indústria do aço, sendo
utilizado também na fabricação de produtos químicos, incluindo o ácido nítrico e o
peróxido de hidrogênio. É também usado para fazer o óxido de etileno, empregado no
tratamento de esgoto, branqueamento do papel, e diversas outras aplicações. [5]
1.3 Peróxido de hidrogênio (H2O2)
O composto peróxido de hidrogênio é conhecido popularmente como “água
oxigenada”, solução aquosa cuja fórmula é [H2O2 (aq)], e se classificam conforme a
concentração. Nos rótulos, comercializados geralmente em farmácias, aparece a
indicação do tipo: 10 volumes, 20 volumes, ..... Sendo que, quanto maior o volume
mais concentrada será a solução. [6]
O peróxido de hidrogênio pode ser obtido através da reação de um peróxido com
ácido, industrialmente, entre outras formas. [7]
Reação de peróxido com ácido:
BaO2+H 2SO4→BaSO4+H 2O2
Industrialmente a produção do peróxido de hidrogênio, atualmente, se dá, quase
que exclusivamente, segundo o processo de auto-oxidação por antraquinona. Nesse
processo, o H2O2 é produzido a partir de hidrogênio e do oxigênio atmosférico e um
derivado da antraquinona, que é circulado, atua como agente de reação. Em seguida, o
peróxido de hidrogênio cru é purificado e concentrado. Após a adequada estabilização,
o produto é comercializado como solução aquosa.
O uso deste composto é bastante amplo, como, conservante em indústrias
alimentícias, bactericida e fungicida de sementes na agricultura, para restaurar pinturas
a óleo, na restauração de cores brancas escurecidas pela ação de alguns poluentes
atmosféricos, na produção de epóxidos (colas), síntese de fármacos e numerosos
outros usos. [6]
2. Objetivos 
O experimento consiste em analisar a preparação do hidrogênio, sua combustão
e sua atividade; preparar o gás oxigênio através de reações de decomposição e
observar as suas propriedades oxidantes; preparar o peróxido de hidrogênio e testar as
suas propriedades oxidantes e redutoras.
3. Materiais e métodos 
3.1 Preparação e queima do H2:
Primeiramente montou-se um aparelho tipo Kipp, como mostra a figura 1. Dentro
do tubo colocou-se um chumaço de lã de vidro e ajeitou-o no fundo e em seguida
colocou-se a quantidade de uma espátula de zinco em pó no mesmo e tampou-o com
uma rolha de borracha contendo um pequeno tubo. Em seguida, adicionou-se ácido
sulfúrico 1:6 no erlenmeyer o suficiente para que ao introduzir o tubo, seu fundo
mergulhasse na solução ácida. Aguardou uns 5 minutos até o início da reação e então,
sem a rolha, acendeu um palito de fósforo na entrada do tubo e observou-se o que
aconteceu. As reações que ocorreram no tubo de ensaio foram escritas.
Figura 1: aparelho tipo Kipp
3.2 Atividade do H2
Em um tubo de ensaio colocou-se 10 mL de H2SO4 1:6 e logo em seguida uma
gota de KMnO4 (0,1 mol/L), agitou e dividiu-se a mistura em duas partes. Em um dos
tubos adicionou-se uma pequena quantidade de zinco em pó. No outro tubo, usando
uma mangueira de borracha e o aparelho usado no procedimento anterior fez-se passar
uma corrente de H2. Anotou-se as reações ocorridas no tubo 1 e no tubo 2.
3.3 Preparação do O2:
Colocou-se em um tubo de ensaio a quantidade de uma espátula de KMnO4 e
aqueceu-o no bico de Bunsen. Fez-se brasa com o auxílio de um fósforo e em seguida
aproximou-o da extremidade do tubo para tentar acender o fogo novamente. Escreveu-
se as reações de decomposição do permanganato de potássio.
3.4 Propriedades oxidantes do O2:
Em um tubo de ensaio, misturou-se 4 mL de uma solução de NaOH (1,0 mol/L)
com 4 mL de uma solução de MnCl2 (0,25 mol/L) e observou-se o que ocorreu.
Montou-se um aparato como o da figura 2 e dentro do kitassato colocou-se uma
espátula cheia de KMnO4. No funil de separação adicionou-se uma solução de
peróxido de hidrogênio (10 mL de H2O2 a 30% diluído em 100 mL de água). Com uma
mangueira de borracha e um tubo de vidro de conta gotas, fez-se a conexão adequada
para passar oxigênio (borbulhar) na solução preparada no tubo de ensaio. Abriu-se a
torneira do funil de separação gotejando lentamente a solução de peróxido sobre o
KMnO4. Observou-se o que ocorreu e as reações envolvidas foram anotadas.
Figura 2: Esquema para produção de O2
3.5 Preparação do H2O2:
Em um béquer adicionou-se 30 mL de H2SO4 (1,0 mol/L) e resfriou-o utilizando
um banho de gelo. Em um pedaço de papel alumínio, pesou-se 2,49 g de peróxido de
bário (BaO2) e com a solução de ácido já fria adicionou-se lentamente o peróxido de
bário sob agitação constante. Deixou-se a mistura em repouso por 30 minutos, sendo
está submetida a agitação no intervalo de 5 minutos, em seguida filtrou-a, com auxíliode papel filtro e reservou-se o líquido para o procedimento posterior.
3.6 Teste para detectar H2O2:
Em um tubo de ensaio, misturou-se 2 mL da solução obtida no item anterior, com
2 mL de H2SO4 (1,0 mol/L). O mesmo experimento foi repetido utilizando peróxido de
hidrogênio comercial. Adicionou-se ao tubo de ensaio uma camada de 0,5 cm de altura
de éter etílico (CH3CH2OCH2CH3) e posteriormente adicionou-se 9 gotas de dicromato
de potássio (K2Cr2O7) (0,05 mol/L), e a cada 3 gotas anotou-se a coloração do
dicromato na solução. Em seguida, agitou-se o tubo e anotou-se a cor da fase orgânica
e da fase aquosa.
3.7 Propriedades oxidantes do H2O2:
Misturou-se em um tubo de ensaio 1,0 mL de solução de iodeto de potássio (0,05
mol/L) com 1,0 mL de solução de H2SO4 (1,0 mol/L). Adicionou-se 2 mL de H2O2 (30%) e
observou-se o que aconteceu, escrevendo também as reações.
3.8 Propriedades redutoras do H2O2:
Em um tubo de ensaio misturou-se 3,0 mL de uma solução de KMnO4 (0,05
mol/L) com 2 mL de uma solução de H2SO4 (1,0 mol/L). Adicionou-se em seguida 2 mL
de H2O2 (30%) e introduziu-se um fósforo em brasa no tubo, porém, não o mergulhando
na solução. Anotou-se o que ocorreu.
4. Resultados e discussões 
4.1 Hidrogênio 
Durante a preparação do hidrogênio, quando o tudo contendo o chumaço de lã
de vidro e zinco em pó foi colocado em contato com o ácido sulfúrico, a interação entre
os dois não foi extremamente eficiente. Houve uma efervescência, o que garantia a
presença do gás hidrogênio, mas a produção do mesmo não foi suficiente para que
houvesse sua queima. Este procedimento foi realizado em triplicata, mas durante as
três vezes, apenas em um foi possível observar uma pequena chama. As reações que
ocorreram foram:
Produção do H2:
Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2(g) 
Nesta reação, o zinco, que está no seu estado sólido, tendo o nox 0, oxidou para
+2. E o hidrogênio, com nox +2 reduziu para nox 0. Mas como dito anteriormente, essa
interação não foi efetiva.
Queima do H2: 
2H2 + O2 2H2O 
Para testar a atividade do gás hidrogênio, como a produção do mesmo não foi
extremamente eficiente, ou seja, não havia H2 suficiente para criar um fluxo de bolhas
em um dos tubos contendo o ácido sulfúrico e permanganato de potássio, então, não
houve reação. Se a mesma tivesse acontecido, o Mn deveria ser reduzido e descolorir e
o H oxidar, como mostra a reação abaixo: 
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O (3)
Já no outro tubo, também contendo ácido sulfúrico e permanganato de potássio, 
foi adicionado uma certa quantidade de zinco em pó, que assim que entrou em contato 
com o ácido, apresentou efervescência e após um tempo, dentro do tubo, notou-se que 
o permanganato de potássio foi consumido, determinando que a reação havia 
terminado. No entanto, ainda havia excesso de Zn e ácido na solução, onde o zinco 
estava oxidando e o ácido reduzindo, de acordo com a reação abaixo:
2KMnO4 + 8H2SO4 + 5Zn K2SO4 + 2MnSO4 + ZnSO4 + 8H2O (4)
4.2 Oxigênio 
Na preparação do gás oxigênio, um pedaço de fósforo em brasa foi colocado
diante ao tudo, onde a reação abaixo estava acontecendo. Quando o permanganato de
(1)
(2)
potássio sólido foi aquecido, o fósforo em brasa começou a acender novamente, com
uma chama mais luminosa. Isso indicou a formação de O2.
Produção de O2 devido a decomposição térmica do KMnO4:
2KMnO4 ∆ K2O + 2MnO2 + 3/2O2 
Para testar as propriedades oxidantes do gás oxigênio, durante a primeira parte,
depois de adicionar uma solução de NaOH 1,0mol/L com uma solução de MnCl2
0,25mol/L, ocorreu uma reação de dupla troca, formando um precipitado gelatinoso
amarelo esbranquiçado (Mn2+) assim que as soluções entraram em contato. A reação 6
demonstra esse processo. 
MnCl2 + 2NaOH Mn(OH)2 + 2NaCl
Após isso, foi montado o sistema da figura 2, e quando a solução do funil de
separação entrou em contato com o permanganato de potássio dentro do kitassato, o
mesmo começou a borbulhar, assim como a precipitado dentro tubo citado acima. Com
o passar do tempo, tanto dentro do kitassato quanto dentro do tubo. Dessa forma,
houve a produção de oxigênio (reação 7) e também a reação desse oxigênio com o
produto da reação 6 (reação 8).
2H2O2 KMnO4 2H2O + O2 
Neste caso, a decomposição do peróxido é catalisada pelo permanganato de
potássio.
4Mn(OH)2 + 2O2 4MnO2 + 4H2O
Na reação 8, o manganês está oxidando, indo de +2 para +3 e, o oxigênio está
reduzindo indo de 0 para -4.
4.3 Peróxido de hidrogênio 
Para a preparação do peróxido de hidrogênio foi utilizado ácido sulfúrico 1 : 6 e
peróxido de bário. Após meia hora, obteve-se o peróxido de hidrogênio e um precipitado
de coloração bege e meio gelatinoso, representado pela reação 9.
BaO2 + H2SO4 H2O2 + BaSO4 
(5)
(6)
(7)
(8)
(9)
Para detectar a presença de H2O2, foi utilizado o peróxido comercial
(correspondente a 30 volumes) e o peróxido produzido durante o experimento.
Conforme o dicromato de potássio (laranja) era adicionado, tanto ao tubo contendo o
peróxido comercial quanto ao experimental, a solução foi ficando azul clara na fase
aquosa e azul escura na fase orgânica. Depois de um certo tempo, a fase orgânica
diminuiu, aumentando a quantidade da fase aquosa. A cor azul escura da fase orgânica
é dada pelo peróxido de Cr(VI) que não se estabiliza em meio aquoso na presença de
H2O2, mas se estabiliza em meio orgânico pela formação de um aduto, que seria o
produto de uma adição direta de duas ou mais moléculas distintas. Esses produtos são
dados pelas reações 10 e 11.
K2Cr2O7 + 4H2O2 + H2SO4 2CrO(O2)2 + K2SO4 + 5H2O
K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4 + O2
Para testar as propriedades oxidantes do peróxido de hidrogênio, depois de
adicionar as soluções de iodeto de potássio e ácido sulfúrico, quando o H2O2 comercial
foi misturado, notou-se a formação de um precipitado que, a princípio era vinho, mas
com o passar do tempo, ficou marrom escuro leitoso dentro do tubo de ensaio. Isso
aconteceu por conta do excesso de KI adicionado. Esses processos estão descritos
pelas reações 12 e 13.
Formação do I2:
2KI + H2O2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + 2H2O 
Formação do complexo marrom escuro (KI3):
I2 + KI KI3
Por fim, quando testadas as propriedades redutoras do peróxido, foi visto que
houve a formação do gás oxigênio, porém, quando colocado o palito de madeira em
brasa em frente ao tudo, o mesmo não voltou a ascender. Caso isso tivesse acontecido,
seria representado pela equação 14. 
2KMnO4 + 3H2SO4 + H2O2 2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O + 3O2
(10)
(11)
(12)
(13)
(14)
5. Conclusão
Após finalizar o experimento, quase todas as etapas foram concluídas com êxito
e geraram os resultados que eram esperados de acordo com a teoria. Apenas a etapa
de preparação do hidrogênio não foi eficaz pois a interação entre o zinco utilizado e o
ácido não foi eficiente, não gerando gás suficiente. E também, ao testar as
propriedades redutoras do peróxido de hidrogênio, não foi gerado a quantidade de
oxigênio desejada. Porém, no geral, o experimento foi concluído com sucesso. 
6. Referências 
[1] Elementos químicos, disponível em <http://elementos-
quimicos.info/elementos-quimicos/hidrogenio.html>, acessado em 11/09/2017
[2] UFPR – Química, Hidrogênio, disponível em
<http://www.quimica.ufpr.br/fsnunes/cq133/Hidrogenio.pdf>, acessado em
11/09/2017
[3] Blogspot – Hidrogênio, disponível em
<http://hidrogenioo.blogspot.com.br/2009/09/aplicacoes.html>,acessado em
11/09/2017
[4] UOL – Educação, Oxigênio: propriedades e usos, disponível em
<https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/oxigenio-propriedades-e-
usos.htm>, acessado em 11/09/2017
[5] Portal São Feancisco – Química, oxigênio, disponível em
<http://www.portalsaofrancisco.com.br/quimica/oxigenio>, acessado em 11/09/2017
[6] UOL, Brasil escola – Peróxido de hidrogênio, disponível em
<http://brasilescola.uol.com.br/quimica/peroxido-de-hidrogenio.htm>, acessado em
11/09/2017
[7] Enovik – Informações gerais, disponível em
<http://h2o2.evonik.com/product/h2o2/pt/about/general/pages/default.aspx>,
acessado em 11/09/2017