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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 
CALCOGÊNIOS – GRUPO 16 ( ou VI-A)
1- Introdução
 OXIGÊNIO:
 O oxigênio é um elemento químico de símbolo O, número atômico 8 (8 prótons e 8 elétrons) com massa atómica 16 u.
 Na sua forma molecular, O2, é um gás a temperatura ambiente, incolor, insípido, inodoro, comburente, não combustível e pouco solúvel em água.
 Representa aproximadamente 20% da composição da atmosfera terrestre. É um dos elementos mais importantes da química orgânica, participando de maneira relevante no ciclo energético dos seres vivos, sendo essencial na respiração celular dos organismos aeróbicos.
 Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão o oxigênio se encontra no estado gasoso, formando moléculas biatômicas de formula molecular O2. Esta molécula é formada durante a fotossíntese das plantas e, posteriormente, utilizada pelos seres vivos no processo de respiração. O oxigênio em seu estado líquido e sólido tem uma ligeira coloração azulada e, em ambos os estados, é paramagnético. O oxigênio líquido e obtido usualmente a partir da destilação fracionada do ar líquido, junto com o nitrogênio. Reage praticamente com a totalidade dos metais, exceto com os metais nobres como ouro, platina, provocando a corrosão.
 Sua alta eletronegatividade o faz reagir com muitos elementos químicos exceptuando alguns poucos gases nobres.
 O composto mais notável do oxigênio é a água (H2O). Outros compostos importantes que apresentam o elemento oxigênio em sua composição são: dióxido de carbono, os álcoois (R-OH), aldeídos, (R-CHO), e ácidos carboxílicos (R-COOH).
 O ozônio (O3) se forma mediante descargas elétricas a partir do oxigênio molecular (durante as tormentas elétricas, por exemplo).
 No oxigênio líquido já foi encontrado, em pequenas quantidades, uma dupla molécula de oxigênio: (O2)2.
 O oxigênio tem três isótopos estáveis e dez radioativos. Todos os radioisótopos do oxigênio tem uma meia-vida de menos de três minutos.
 O oxigênio pode ser tóxico a elevadas pressões parciais.
 Alguns compostos de oxigênio como o ozônio, o peróxido de hidrogênio e radicais hidroxila são muito tóxicos. O corpo humano desenvolveu mecanismos de proteção contra estas espécies tóxicas. Por exemplo, a glutación atua como antioxidante, como a bilirrubina que é um produto derivado do metabolismo da hemoglobina.
ENXOFRE:
 O enxofre (do latim sulfur) é um elemento químico de símbolo S , número atômico 16 (16 prótons e 16 elétrons) e de massa atómica 32 u. À temperatura ambiente, o enxofre encontra-se no estado sólido.
 É um não-metal insípido e inodoro, facilmente reconhecido na forma de cristais amarelos que ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato, ou mesmo em sua forma pura (especialmente em regiões vulcânicas). O enxofre é um elemento químico essencial para todos os organismos vivos, sendo constituinte importante de muitos aminoácidos. É utilizado em fertilizantes, além de ser constituinte da pólvora, de medicamentos laxantes, de palitos de fósforos e de inseticidas.
 Este não-metal tem uma coloração amarela, mole, frágil, leve, desprende um odor característico de ovo podre ao misturar-se com o hidrogênio, e arde com chama azulada formando dióxido de enxofre. É insolúvel em água, parcialmente solúvel em álcool etílico, porém se dissolve em dissulfeto de carbono. É multivalente e apresenta como estados de oxidação mais comuns os valores -2, +2, +4 e +6.
 Em todos os estados, sólido, líquido e gasoso apresenta formas alotrópicas cujas relações não são completamente conhecidas. As estruturas cristalinas mais comuns são o octaedro ortorrômbico ( enxofre α ) e o prisma monoclínico ( enxofre β ) sendo a temperatura de transição de 95,5 °C; em ambos os casos o enxofre se encontra formando moléculas S8 na forma de anel. As diferentes disposições destas moléculas é que produzem as diferentes estruturas cristalinas. À temperatura ambiente, a transformação de enxofre monoclínico em ortorrômbico, mais estável, é muito lenta.
 Ao fundir-se o enxofre, obtém-se um líquido que flui com facilidade formado por moléculas de S8 , porém ao aquecê-lo se torna marrom levemente avermelhado apresentando um aumento na sua viscosidade. Este comportamento se deve a ruptura dos anéis formando longas cadeias de átomos de enxofre que se enredam entre sí diminuindo a fluidez do líquido; o máximo de viscosidade é alcançado numa temperatura em torno de 200 °C. Esfriando-se rapidamente este líquido viscoso obtém-se uma massa elástica, de consistência similar a da goma, denominada enxofre plástico ( enxofre γ ) formada por cadeias que não tiveram tempo para reorganizarem em moléculas de S8; após certo tempo a massa perde a sua elasticidade cristalizando-se no sistema rômbico. Estudos realizados com raios X mostram que esta forma amorfa pode estar constituida por moléculas de S8 com uma estrutura de hélice em espiral.
 No estado de vapor também forma moléculas de S8, porém a a 780 °C já se alcança um equilíbrio com moléculas diatômicas, S2, e acima de aproximadamante 1800 °C a dissociação se completa encontrando-se átomos de enxofre.
 O enxofre é usado em múltiplos processos industriais como, por exemplo, na produção de ácido sulfúrico para baterias, fabricação de pólvora e vulcanização da borracha. O enxofre também tem usos como fungicida e na manufactura de fosfatos fertilizantes. Os sulfitos são usados para branquear o papel e como conservantes em bebidas alcoólicas. O tiossulfato de sódio é utilizado em fotografia como fixador já que dissolve o brometo de prata; e o sulfato de magnésio (sal Epsom) tem usos diversos como laxante, esfoliante ou suplemento nutritivo para plantas e na produção de sulfureto de hidrogénio (ácido sulfídrico). 
 O enxofre é o 16º elemento em ordem de abundância, constituindo 0,034% em peso na crosta terrestre, é encontrado em grandes quantidades na forma de sulfetos (galena) e de sulfatos (gesso). Na forma nativa é encontrado junto a fontes termais, zonas vulcânicas e em minas de cinábrio, galena, esfalerita e estibina. É extraido pelo processo Frasch, processo responsável por 23% da produção, que consiste em injetar vapor de água superaquecido para fundir o enxofre, que posteriormente é bombeado para o exterior utilizando-se ar comprimido.
 Também está presente, em pequenas quantidades, em combustíveis fósseis como carvão e petróleo, cuja combustão produz dióxido de enxofre que combinado a água resulta na chuva ácida, por isso, a legislação dos paises industrializados exigem a redução do conteúdo de enxofre nos combustíveis. Este enxofre, depois de refinado, constitui um porcentual importante do total produzido mundialmente. Também é extraido do gás natural que contém sulfeto de hidrogênio que, uma vez separado, é queimado para a produção do enxofre: 2H2S + O2 
 Muitos dos odores desagradáveis da matéria orgânica se devem a compostos de carbono que contém o enxofre na forma de sulfeto de hidrogênio. Dissolvido em água é ácido ( pKa1 = 7,00, pKa2 = 12,92 ) e reage com os metais. Os sulfetos metálicos se encontram na natureza, sobretudo o de ferro( pirita ) que pode apresentar resistência negativa e a galena, sulfeto de chumbo natural, na qual se observou pela primeira vez o efeito semicondutor retificado.
 Os óxidos mais importantes são o dióxido de enxofre,SO2 que em água forma uma solução de ácido sulfuroso, e o trióxido de enxofre, SO3, que em solução forma o ácido sulfúrico; sendo os sulfitos e sulfatos os sais respectivos.
 O enxofre, com o oxigênio e o hidrogênio, forma diversos outros ácidos, como o tiossulfúrico, que dá os tiossulfatos e hipossulfuroso que dá os hipossulfitos (no exato do termo).
 O dissulfeto de carbono, o sulfeto de hidrogênio, e o dióxido de enxofre devem ser manuseados com cautela. Além de ser bastante tóxico (mais que o cianureto), o dióxido de enxofre reage com a água da atmosfera produzindo a chuva ácida, e em altas concentrações reage com a água dos pulmões formando ácido sulfuroso que provoca hemorragias, enchendo os pulmões de sangue com a consequente asfixia. É muito fétido, mesmo em baixas concentrações. Quando a concentração aumenta o sentido do olfato rapidamente se satura desaparecendo o odor, passando desperpecebido a sua presença no ar, deixando as vitimas expostas aos seus efeitos, possivelmente letais.
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
	Oxigênio
	8
	16,00
	1,14
	-218
	-183
	1310,3388
	+141,-844
	3,4
	-2
	66
	O
	Enxofre
	16
	32,06
	2,09
	115
	445
	1000,2251
	+200,-532
	2,6
	-2,+4,+6
	104
	S
	Selênio
	34
	78,96
	4,79
	220
	685
	941,2044
	+195
	2,6
	-2,+4,+6
	215
	Se
	Telúrio
	52
	127,60
	6,25
	450
	990
	870,1775
	+190
	2,1
	-2,+4
	143
	Te
	Polônio
	84
	209
	9,40
	254
	960
	812
	+174
	2,0
	+2,+4
	167
	Po
1- Configuração eletrônica e tipos de ligações
          Todos os elementos desse grupo apresentam configuração eletrônica terminada em s2p4. O oxigênio difere dos demais elementos do grupo por ser muito eletronegativo e, portanto, o mais iônico em seus compostos. O oxigênio pode utilizar orbitais p para formar duplas ligações fortes. Os outros elementos também formam ligações duplas, mas estas se tornam mais fracas à medida que aumenta o número atômico. 
OXIGÊNIO ( O )
            HISTÓRICO:  O oxigênio foi descoberto em 1714 por Priestley.
          OCORRÊNCIA NATURAL:  O oxigênio molecular está presente na atmosfera, constituindo cerca de 22% desta. Também encontra-se combinado com o hidrogênio, formando a água doas mares, rios e oceanos, além de constituir (a água) cerca de 2/3 do peso do corpo humano.
          PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O oxigênio tem um papel fundamental na manutenção da vida no planeta, pois dele os seres vivos necessitam para a respiração. As plantas, mediante o processo da fotossíntese, retiram da atmosfera o CO2, que combina-se com a água, segundo uma reação que pode ser assim simplificada:
CO2 + H2O    H2CO + O2
          O aldeído fórmico (H2CO), através de reações mais complexas, origina carboidratos, aminoácidos e outras substâncias essenciais à matéria viva. Simultaneamente, ocorre a liberação de oxigênio gasoso, que retorna à atmosfera e é absorvido pelos seres vivos para a respiração. Neste processo, os seres vivos obtêm a energia que precisam e produz-se CO2, que então retorna restitui a atmosfera, fechando o ciclo. Pequenas quantidades de oxigênio para experiências em laboratório podem ser conseguidas pela eletrólise da água ou pelo aquecimento de substâncias ricas em oxigênio, como o clorato e o permanganato de potássio:
KClO3    KCl + 3/2 O2
2 KMnO4    K2O + 2 MnO2 + 3/2 O2
          Em estado sólido, líquido ou gasoso, o oxigênio exibe uma coloração levemente azulada. Por ação da luz ultravioleta, o oxigênio diatômico origina uma forma alotrópica formada por três átomos de oxigênio: o ozônio (O3). Graças a esta propriedade, o oxigênio protege a vida na superfície terrestre de grande parte das radiações solares, nocivas aos seres vivos. 
          Muitas substâncias se combinam com o oxigênio, nas reações de combustão, que desenvolvem grande quantidade de calor, formando a chama. Quando a combustão se dá com oxigênio puro, a chama é sempre muito viva; já com o oxigênio do ar, é mais lenta e menos ostensiva, por causa da baixa concentração desse gás em relação ao nitrogênio. Com os ametais, o oxigênio forma óxidos ácidos, e com os metais, óxidos básicos.
            UTILIZAÇÃO:  O oxigênio puro, que ferve a -183o C, é obtido juntamente com o nitrogênio, na destilação fracionada do ar líquido. Na indústria do aço o oxigênio é insuflado nos conversores, através do ferro gusa, para queimar o carbono contido neste. Também é usado no corte de chapas metálica, alimentando a combustão do acetileno em cilindros especiais. 
ENXOFRE ( S )
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O enxofre encontra-se na natureza sob a forma de inúmeros sulfetos, sulfatos e no estado livre ou nativo. Na vizinhança dos vulcões existem grandes quantidades deste último. Isso porque os gases emanados contendo enxofre, ao sofrerem brusco resfriamento e diminuição de pressão, decompõem-se parcialmente, liberando o enxofre elementar. Uma grande quantidade de enxofre é também encontrada no carvão, chegando a constituir cerca de 2% do peso do carvão e prejudicando a utilização deste como combustível. As maiores jazidas de enxofre nativo encontram-se nos EUA (maior produtor mundial), Chile, México, Finlândia, Itália e Japão. 
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: A forma cristalina estável do enxofre é ortorrômbica, mas quando aquecidos a cerca de 95,6o C, os cristais de enxofre são transformados em outra forma alotrópica, o enxofre monoclínico. Diminuindo-se novamente a temperatura, os cristais retornam à forma rômbica. Essa transformação é bem lenta. Por isso, quando se aquece rapidamente o enxofre rômbico acima do seu ponto de fusão (119o C), tem-se a passagem direta ao estado líquido. Esse líquido vai se tornando progressivamente mais viscoso, com o aquecimento, e em seguida diminui, quando sofre mudança de cor. No estado sólido o enxofre apresentam intensa coloração amarela e é ótimo isolante de eletricidade, sendo, por isso, usado em experiências eletrostáticas. 
            No estado sólido normal, o enxofre é formado por anéis octatômicos. Com o aquecimento os anéis abrem-se e formam longas cadeias (aumento da viscosidade). Continuando o aquecimento, as cadeias quebram-se, diminuindo a viscosidade. O resfriamento súbito do líquido conduz a uma forma elástica, chamada enxofre plástico. Os vapores de enxofre são formados também por moléculas octatômicas, mas quando a temperatura ultrapassa 860o C, passam a ser constituídos por moléculas diatômicas (S2). A temperaturas ainda mais elevadas essas moléculas dissociam-se em átomos. Nas soluções com solventes orgânicos as moléculas também são diatômicas.
            Quando queima em atmosfera de oxigênio, o enxofre pode formar vários óxidos, dependendo da disponibilidade do oxigênio: SO (monóxido), S2O3 (sesquióxido), SO2 (dióxido), SO3 (trióxido).
            UTILIZAÇÃO:  O ácido sulfúrico é largamente usado na indústria de tecidos, em baterias de automóveis, como catalisador em sínteses orgânicas etc. Os sais contendo enxofre são muito importantes, e dentre eles destacam-se alguns:
K2SO2 (hipossulfito) - estampagem de tecidos 
K2S2O3 (tiossulfato) - fixador em fotografias 
K2S2O4 (hidrossulfato) - estampagem de tecidos 
K2SO3 (sulfito) - conservação de alimentos e branqueamento de celulose da madeira, lã e seda 
K2SO4 (sulfato) - fertilizante e explosivos 
SELÊNIO ( Se )
            HISTÓRICO:  O selênio foi descoberto em 1817 por Berzelius.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Encontra-se muito difundido pela crosta terrestre, quase sempre sob a forma de selenetos, geralmente acompanhando sulfetos nos seguintes minerais:
Berzelianita: Cu4Se 
Tiemanita: HgSe 
Naumanita: Ag2Se            
            Os principais produtores de selênio são os EUA e o Canadá, seguidos pelo Japão, Suécia e Zâmbia. O selênio livre éencontrado nos resíduos de combustão das piritas, quando se prepara o ácido sulfúrico.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Oxidando o selênio com ácido nítrico, ele se transforma em ácido selênico (H2SeO4). Este, por sua vez, se tratado com HCl, reduz-se a ácido selenoso. Uma última redução com SO2 faz precipitar o selênio metálico. No ar, queima com chama vermelho-azulada, produzindo SeO2, de cheiro muito desagradável.
            O selênio encontra-se sob diversas formas alotrópicas, podendo ser amorfo, monoclínico vermelho (em duas formas, alfa e beta) e hexagonal cinza (a mais estável à temperatura ambiente). No estado amorfo é mau condutor de eletricidade, enquanto no cristalino a condutividde é tanto maior quanto mais ele estiver iluminado, ou seja, é fotocondutor.
             UTILIZAÇÃO:  Devido à sua propriedade fotocondutora no estado cristalino, é usado em fotocélulas. Os retificadores (conversores de corrente alternada para corrente contínua) servem-se de uma propriedade especial do selênio: a semi-condutividade, que lhe permite conduzir a corrente elétrica em sentido único. Por isso é bastante difundido na indústria de transistores. O selênio é usado também na indústria do vidro, em pequenas quantidades, para encobrir a natural coloração verde dada pelas impurezas do ferro. 
TELÚRIO ( Te )
            HISTÓRICO:  O telúrio foi descoberto em 1789, por M. H. Klaproth.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  No estado livre, o telúrio é raramente encontrado, a não ser no Colorado e na Bolívia. Mais frequentemente encontra-se misturado ao enxofre. Sua ocorrência mais comum é sob a forma de telureto, cujas maiores fontes estão nos EUA, Canadá, México, América do Sul, Zâmbia, Suécia, Europa central e Rússia. Seus minerais mais importantes são:
Tetradimita: BiTe2S 
Hessita: Ag2Te 
Calaverita: AuTe2 
Altaíta: PbTe 
Silvanita: AgAuTe2 
            EXTRAÇÃO E OBTENÇÃO:  Para preparar o telúrio, dissolvem-se os sulfetos que o contém em ácido clorídrico e trata-se a solução com SO2. Assim, se precipita o telúrio metálico, sob a forma de um pó negro.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Quando aquecido, resultam vapores amarelos de Te2, muito venenosos. Dissolvendo-se o telúrio em ácido nítrico, obtém-se o ácido teluroso (H2TeO2), que, oxidado com ácido crômico, transforma-se em ácido telúrico (H6TeO6).         
POLÔNIO ( Po )
            HISTÓRICO:  O polônio foi descoberto em 1898 pelo casal Pièrre e Marie Curie.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O polônio é um elemento radioativo cujo núcleo, instável, se transforma em chumbo, pela emissão partículas alfa. A baixas temperaturas tem estrutura cúbica e a altas temperaturas assume uma forma romboédrica.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Os compostos de polônio têm pouca importância, uma vez que só podem ser preparados em quantidades mínimas. Dentre os principais estão os halogenetos e os óxidos.
            UTILIZAÇÃO:  Comercialmente, apresenta-se como uma fina película sobre um disco de aço inoxidável (como na fotografia acima), forma em que é vendido como fonte de partículas alfa para uso científico.
III) Experimental
OXIGÊNIO
1) Preparação a partir da decomposição térmica de KClO3.
 Misturou-se cerca de 5 g de clorato de potássio com 1 g de dióxido de manganês. Foi colocado uma pequena quantidade da mistura em um tubo de ensaio com saída lateral e foi aquecido o suficiente para fundir o KClO3.
 Após resfriamento do tubo, foi adicionado o restante da mistura ao tubo e aqueceu-se o tubo suavmente para uma evolução moderada de gás. O gás foi recolhido em três tubos de ensaio, por deslocamento de água.
Obs.: Antes de ser interrompido o aquecimento, foi retirado o tubo de escape de gás do béquer com água para evitra refluxo e consequente quebra do tubo contendo a mistura dos sólidos.
2) Propriedades
a) Foi acendida uma fita de magnésio, presa por uma pinça, na chama de bico de Bunsen e esta foi introduzida em um dos tubos com o gás oxigênio. 
Mg(s) + ½ O2 ( MgO
O óxido foi dissolvido em água.
Foi adicionado gotas de fenolftaleína e
A solução fica rosa ( fenolftaleína em pH > 8,2, fica rosa )
 
Indicando caráter básico do óxido formado.
b) Foi aquecido ao rubro, um pouco de lã de aço ( diretamente no bico de Bunsen ) e logo em seguida, esta foi introduzida em um tubo com o gás Oxigênio e fo observado a combustão com o excesso de O2.
2Fe(s) + 3/2 O2(g) ( Fe2O3. H = -824,2 kJ/mol
c) Foi acendido um pequeno pedaço de fósforo vermelho, segurando-o com uma pinça, na chama do bico de bunsen e este foi introduzido em um dos tubos com o gás Oxigênio.
P4(s) + 5 O2(g) ( P4O10
O óxido foi dissolvido em água.
P4O10 + 6H2O ( 4H3PO4 
Foi adicionado gotas de alaranjado de metila e
A solução fica vermelha ( fenolftaleína em pH < 3,1, fica vermelho)
 
 
Indicando caráter ácido do óxido formado.
Obs.: a reação acontece devido a estequiometria de O( 1,00 (100%)), que está puro no tubo. Isso não acontece com facilidade pois a estequiometria do O no ar é 0,21(21%).
3) Peróxido de Hidrogênio
a) Identificação
 Em um tubo de ensaio, foi adicionado 4 gotas de solução diluída de H2SO4 (3M) e 1 mL de H2O2. Foi adicioando, em seguida, 1 mL de éter etílico( serve para extrair o produto da camada apolar ) e 5 gotas de solução diluída de K2Cr2O7. Foi agitado e deixado em repouso.
Cr2O72- + 14H+ + 6e- (( 2Cr3+ + 7H2O E0 = +1,33V
O2(g) + 2H+ + 2e- (( H2O2 E0 = +0,682 V
Cr2O72- + 14H+ + 6e- (( 2Cr3+ + 7H2O (x1)( Semi-Reação de Redução )
H2O2 (( O2(g) + 2H+ + 2e- (x3)( Semi-Reação de Oxidação )
Cr2O72- + 8H+ + 3H2O2 (( 2Cr3+ + 3O2(g) + 7H2O ( Equação Iônica Essencial ) ddp = +0,648 V
b) Estabilidade
 Foi pipetado 2 mL de solução de H2O2 para 3 tubos de ensaio. O 1º tubo foi reservadoe, em seguida, foi adicionado 1 mL de ácido clorídrico no 2º tubo, deixando-o ácido e ao terceiro, foi adicionado soda cáustica deixando-o básico. Adicinou-se a cada um deles uma tira de papel indicador de pH e foi aquecido em banha-maria os 3 tubos. No meio básico, acontece + rápido, depois vem o neutro e depois em meio ácido. Porque o meio ácido é mais estável, seguido do neutro e depois, do básico.
c) Ação oxidante
 Foi colocado em difrenetes tubos de ensaio, soluções Fe2+, Mn2+, Co2+ e Cr3+(Feito em duplicata). Foi adicioando a cada tubo 1 mL de solução 2M de NaOH e, em seguida, 2 mL de H2O2. Foi compardao os precipitados obtidos antes e depois da adição de H2O2.
	Solução
	+NaOH
	(NaOH + H2O2)
	Cr3+
	Cr(OH)3 (pp. verde)
	CrO42- (amarelo)
	Mn2+
	Mn(OH)2 (branco)
	MnO2 (pp. Marrom)
	Co2+
	Co(OH)2 (rosa)
	Co(OH)3 (marrom)
	Fe2+
	Fe(OH)2 (verde)
	Fe(OH)3(pp. marrom(ferrugem))
d) Ação redutora
d1) Em um tubo de ensaio, foi adicionado 1 mL de solução diluída de KMnO4, 1 mL de solução H2SO4 3M e 3 mL de H2O2. A solução foi aquecida e descorou mistura oxidante (MnO4- + H+).
MnO4- + 8H+ + 5e- (( Mn2++ 4H2O E0 = +1,51 V
O2(g) + 2H+ + 2e- (( H2O2 E0 = +0,682 V
MnO4- + 8H+ + 5e- (( Mn2++ 4H2O (x2) ( Semi-Reação de Redução )
H2O2 (( O2(g) + 2H+ + 2e- (x5)( Semi-Reação de Oxidação )
2MnO4- + 6H+ + 5H2O2 (( 2Mn2++ 8H2O + 5O2(g) ( Equação Iônica Essencial ) ddp =+0,828 V
 
d2) Foi colocado emum tubo de ensaio, 1 mL se solução diluída de K3[Fe(CN)6] e 2mL de H2O2. Após ser aquecido ligeiramente, foi adicionado 2 gotas de solução diluída de H2SO4 e 4 gotas de FeCl3.
2[Fe(CN)6] 3- + H2O2 ( 2[Fe(CN)6]4- + 2H+ + O2
FeCl3 + H2SO4 ( Fe+++ + SO42- + HCl
Ferrocianeto forma precipitado azul da Prússia com sal férrico:
[Fe(CN)6]4- + Fe+++ + K+ ( FeK[Fe(CN)6](s)
ENXOFRE
1) Variedades alotrópicos
a) Foi dissolvida, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de enxofre em 2 mL de CS2. Transferiu-se a solução para um vidro de relógio e foi deixado o solvente evaporar. Observou-se a forma ortorrômbica dos cristais de enxofre.
 
b) Foi dissolvido, em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de enxofre em 2 mL de tolueno. Foi aquecido, em banho-maria, até uma temperatura de 100ºC. Transferiu-se a solução para um vidro de relógio e foi deixado o solvente evaporar. Observou-se a forma monoclínica dos cristais de enxofre.
 
c) Foi aquecido, em cápsula de porcelana, 10 g de enxofre até uma temperatura próxima de 450 ºC( nesta temperatura o enxofre apresenta uma cor escura, além do pouco viscoso). Verteu-se o enxofre líquido em uma proveta de 50 mL, contendo água gelada, e observar a formação de fios de enxofre, que são dotados de elasticidade( enxofre plástico ou amorfo ).
 
Obs.: Este último é utilizado para vulcanização da borracha; a deixa mais consistente.
2) Preparação de ácido sulfúrico
 
 Num gerador de gás, adicinou-se cerca de 10 g de bissulfito de sódio e 15 mL de água. Pelo funil, foi vertido, na medida do necessário, ácido sulfúrico 6M para manter o despredimento de SO2 que foi borbulhado em um béquer com água.
HS- + H2O ( H2S + HO-
H2S + H2SO4 ( SO2 + H3O+ + HS-
SO2 + H2O ( H2SO3
3) Propriedades Químicas
a) Propriedades ácidas
 Foi pipetado 5 mL de solução de ácido sulfuroso para um tubo de ensaio e foi adicionado alguns miligramas de Magnésio.
Mg(s) + H2SO3 ( MgSO3 + H2(g)
b) Propriedades redutoras
 
 Colocou-se, em difrentes tubos de ensaio, 1 gota de solução diluída de H2SO4 e 1 mL de solução diluída. De KMnO4, K2Cr2O7, KIO3 + amido, FeCl3 + K3[Fe(CN)6]. Em seguida, adicionar 1 mL de solução de sulfuroso a cada tubo e foi observado.
	Solução
	+ H2SO4
	(H2SO4 + H2SO3)
	KMnO4
	rosa
	(Mn++)incolor
	K2Cr2O7
	laranja
	(CrO4)amarelo
	KIO3 + amido
	preto
	(I2)pp.preto
	FeCl3 + K3[Fe(CN)6]
	azul
	(FeK[Fe(CN)6])Azul da Prússia
c) Propriedades alvejante
 Em um tubo de ensaio, foi adicionado 0,5 mL de fucsina a 0,1% e 1 mL de solução de ácido sulfuroso. A solução fica vermelho groselha. Foi fervido a solução e foi observado que a solução se torna incolor.
 
Estrutura da fucsina em meio ácido
Digrama de fases para o Enxofre
QUESTIONÁRIO
Bibliografia
1. http://www.geocities.com/Vienna/Choir/9201/grupo_VIA.htm;
2 .http://pt.wikipedia.org;
3. ATKINS,Peter,JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3. ed. – Porto Alegre : BookMan, 2006.
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