CARACTERIZAÇÃO QUÍMICA DA PALHA DE AÇO

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TÍTULO: CARACTERIZAÇÃO QUÍMICA DA PALHA DE AÇO E UTILIZAÇÃO DA MESMA NA
ELABORAÇÃO DE EXPERIMENTOS DIDÁTICOS E PRODUÇÃO DE SULFATO DE FERRO II (FESO4 )
TÍTULO: 
CATEGORIA: CONCLUÍDOCATEGORIA: 
ÁREA: CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRAÁREA: 
SUBÁREA: QUÍMICASUBÁREA: 
INSTITUIÇÃO: UNIVERSIDADE ANHANGUERA DE SÃO PAULOINSTITUIÇÃO: 
AUTOR(ES): LÍVIA MARIA DE CASTRO DUARTEAUTOR(ES): 
ORIENTADOR(ES): SIMONE GARCIA DE ÁVILAORIENTADOR(ES): 
1 
 
 
RESUMO 
 
A palha de aço é um material não-reciclável que é descartado após o uso sem ser empregado 
a nenhum outro fim senão o da decomposição nos aterros sanitários. Ao utilizarmos esse material 
como objeto de pesquisa estamos contribuindo com o meio ambiente atribuindo-lhe um destino 
diferente do acúmulo nos lixões e contribuindo para o aprendizado nas Instituições de Ensino 
públicas ou privadas em custo acessível. Diante desta problemática, o presente trabalho teve por 
objetivo a caracterização química da palha de aço, visando a utilização da mesma em experimentos 
didáticos utilizados no ensino superior de Química, além da obtenção de novas substâncias a partir 
deste resíduo. O uso desse material servirá também para a produção de substâncias que podem ser 
empregadas na indústria farmacêutica, em medicamentos de combate a anemia, por exemplo, sendo 
esse o objetivo principal desse projeto. 
Palavras-Chave: palha de aço, material não-reciclável, medicamento para anemia. 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Este projeto teve início em 04 de Agosto de 2014 e foi desenvolvido através de 
pesquisa teórica dos métodos analíticos que foram empregados no experimento após 
terem sidos formulados em reuniões de grupo entre aluno e orientador do projeto. Após 
as explanações da parte teórica partiu-se para a parte prática do projeto. 
 
2. OBJETIVO 
 
Caracterização química da palha de aço para a obtenção de novas substâncias. 
 
3. METODOLOGIA 
 
3.1. Aferição das vidrarias 
 
Após tomar nota da temperatura ambiente, adicionou-se H2O à bureta, a pipeta e ao balão 
para seguir com a aferição. Foi transferido o volume para um béquer (tarado) e pesou-se a 
massa, anotando o valor. Diminuiu-se a massa do recipiente da massa obtida e aplicou-se o 
cálculo de densidade da água (d = m/v) para achar o volume real da vidraria. 
Os dados obtidos por meio da calibração das vidrarias utilizadas estão descritos abaixo: 
2 
 
 
3.1.1 Bureta (50 ml) 
 
Massa do béquer vazio (600 mL): 186,164 g H2O (20° C) 0,9982071 g/mL 
Medições: (a cada 10 mL) 1ª 195,982 g – 186,164 g = 9,818 g 
2ª 196,128 g – 186,164 g = 9,964 g 
3ª 196,195 g – 186,164 g = 10,031 g 
4ª 196,086 g – 186,164 g = 9,922 g 
 5ª 196,061 g – 186,164 g = 9,897 g 
 49,632 g 
d = m/v → 0,9982071 = 49,632 g / v → v = 49,632 g / 0,9982071 → v = 49,721 mL 
 
3.1.2 Pipeta volumétrica (25 ml) 
 
Massa do Erlenmeyer vazio (250 mL): 195,0 g H2O = 20° C = 0,9982071 g/mL 
Medições: 1ª 220,5 g – 195,0 g = 25,5 g 
 2ª 221,0 g – 195,0 g = 25,0 g 25,5 + 25,0 + 25,0 ÷ 3 = 25,16 g 
 3ª 221,0 g – 195,0 g = 25,0 g 
d = m/v → 0,9982071 = 25,16 g / v → v = 25,16 g / 0,9982071 → v = 25,20 mL 
 
3.1.3 Balão volumétrico (500 mL) 
 
Massa do balão vazio (500 mL): 139,0 g H2O = 20° C = 0,9982071 g/mL 
 Medições: 1ª 636,0 g – 139,0 g = 497,0 g 
 2ª 636,5 g – 139,0 g = 497,5 g 497,0 + 497,5 + 497,5 ÷ 3 = 497,33 g 
 3ª 636,5 g – 139,0 g = 497,5 g 
d = m/v 0,9982071 = 497,33 g / v v = 497,33 g / 0,9982071 v = 498,22 mL 
 
3.2. Preparo do H2SO4 A 2,0 mol/L 
 
Pipetou-se 54,35 mL da solução de H2SO4 concentrado e transferiu-se para um béquer de 
250 mL já com ≈ 150 mL de água. Transferiu-se o volume contido no béquer para um balão 
de 500 mL e avolumou-se para o volume do recipiente. Após a homogeneização da solução, 
transferiu-se o volume do balão para um frasco de vidro âmbar identificando a molaridade e 
data de preparo. O cálculo do valor (mL) do ácido concentrado para preparo da solução foi: 
3 
 
 
Teor: 98% densidade: 1,840 g/mL Peso molar: 98,1 g/mol 
 
2,0 mol → 1000 mL 1,0 mol = 98 g H2SO4 → 1000 g da solução conc. 
X → 500 mL 
 
1,84 g solução → 1,0 mL 
100 g → X = 54,35 mL 
 
3.3. Preparo do KMnO4 a 0,02 mol/L 
 
Pesou-se cerca de 1,6 g de KMnO4 pa. em balança não analítica em um pequeno béquer. 
Transferiu-se para um erlenmeyer de 1000 mL com cerca de 500 mL de água e após a 
dissolução a solução foi aquecida a 70° C por duas horas. Após resfriamento, guardou-se a 
solução em frasco de vidro âmbar. Filtrou-se no dia seguinte em funil de placa porosa de 
vidro sintetizado com lã de vidro. O frasco escuro foi ambientado com a solução e após 
descarte dessa quantidade usada a solução foi transferida para o recipiente ambientado para a 
reserva da mesma. O cálculo utilizado para preparo da solução foi: 
 
1000 mL → 0,02 mol 
500 mL → X = 0,01 mol 
 
1,0 mol → 158 g (KMnO4) 
0,01 mol → X = 1,6 g de KMnO4 
 
3.4. Padronização da solução de KMnO4 a 0,02mol/L 
 
Procedeu-se a padronização da solução de KMnO4 com o Na2C2O4, já previamente 
dessecado em estufa a 110° C até peso constante. Pesou-se em balança analítica uma porção 
de cerca de 0,2 g de Na2C2O4 diretamente em Erlenmeyer de 250 mL e essa quantidade foi 
dissolvida em cerca de 70 mL de água destilada. Juntou-se 30 mL de H2SO4 1:5 (v/v) e 
aqueceu-se a mistura a 70 - 75° C. Usando um fundo branco, a solução de KMnO4 foi 
titulada. Manteve-se a temperatura entre 60 – 75° C durante toda a titulação. O ponto final 
dessa titulação foi indicado pelo aparecimento de coloração levemente rósea, persistente por 
30 segundos. 
4 
 
 
Após a padronização, identificou-se o frasco com a molaridade e a data de preparo da 
solução. 
 Reações envolvidas: 
+7 -8 +6 -8 +2 -2 
MnO4
-
(aq) + 5 C2O
2-
4(aq) + 8 H
+
(aq) → Mn2+(aq) + 4 H2O(l) + 10 CO2(g) 
+7 -2 +3 -2 +1 +2 +4 -4 +4 -2 
 Reduziu 5 ē = Agente oxidante 
Oxidou 1 ē = Agente redutor 
 
 Cálculo da massa de Na2C2O4 para preparo da solução padrão: 
 
Supondo um gasto de 25 mL de KMnO4 pode-se achar a quantidade de mols de 
Na2C2O4 necessária para reagir com esse volume, 
 
1000 mL → 0,02 mol 
25 mL → X = 5,0 x 10-4 mols KMnO4 
 
Pela equação de reação de oxirredução, seguindo o método de íon-elétron, sabemos 
que a reação é de 1:5, ou seja, para cada 1 mol de KMnO4 reagem 5 mols de Na2C2O4, então: 
 
1,0 mol KMnO4 → 5,0 mols de Na2C2O4 
5,0 x 10-4 mols → X = 2,5 x 10-3 mols de Na2C2O4 
 
1,0 mol de Na2C2O4 → 134 g 
2,5 x 10-3 → X = 0,335 g de Na2C2O4 
 
 Análise titrimétrica de oxirredução do KMnO4: 
 
Este método envolve o uso de agentes oxidantes para a titulação de agentes redutores, e 
vice-versa, e tem como restrição básica a necessidade de grande diferença entre os potenciais 
de oxidação e redução de modo a ter-se mais nítidos resultados, sendo estes detectados por meio 
de indicadores químicos ou de vários métodos eletrométricos (indicadores físicos). Para se obter 
a concentração da solução preparada de KMnO4 foram realizadas três análises e calculada a 
média dos resultados. 
5 
 
 
 1ª) 0,315 g de Na2C2O4 
≈ 12 mL de H2SO4 para um gasto de 28,34* mL de KMnO4 
 ≈ 100 mL de H2O 
 
 1 mol de Na2C2O4 → 134 g
X → 0,315 g = 2,35 x 10-3 mols Na2C2O4 
 
 1mol de KMnO4 → 5 mols de Na2C2O4 
 X → 2,35 x 10-3 mols = 4,70 x 10-4 mols de KMnO4 
 
 [KMnO4] = mols [KMnO4] = 4,70 x 10
-4 [KMnO4] = 0,016607 mol/L 
 vol (L) 2,83 x 10-2 
 
 2ª) 0,349 g de Na2C2O4 
≈ 12 mL de H2SO4 para um gasto de 28,84* mL de KMnO4 
 ≈ 100 mL de H2O 
 
 1 mol de Na2C2O4 → 134 g 
 X → 0,349 g = 2,60 x 10-3 mols Na2C2O4 
 
 1mol de KMnO4 → 5 mols de Na2C2O4 
 X → 2,60 x 10-3 mols = 5,21 x 10-4 mols de KMnO4 
 
 [KMnO4] = mols [KMnO4] = 5,21 x 10
-4 [KMnO4] = 0,018090 mol/L 
 vol (L) 2,88 x 10-2 
 
 3ª) 0,326 g de Na2C2O4 
≈ 12 mL de H2SO4 para um gasto de 27,54* mL de KMnO4 
 ≈ 100 mL de H2O 
 
 1 mol de Na2C2O4 → 134 g 
 X → 0,326 g = 2,43 x 10-3 mols Na2C2O4 
 
 
6 
 
 
 1mol de KMnO4 → 5 mols de Na2C2O4 
 X → 2,43 x 10-3 mols = 4,87 x 10-4 mols de KMnO4 
 
 [KMnO4] = mols [KMnO4] = 4,87 x 10
-4 
 vol (L) 2,75 x 10-2 
 
 [KMnO4] = 0,017709 mol/L 
 
Média da [KMnO4] = 0,017468 mol/L 
*volume real aferido na bureta, conforme cálculo: 50 mL → 49,721 mL 
 Vol. gasto → X 
 
3.5. Preparo da solução de FeSO4 para obtenção do cristal 
 
Pesou-se 3,00 g de palha de aço em um erlenmeyer e acrescentou-se 50 mL de H2SO4 
2,0 mols/L. A mistura foi aquecida no bico de Bunsen até a diluição total da palha de aço. 
Resfriou-se a solução e filtrou-se em papel filtro qualitativo faixa preta. Após a filtração, foi 
adicionado à solução filtrada 50 mL de etanol para favorecer a precipitação do cristal. O 
recipiente com a solução foi reservado por 24 hs em uma cuba com gelo para acelerar o processo 
de precipitação. Após esse período, filtrou-se o sólido obtido. 
 
3.6.Análise do Fe2+ 
 
Pesou-se ≈ 0,57 g de palha de aço em um béquer e acrescentou-se 50 mL de H2SO4 2,0 
mol/L. Aqueceu-se essa mistura no bico de Bunsen até a dissolução total da palha de aço. Após 
o resfriamento da solução, filtrou-se diretamente em um balão volumétrico de 100 mL e 
completou-se com H2O destilada até a marca do balão, homogeneizando a solução. Retirou-se 
a alíquota de 25 mL desta solução contendo íons Fe2+ e transferiu-se para um erlenmeyer de 
250 mL onde foi adicionado 5 mL de H2SO4 1:5 e ≈ 6 mL de H3PO4 para complexar o íon Fe3+ 
que aparece na reação de oxirredução e que apresenta coloração amarelada dificultando a 
visualização do ponto de viragem da reação. Com os dados obtidos calculou-se a concentração 
de Fe2+ em g/mL expresso em molaridade. Considerando o Fe como constituinte principal da 
palha de aço, temos a seguinte reação no processo de dissolução: 
Fe (s) + 2 H
+ (aq) + SO4
2- 
(aq) → Fe2+ (aq) + SO42- (aq) + H2 (g) 
7 
 
 
4. RESULTADOS 
 
A padronização de uma substância é necessária para se determinar qualitativamente a 
presença de alguma substância, até então desconhecida, e a concentração real dessa substância 
na amostra a ser titulada. 
No caso da padronização do KMnO4, utiliza-se comumente o sal Na2C2O4, em meio 
ácido concentrado por ser um agente redutor do MnO4
- e um padrão primário, ou seja, pouco 
higroscópico, não reativo com o ambiente e alterações de temperatura. 
A reação que ocorre nesse procedimento é demonstrada na equação abaixo: 
MnO4
- (aq) + 8 H
+ (aq) + 5 C2O4
2- (aq) → Mn2+ (aq) + 10 CO2 (g) + 4 H2O (l) 
A solução de H2SO4 à 2,0 mols/L foi utilizada na dissolução da palha de aço pesada (Fig. 
1). Essa dissolução foi realizada em duas vezes: para o preparo de solução de FeSO4 para a 
titulação de determinação do teor de íons Fe2+ (Fig. 3 a e b) presente na solução e para a 
obtenção do cristal de FeSO4 (Fig. 4 a e b). Durante a dissolução da amostra foi observado o 
desprendimento de gás (Fig. 2), sendo decorrente da produção de gás hidrogênio (H2(g)). 
Entretanto, foi observado também a liberação de um gás com odor irritante, característico do 
acetileno, decorrente da reação do carvão residual existente no aço com o gás hidrogênio 
formado, conforme equação abaixo. 
2 C(s) + H2 (g) → C2H2 (g) 
Na análise do Fe2+, descobriu-se a quantidade de FeSO4 que se pode obter pela porcentagem 
do íon presente em solução e posteriormente a sua massa, determinando a quantidade de FeSO4 
gerada. Essa quantidade, dependendo da proporção em que for aumentada, poderá ser utilizada em 
larga escala tanto na produção de medicamentos à base de FeSO4 tanto quanto em formulação de 
tintas. 
 
(Fig. 1 - Pesagem da amostra de palha de aço (Fig. 2 - Dissolução da amostra em H2SO4 
para dissolução em H2SO4 2,0 mol/L) 2,0 mol/L, desprendimento de H2(g)) 
8 
 
 
 
(Fig. 3 a - Filtração da solução de FeSO4.) (Fig. 3 b - Solução filtrada de FeSO4 para análise do Fe2+) 
 
(Fig. 4 a - Precipitação dos cristais pela ação do gelo.) (Fig. 4 b - Cristais de FeSO4.) 
 
 Cálculo da quantidade de massa necessária para reagir com determinado 
volume de KMnO4: 
 
Sabendo que a [KMnO4] é igual a 0,017 mol/L e supondo um gasto de 30 
mL dessa solução para a reação com o íon Fe2+, 
 
1000 mL → 0,017 mol 
 30,0 mL → X = 0,00051 mols de KMnO4 
 
Como a reação é de 1:5, ou seja, para cada 1 mol de KMnO4 reagem 5 
mols de Fe, conforme a equação abaixo 
 
 
 
9 
 
 
+7 -8 
MnO4
-
(aq) + 5 Fe
2+
(aq) + 8 H
+
(aq) → Mn2+(aq) + 5 Fe3+(aq) + 4 H2O(l) 
 +7 -2 2+ +2 3+ +4 -4 
 Reduziu 5 ē = Agente oxidante 
Oxidou 1 ē = Agente redutor 
 
1,0 mol de KMnO4 → 5,0 mols de Fe 
 0,00051 mols → X = 0,00255 mols de Fe 
 
1,0 mol de Fe → 56 g 
0,00255 mols → X = 0,1428 g de Fe na alíquota de 25 mL 
 
25 mL → 0,1428 g de Fe 
100 mL → X = 0,5712 g de Fe no balão de 100 mL 
 
 Cálculo do teor de Fe presente na amostra: 
 
 25 mL de FeSO4 
 ≈ 2 mL de H2SO4 conc. Volume gasto de KMnO4 = 21,18* mL 
 ≈ 6 mL de H3PO4 conc. 
 
1000 mL → 0,017468 mol de KMnO4 
21,18 mL → X = 3,70 x 10-4 mols de KMnO4 
 
1,0 mol de KMnO4 → 5,0 mols de Fe 
 3,70 x 10-4 mols → X = 1,85 x 10-3 mols de Fe 
 
 1,85 x 10-3 mols de Fe → 25 mL 
 X → 100 mL = 7,40 x 10-3 mols de Fe (no balão) 
 
 1,0 mol de Fe → 56 g 
 7,40 x 10-3 mols → X = 0, 414 g de Fe 
 
10 
 
 
 0,5852 g → 100% 
 0,414 g → X = 70,80% de Fe presente na palha de aço 
 
 Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g) 
 
 56 g de Fe → 152 g de FeSO4 
 0,414 g → X = 1,12 g de FeSO4 presente na amostra 
 
5. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
Com as informações obtidas neste relatório é possível admitir que em uma amostra 
de 0,5852 g de palha de aço há uma porcentagem em teor de Fe de 70,80%, que representa 
0,414 g de Fe em massa na amostra. Na obtenção do cristal FeSO4, partindo dos valores 
encontrados através dos cálculos empregados (demonstrados no item anterior), em 3,00 
g de amostra (palha de aço) foi adquirida uma quantidade de 1,12 g dessa substância. Isso 
nos leva a crer que se aumentarmos a quantidade do material utilizado como fonte de 
FeSO4 teremos maior rendimento da substância reduzindo significativamente o acúmulo 
desses materiais nos lixões
e beneficiando em maior quantidade a produção de 
medicamentos para anemia. 
 
6. FONTES CONSULTADAS 
 
 SARDELLA, Antônio; MATEUS, Edegar; Curso de Química: química geral, Ed. 
Ática, São Paulo/SP – 1995; 
 N. Baccan,.J C de Andrade, O E S Godinho,. J. S. Barone; QUÍMICA ANALÍTICA 
QUANTITATIVA ELEMENTAR ; Editora Edgard Blücher Ltda; 
 VOGEL, A. I.; Análise Química Quantitativa; DTC Editora; São Paulo, 1992.