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UFRRJ – Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
ICE – Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
IC397 – Química Inorgânica I
Prof.: Geovan da Silva Souza
Ana Gabriele Santos Albuquerque 200602003-8
André Luiz Torres Rosas 200602004-6
 Átila Santana da Silva 200602005-4
Luis Augusto Avellar Martins 200602023-2 
GRUPO 6 e 7 ( ou VI-B e VII-B )
1- Introdução
 O crômio/cromo, do grego χρώμα, que significa cor, é um elemento químico de símbolo Cr, número atômico 24 ( 24 prótons e 24 elétrons ) e massa atômica 52 u e encontra-se no grupo 6 (6B) da Classificação Periódica dos Elementos. É sólido em temperatura ambiente.
Em princípio, se considera o crômio (em seu estado de oxidação +3) um elemento químico essencial, ainda que não se conheça com exatidão suas funções. Parece participar no metabolismo dos lipídios, e no dos hidratos de carbono, assim como em outras funções.
 Alguns de seus complexos parecem participar na potencialização da ação da insulina, sendo por isso, denominado de "fator de tolerância à glicose" devido a esta relação com a ação da insulina. A ausência de crômio provoca uma intolerância à glicose, e como conseqüência o aparecimento de diversos distúrbios.
Sua carência nos humanos pode causar: ansiedade, fadiga e problemas de crescimento e o seu excesso (em nível de nutriente) pode causar: dermatites, úlcera, problemas renais e de fígado.
 O manganês é um elemento químico, símbolo Mn, número atômico 25 (25 prótons e 25 elétrons) e massa atômica 55 u. Situa-se no grupo 7 (7B) da classificação periódica dos elementos.É sólido em temperatura ambiente.
Seus estados de oxidação mais comuns são +2, +3, +4, +6 e +7, ainda que encontrados desde +1 a +7. Os compostos que apresentam manganês com estado de oxidação +7 são agentes oxidantes muito enérgicos. Nos sistemas biológicos, o cátion Mn+2 compete frequentemente com o Mg+2. É usado em liga com o ferro nos aços e em outras ligas metálicas.
 O manganês é um oligoelemento. É um elemento químico essencial para todas as formas de vida, nas quais tem funções tanto estruturais quanto enzimáticas. Em humanos, o manganês é absorvido no intestino delgado, acabando a maior parte no fígado, de onde se dirige para as diferentes partes do organismo.Sua carência nos humanos pode causar: perda de peso, fragilidade óssea, dermatite, degeneração do ovário ou testículos e náuseas.O seu excesso (em nível de nutriente) ocasiona anorexia, alucinações, dificuldade de memorização, insônia e dores musculares.
II) Informações Gerais
	Elemento
	Z
	M.M.(g/mol)
	Densidade(g/cm3)
	P.F.(ºC)
	P.E.(ºC)
	E.I(kJ/mol)
	Afinidade eletrônica(kJ/mol)
	Eletronegatividade
	E.O.
	R.A.(pm)
	Símbolo
	Cromo
	24
	52,00
	7,19
	1860
	2600
	653,1592,2987
	+64
	1,7
	+2,+3
	125
	Cr
	ManganÊs
	25
	54,94
	7,47
	1250
	2120
	717,1509
	<0
	1,6
	+2,+3,+4,+7
	137
	Mn
BLOCO D - Elementos de transição
            1- Introdução
            O preenchimento dos níveis eletrônicos 3d, 4d e 5d formam tr6es séries de elementos que, em conjunto, constituem os elementos do bloco d, que são organizados em grupos numerados de I a VIII B. São conhecidos como elementos de transição porque suas propriedades são geralmente intermediárias entre os elementos metálicos dos blocos s e os elementos não metálicos dos blocos p. Nos blocos s e p os elétrons vão sendo adicionados ao nível eletrônico mais externo do átomo. Já no bloco d, os elétrons vão sendo adicionados ao penúltimo nível, expandindo-se de 8 até 18 elétrons.
            Uma característica marcante dos elementos do bloco d é apresentar um subnível d apenas parcialmente preenchido, com exceção do Pd, Cu, Ag, Au, Zn, Cd e Hg, que apresentam um subnível d completo com 10 elétrons. Isso, no entanto, confere aos compostos destes elementos diferenças em relação aos outros.
            2- Estados de oxidação e caráter metálico
            Um aspecto muito importante dos metais de transição é existência de diversos estados de oxidação dos elementos. Isso porque ocorre a promoção de elétrons de subníveis s ou p para um subnível d. Nos elementos do bloco d, o penúltimo nível eletrônico se expande. Assim, eles apresentam muitas propriedades físicas e químicas comuns. Por exemplo, todos os elementos de transição são metais. Portanto, são bons condutores de eletricidade e de calor, apresentam brilho metálico e são duros, fortes e dúcteis. Formam também ligas com outros metais.
            3- Formação de complexos
            Os elementos de transição apresentam uma grande tendência em formar compostos de coordenação com bases de Lewis, isto é, com grupos capazes de doar um par eletrônico. Esses grupos, que chamaremos de ligantes, podem ser moléculas ou íons. Essa capacidade excepcional dos elementos do bloco para formarem complexos está relacionada com o fato de formarem íons pequenos com carga elevada, contendo orbitais vazios de baixa energia, capazes de receber pares de elétrons dos grupos ligantes. 
            4- Tamanho dos átomos e íons
            Os raios covalentes dos elementos de transição decrescem da esquerda para a direita ao longo de uma série, até próximo ao final, quando o raio aumenta ligeiramente. Os átomos dos elementos de transição são menores que os dos grupos I e II do mesmo período horizontal. Em parte isso é devido à adição de elétrons em subníveis d, que são maus protetores do núcleo (efeito do par inerte), e não no nível mais externo. Descendo em um grupo, o tamanho do átomo aumenta, devido à camadas eletrônicas adicionais. Há decréscimo gradual de tamanho dos 14 elementos lantanídicos, do cério ao lutécio, por causa da contração lantanídica. 
            5- Densidade, Ponto de fusão e Ponto de ebulição
            Os volumes atômicos dos elementos de transição são baixos quando comparados com os elementos dos grupos vizinhos (IA e IIA). Isso se deve à fraca proteção da carga nuclear aumentada, que assim atrai mais fortemente todos os elétrons. Além disso, os novos elétrons adicionados ocupam orbitais internos. Em consequência, as densidades dos elementos de transição são elevadas. Praticamente todos têm densidade superior a 5 g/cm3. 
            Os pontos de fusão e ebulição dos elementos de transição geralmente são muito elevados. Normalmente eles fundem a temperaturas superiores a 1000o C. Três exceções dignas de menção são o Zn, o Cd e o Hg (grupo IB), que fundem a, respectivamente, 420o C, 321o C e -38o C (o mercúrio, portanto, é líquido à temperatura ambiente). Isso ocorre porque esses três elementos têm os dois últimos subnívis (d e s) completos, e os elétrons d não participam da ligação metálica; logo, essa ligação é menos eficiente.
            6- Energias de ionização
            A facilidade com que se pode remover um elétrons de um átomo de transição, isto é, sua energia de ionização, é intermediária entre aquelas dos blocos s e p. Os valores para as primeiras energias de ionização variam num amplo intervalo, de 541 kJ/mol para o lantânio até 1007 kJ/mol para o mercúrio. Os elementos de transição podem, portanto, formar ligações iônicas ou covalentes, dependendo das condições. Geralmnete os estados de oxidação mais baixos favorecem a ligação iônica e os mais altos favorecem a covalência. Os elementos da primeira série de transição formam um número maior de compostos iônicos do que os da segunda e terceira séries.
            7- Cor dos compostos
            Diversos compostos iônicos e covalentes dos metais de transição são coloridos, devido à presença de orbitais d para as transições eletrônicas que absorvem radiações na região visível do espectro. Também podem apresentar cor por causa da existência de orbitais parcialmente preenchidos, que permitemtransições eletrônicas, responsáveis pela emissão luminosa. Os compostos dos elementos que apresentam todos os orbitais preenchidos (Zn, Cd e Hg) normalmente não são coloridos.
            8- Outras propriedades
            Muitos dos compostos dos elementos de transição são paramagnéticos, isto é, podem ser atraídos por um campo magnético, pois contêm níveis eletrônicos semipreenchidos. Em particular, Fe, Co e Ni são ferromagnéticos, isto é, são magnetizados por um ímã - os átomos se alinham e apontam todos para uma mesma direção. 
            Vários metais de transição e seus compostos são utilizados em sínteses de outros compostos devido à sua propriedade catalítica, podendo formar compostos intermediários instáveis ou fornecer a superfície de contato adequada para a reação. Os metais de transição estão presentes inclusive em algumas enzimas (proteínas que agem como catalisadores biológicos) do corpo humano.
CROMO ( Cr )
          HISTÓRICO:  O cromo foi descoberto em 1797 pelos químicos Vauquelin e Klaproth, mas só foi obtido puro em 1859, por Friedrich Whöler.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  O cromo é um metal relativamente raro na crosta terrestre (aprox. 0,03%). Não é encontrado no estado livre, ocorrendo geralmente associado ao ferro e ao chumbo. Também substitui frequentemente o alumínio em alguns minerais como o berilo (3 BeO . Al2O3 . 6 SiO2) e o coríndon (Al2O3), geralmente em mínimas quantidades. Entre os minerais de cromo destacam-se:
Cromita: FeO . Cr2O3 
Crocoíta: PbCrO4 
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O cromo é um metal muito duro e bastante resistente à ação de agentes atmosféricos. Seu brilho metálico intenso conserva-se inalterado devido à formação de uma película transparente de óxido. Decorre dessa propriedade a utilização do cromo em galvanoplastia. A cromação é geralmente realizada por via eletrolítica: o objeto a ser cromado funciona como cátodo e o ânodo pode ser uma barra de platina. Se os objetos a serem revestidos forem previamente niquelados, a camada de cromo resultará lisa e brilhante; caso contrário, ela será porosa e de difícil polimento.
          O cromo possui quatro isótopos estáveis, de números de massa 50, 52, 53 e 54. Seus números de oxidação comuns são +2, +3 e +6. O íons crômico Cr3+ é anfótero, e pode originar sais solúveis tanto na presença de ácidos quanto de bases:
1)  Cr3+ + 3 HNO3  Cr(NO3)3 + 3 H2O
2)  Cr3+ + 4 OH-  Cr(OH)3 CrO2- + 2 H2O
          Entre os sais de cromo trivalente destacam-se o cromito de sódio NaCrO2, usado como mordente em tinturaria, para fixação de corantes. No estado de oxidação +6, o cromo é encontrado sob a forma de cromatos e dicromatos. Tratando-se o dicromato com ácido sulfúrico concentrado forma-se o trióxido de cromo:
K2Cr2O7 + H2SO4  Cr2O3 + K2SO4 + H2O
          O trióxido é um sólido vermelho, usado na preparação de compostos orgânicos. Se a reação acima for efetuada fazendo-se passar uma corrente de gás sulfídrico na solução, ocorre a precipitação de enxofre, que turva ligeiramente o sistema:
K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 H2S  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O + 3 S
          UTILIZAÇÃO:  O cromo é usado em galvanoplastia, para revestimento de peças metálicas. O dicromato é muito utilizado como agente oxidante em sínteses orgânicas.
MANGANÊS ( Mn )
          HISTÓRICO:  O manganês foi descoberto em 1774 por Scheele.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  As maiores reservas de manganês encontram-se na ex-URSS, Brasil, África e Índia. O mineral mais importante de manganês é a pirolusita (MnO2), embora também se encontre em outros minerais como:
Trifilita: Li (Fe, Mn)PO4 
Rodonita: Mn3Si3O9 
Rodocrosita: MnCO3 
Biotita: K (Mg, Fe, Mn)3 [(OH, F)2 AlSi3O10 
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O manganês quando puro tem a mesma aparência da prata, e apresenta-se em três formas alotrópicas: À temperatura ambiente, é estável na forma cristalina a, cúbica, que se transforma, a 742o C, na forma b, também cúbica; e a 1100o recristaliza-se na forma g, tetragonal. O metal puro oxida-se superficialmente quando exposto ao ar e quando pulverizado, inflama-se espontaneamente (é pirofórico). O metal pulverizado pode também decompor a água fervente em O2 e H2. 
          Quando fundido em contato com o ar, misturado a carbonatos alcalinos, a cor negra do dióxido de manganês (MnO2), conhecido como pirolusita, desaparece, dando lugar a um verde escuro. Isso se deve à oxidação do dióxido, que forma o íon MnO42-, que é estável em solução alcalina, mas em meio ácido sofre uma mutação, gerando o íon permanganato (MnO4-) segundo a reação:
3 MnO42- + 4 H+  MnO2 + 2 MnO4- + 2 H2O
          Tratando-se o permanganato de potássio com ácido sulfúrico concentrado, forma-se o heptóxido (Mn2O7), uma substância explosiva.
          UTILIZAÇÃO:  O manganês é amplamente usado na preparação de aços especiais, de dureza e tenacidade suficientes para resistir à abrasão e ao martelo. Também é usado em ligas não-ferrosas, como o bronze-manganês. O permanganato de potássio (KMnO4) é muito utilizado tanto em farmácia, como antisséptico dermatológico, quanto como agente oxidante em sínteses orgânicas.
III) Experimental
CROMO
1) Reações envolvendo cromo (III)
a) Preparação e propreidades anfóteras do óxido hidratado
 Foi adicionado a 2 mL de solução de CrCl3 1 M, gota a gota, solução de NaOH 0,5 M até formação de precipitado gelatinoso azul-cinzento. 
2Cr3+ + nHO- ( Cr2O3(H2O)n , pp. Azul cinzento gelatinoso
A adição de NaOH à soluções de Cr3+ não precipita o hidróxido, mas sim o óxido hidratado.
Cr3+(aq) + 3OH-(aq) ( Cr(OH)3(s) ( Cr2O3(H2O)n
 O sólido foi dividido para dois tubos de ensaio. O caráter ácido-base do óxido foi testado usando soluções 1 M de NaOH e HCl. 
1º tubo ( c/ HCl ):
Cr(OH)3(s) + 3 H3O+(aq) ( [Cr(H2O)6]3+ 
A adição de ácido solubilizou o precipitado
2º tubo ( c/ NaOH ):
Cr(OH)3(s) + OH-(aq) ( [Cr(OH)4]-(aq)
A adição de base solubilizou o precipitou.
Óxido hidratado Cr2O3(H2O)n é anfótero, reage com ácidos e bases.
O produto da reação com alcáli foi reservado.
b) Propriedades redox
 Foi adicionado um pequeno pedaço de magnésio lixado a 2 mL de solução de CrCl3 1 M e foi aquecido levemente.
 Houve liberação de gás incolor e inodoro, caracterizado como H2. O Cr+3 forma em soluções ácidas em meio aquoso, devido a hidrólise.
 [Cr(H2O)6]3+ ( [Cr(H2O)5OH]2+ + H+(aq) 
O cátion H+ é reduzido pelo Mg, segundo a reação abaixo.
Mg2+(aq) + 2e- ( Mg(s) E0 = -2,372 V
2H++ 2e- ( H2(g) E0 = 0,000 V
2H++ 2e- ( H2(g) ( Semi-Reação de Redução )
Mgs) ( Mg2+(aq) + 2e- ( Semi-Reação de Oxidação )
Mg(s) + 2H+ ( Mg2+(aq) + H2(g) ( Equação Iônica Essencial ) ddp = +2,372 V
 
Foi adicionado à solução reservada no item 1a, gotas de H2O2.
Cr3+ + H2O2 + HO- ( CrO42- + O2 + 4H2O
Forma solução amarela (CrO42-) em meio alcalino oxidante.
c) Preparação de aquo-amino complexo
 A 1 mL de solução saturada de NH4Cl, foi adicionado 1 mL de solução concentrada de NH4OH. Em seguida, foi adicionada 1 mL de solução de CrCl3 1 M.
CrCl3+ 3NH4OH (( Cr(OH)3 + 3NH4+ + 3Cl-
Cr(OH)3 + 5NH3 + H2O (( [Cr(NH3)5H2O]3+ + 3OH-
Obs.: Este item foi realizado em capela.
2) Reações envolvendo cromo(VI)
a) Equilíbrio cromato-dicromato
 Foram adicionadas gotas de solução 3 M de H2SO4 a 2 mL de K2CrO4, até o aparecimento de uma coloração laranja. 
2CrO42- + 2H+ ( Cr2O72- + H2O
Solução amarela fica laranja em meio ácido
 Em seguida, foi adicionado solução 3 M de NaOH até o retorno da coloração inicial.
Cr2O72- + 2HO- ( 2CrO42- + H2O
Solução laranja fica amarela emmeio básico
b) Cromatos e dicromatos insolúveis
 Foi colocado em quatro tubos de ensaio, respectivamente, 1 mL de solução de Ba2+, Pb2+, Sr2+ e Ag+. Foi adicionado, a cada tubo, 1 mL de solução diluída de K2CrO4. 
1º tubo:
CrO42- + Ba2+ ( BaCrO4(s), forma precipitado amarelo pálido.
BaCrO4(s) ( Ba2+ + CrO42- Kps=2,1 x 10-10
2º tubo:
CrO42- + Pb2+ ( PbCrO4(s), forma precipitado amarelo forte.
BaCrO4(s) ( Pb2+ + CrO42- Kps=3 x 10-13
3º tubo:
CrO42- + Sr2+ ( SrCrO4(s), não reage.
4º tubo:
CrO42- + 2Ag+ ( Ag2CrO4(s), forma precipitado vermelho
Ag2CrO4(s) ( 2Ag+ + CrO42- Kps=1,2 x 10-12
O experimento foi repetido empregando, neste caso, K2Cr2O7. 
1º tubo:
Cr2O72- + 2Ba2+ + H2O( 2BaCrO4(s) + 2H+(aq), forma pp. amarelo
2º tubo:
Cr2O72- + 2Pb2+ + H2O( 2PbCrO4(s) + 2H+(aq), forma pp. amarelo
3º tubo:
Cr2O72- + Sr2+ + H2O( não reage.
4º tubo:
Cr2O72- + 4Ag+ + H2O( 2Ag2CrO4(s) + 2H+(aq), forma pp. vermelho
 Os íons dicromato produzem o mesmo precipitado que os íons cromato, mas como se forma um ácido forte, a precipitação é somente parcial.
 Em soluções concentradas de dicromato, forma-se um precipitado do mesmo, este passa por ebulição com a água a cromato que é menos solúvel. Como no exemplo abaixo:
 2Ag+(aq) + Cr2O7-2(conc) → Ag2Cr2O7(s)
Ag2Cr2O7(s) + H2O(l) ( Ag2CrO4(s) + CrO42-(aq) + 2H+(aq) 
 Por fim, foi observado o comportamento dos precipitados obtidos frente ao ácido acético concentrado.
No 1º tubo:
2BaCrO4(s) + 2H+(aq) (( 2Ba2+(aq) + Cr2O72-(aq) + H2O(l), forma solução laranja
No 2º tubo:
2PbCrO4(s) + 2H+(aq) (( 2Pb2+(aq) + Cr2O72-(aq) + H2O(l), forma solução laranja
No 3º tubo:
CrO42- + Sr2++ H+(aq)(( não reage
No 4º tubo:
2Ag2CrO4(s) + 2H+(aq) (( 4Ag+(aq) + Cr2O72-(aq) + H2O(l), forma solução laranja
Obs.: o procedimento foi realizado em CAPELA
c) Obtenção de peróxido azul – CrO(O2)
 Foram colocados em um tubo de ensaio, 1 mL de solução 3 M de H2SO4, 1 mL de solução H2O2 a 3% e 2 mL de éter etílico. Foi adicionado 1 mL de solução de K2Cr2O7. A solução foi vedada e agitada. Observou-se coloração azul na camada etérea.
Cr2O72- + 2H+ + 4H2O2 ( 2CrO(O2)2 + 5H2O
MANGANÊS
1) Preparação e propriedades do hidróxido de manganês (II)
 Foi adicionado a um tubo de ensaio, contendo 3 mL de solução de Mn2+, uma solução 0,1 M de NaOH até completa formação de precipitado. 
Mn2+ + 2HO- ( Mn(OH)2(s) , forma pp. Branco gelatinoso
 O sólido foi dividio para dois tubos de ensaio. No 1º tubo, foi exposto o precipitado ao ar ( foi agitado com bastão de vidro ). E ao segundo, foi adicionado 1 mL de água de bromo e prduto obtido foi reservado.
No 1º tubo:
Mn(OH)2(s) + O2(g) + H2O(l) ( MnO2(H2O)(s) + 2OH-(aq)
No 2º tubo: A outra parte do precipitado foi tratada com água de bromo, aonde foi perceptível o aparecimento de um precipitado marrom escuro de MnO2, possivelmente este óxido também encontra-se hidratado mais para facilitar o balanceamento da equação consideraremos como a espécie formada o dióxido de manganês.
Mn(OH)2(s) + Br2(l) + 2OH-(aq) ( MnO2(s) + 2Br-(aq) + 2H2O(l) 
2) Propriedades oxidantes do óxido de manganês (IV)
 a) A uma parte do precipitado reservado no item 1, adicionou-se gotas de solução recém-preparada de FeSO4, acidificada H2SO4 3 M. Foi observada a dissolução do precipitado e foi testada a presença de Fe3+, com solução de tiocianato de potássio.
 A presença de Fe3+ foi confiramada através da reação com SCN-, formando soluçaõ avermelhada
 Houve a solubilização do precipitado, e a solução tornou-se incolor. Com a adição de tiocianato, a solução tomou coloração vermelho-sangue, devido a formação do complexo com Fe3+, comprovando a presença do mesmo.
MnO2(s) + 2Fe2+(aq) + 4H+(aq) ( Mn2+(aq) + 2Fe3+(aq) + 2H2O(l) 
Fe3+ + SCN- ( FeSCN++
 b) A outra parte do precipitado, foram adicionados 2 mL de solução de HCl 1:1. Foi colocado em um papel de filtro, embebido de KI, na boca do tubo e foi aquecido ligeiramente.
 Com a adição de HCl, houve a liberação de gás amarelo e irritante, que tornou azul o papel de filtro embebido com KI, ou seja o gás formado apresenta caráter oxidante e foi caracterizado como Cl2.
MnO2(s) + 4Cl-(aq) + 4H+(aq) ( Mn2+(aq) + Cl2(g) + H2O(l) + 2Cl-(aq) 
Cl2(g) + 2I-(aq) ( 2Cl-(aq) + I2(g) (azul na presença de amido)
3) Preparação e propriedades do ânion manganato – Mn(VI)
 a) Numa caçarola, contendo 10 mL de solução de KMnO4 0,01 M, foram adicionados pérolas de KOH e a mistura foi fervida até o aparecimento de uma coloração verde. O produto obtido foi reservado.
4MnO4- + 4HO- ( 4MnO42- + O2 + H2O 
 b) Em um tubo de ensaio, contendo 1 mL da solução verde, foram adicionadas gotas de solução de H2SO4 3 M.
Ocorre reação de desproporcionamento:
3MnO42- + 4H+ ( 2MnO4- + MnO2(s) + 2H2O
Forma pp. Marrom escuro.
 c) Foi fixado, no suporte, em posição vertical, um tubo PYREX seco com, aproxidamente, 0,5 g de KMnO4. Foi aquecido um pouco, todo o tubo, e depois começou-se a calcinar. Foia ssegurado de um dos produtos da calcinação é o oxigênio. Foi continuado a calcinação até que se cesse a produção de gás. Deixou-se resfriar o tubo, e adcionou-se 5 mL de água e observou-se a cor do precipitado e da solução.
 Após alguns minutos de aquecimento, começou a haver desprendimento de gás que foi caracterizado como oxigênio pela aproximação de um fósforo em brasa e com o aumento da mesma. Após cessado o desprendimento gasoso, adicionou-se água e foi perceptível a formação de um sólido preto (MnO2), e a solução tomou coloração verde devido a formação do anion MnO42-.
 
2KMnO4(s) + calor ( K2MnO4(s) + MnO2(s) + O2(g)
4) Efeito do pH sobre as propriedades oxidantes do ânion permanganato – Mn(VII)
 Foi adicionado, a três tubos de ensaio, contendo 1 mL de solução diluída de KMnO4, o mesmo volume de, respectivamente, slução de H2SO4 3 M, água destilada e solução de NaOH 6 M. Em seguida, foram adicionados, a cada tubo, 2 mL de solução recém preparada de Na2SO3.
No 1º tubo ( c/ H2SO4 ):
2MnO4- + 5SO32- + 6H+ ( 2Mn2++ 5SO42- + 3H2O, forma solução incolor.
No 2º tubo ( c/ H2O )
2MnO4- + 3SO32- + 2H+( 2MnO2(s) + 3SO42-+ H2O, forma pp. Marrom escuro.
No 3º tubo ( c/ NaOH )
2MnO4- + 2HO- + SO32- ( 2MnO42- + SO42- + H2O, forma solução verde.
5) Preparação e propriedades oxidantes do anidrido permangânico
Foram colocados cerca de 6 cristais de KMnO4, em uma cápsula de porcelana e foram adicionadas gotas de ácido sulfúrico concentrado e etanol. Com muita precaução, agitou-se a mistura com uma vareta de vidro e a aproximou de um pedaço de algodão. O algodão se infalmaou instantaneamente.
 Ao adicionarmos gotas de ácido sulfúrico concentrado a uma pequena porção de permanganato de potássio, formou-se uma pasta. Em seguida com o auxílio de um bastão de vidro foi embebido um pedaço de algodão em uma solução de álcool etílico e aproximada da pasta anteriormente formada, havendo uma pequena explosão devido ao caráter explosivo do Mn2O7.
2KMnO4(s) + H2SO4(conc) ( Mn2O7(s) + K2 SO4(aq) + H2O(l)
QUESTIONÁRIO
1 - Já está no relatório;
2- O tampão NH4OH/NH4Cl, permite que o pH da solução não aumente abruptamente, o que promoveria a precipitação de hidróxido de cromo (III). Além disso o tampão aumenta a quantidade de amônia livre em solução, que é o agente que permite a formação do complexo;
3-
 
 A estrutura representada acima é a do CrO(O2)2, aonde os doisgrupamentos peróxidos estão no mesmo plano, formando um retângulo com o Cr no centro. A ligação Cr=O encontra-se acima do plano, formando uma pirâmide de base retangular. A base neste caso não é quadrada e sim retangular, pois a ligação peróxido é mais curta, devido a forte densidade eletrônica entre os núcleos de oxigênio. Ao analisarmos esta estrutura, podemos perceber que se trata de uma estrutura polar, então não deveria haver a extração do mesmo com o éter, que é apolar. Acontece que o átomo de oxigênio do éter atua como base de Lewis, entrando na posição exatamente oposta a ligação Cr=O (figura abaixo). Essa nova estrutura apresenta o vetor resultante de seu momento dipolar (
) bem próximo de zero, o que permite devido a seu caráter apolar a extração com éter.
 
 
4- 
MnO2 + 2e- + 2H2O(l) (( Mn(OH)2 + 2OH- E0= -0,1 V
Br2 + 2e- (( 2Br- E0= +1,09 V
Mn(OH)2(s) + Br2(l) + 2OH-(aq) ( MnO2(s) + 2Br-(aq) + 2H2O(l) ddp= +1,19V
5-
5.1) 
MnO2 + 2e- + 4H+ (( Mn2+ + 2H2O E0 = +1,23V
Fe3+ + 2e- (( Fe2+ E0 = 0,77V
MnO2(s) + 2Fe+2(aq) + 4H+(aq) ( Mn+2(aq) + 2Fe+3(aq) + 2H2O(l) ddp= +0,46V
5.2) 
MnO2 + 2e- + 4H+ (( Mn2+ + 2H2O E0= +1,23V
SO42- + H2O + 2e- (( SO32- + 2OH- E0= -0,93V
MnO2(s) + SO32-(aq) + 2H+(aq) ( Mn2+(aq) + SO42-(aq) + H2O(l) ddp= +2,16V
5.3) 
MnO2 + 2e- + 4H+ (( Mn2+ + 2H2O E0=+1,23V
Cl2 + 2e- (( 2Cl- E0=+1,36V
MnO2(s) + 4Cl-(aq) + 4H+(aq) ( Mn2+(aq) + Cl2(g) + H2O(l) + 2Cl-(aq) ddp = +0,13V
6-
6.1)
 MnO4- + e- (( MnO42- E0 = +0,56V
O2 + 2H2O + 4e- (( 4OH- E0 = +0,4V
4MnO4-(aq) + 4OH-(aq) ( 4MnO42-(aq) + O2(g) + 2H2O(l) ddp= +0,16V
6.2) 
MnO4- + e- (( MnO42- E0 = +0,56V
MnO42- + 2H2O + 2e- (( MnO2 + 2OH- E0 = +2,26V 
3MnO42-(aq) + 4H+(aq) ( 2MnO4-(aq) + MnO2(s) + 2H2O(l) ddp= +1,7V
6.3) 
MnO42- + 2H2O + 2e- (( MnO2 + 2OH- E0 = +2,26V 
Fe3+ + 2e- (( Fe2+ E0 = +0,77V
 
MnO4-2(aq) + 2Fe2+(aq) + 2H2O(l) ( MnO2(s) + 4OH-(aq) + 2Fe3+(aq) ddp= +1,49V
6.4) 
MnO42- + 2H2O + 2e- (( MnO2 + 2OH- E0 = +2,26V 
SO42- + H2O + 2e- (( SO32- + 2OH- E0 = -0,93V
MnO42-(aq) + SO32-(aq) + H2O(l) ( MnO2(s) + SO42-(aq) + 2OH-(aq) ddp= +3,19V
7-
 Como uma espécie oxidante apresenta tendência a sofrer redução, podemos dizer que quanto maior for a redução de uma espécie, maior é seu caráter oxidante. No caso do MnO4- o caráter oxidante aumenta com a diminuição do pH, uma vez que em pH baixo o MnO4- se reduz à Mn2+, sendo essa redução mais intensa do que em meio básico em que o produto gerado é o MnO42-.
Bibliografia
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4. Lee, J. D.; Química Inorgânica não tão Concisa, 5ª ed., Edgard Blücher: São Paulo, 1999.
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_1231277732/ole-[42, 4D, E6, 31, 01, 00, 00, 00]