Prática 8 Propriedades Oxigênio e Enxofre

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALFENAS
QUÍMICA INORGÂNICA
ESTUDO DE ALGUMAS PROPRIEDADES DO OXIGÊNIO E DO ENXOFRE
Kelly Aparecida Silva Souza
Tayná Roberta Nunes
Prof. Dr: Antônio Doriguetto
ALFENAS
2017
INTRODUÇÃO
O grupo VI A é composto pelo Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio e Polônio. Todos os elementos desta família possuem configuração eletrônica s2p4 e “tendem a uma configuração de gás nobre adquirindo dois elétrons e formando íons M2-, ou compartilhando dois elétrons formando duas ligações covalente” (LEE, 1980). O oxigênio, enxofre, selênio e telúrio são conhecidos como calcogênios por possuírem um caráter não-metálico. Este caráter não-metálico é mais intenso no O e no S, devido aos seus menores tamanhos com relação aos demais elementos do grupo. O menor tamanho desses elementos também tem influência nas suas eletronegatividades que decrescem à medida que descemos no grupo, sendo o O e o S os mais eletronegativos.
Segundo Lee (1980), “a maior eletronegatividade do oxigênio faz com que a maior parte dos óxidos metálicos sejam compostos iônicos, contendo o íon O2-, com número de oxidação - II”. Os elementos deste grupo compõem, também, compostos com duas ligações covalentes, ou seja, com pares de elétrons compartilhados. A variação de eletronegatividade entres esses elementos leva-os a terem “50% de caráter iônico e 50% caráter covalente [...] podendo comportar-se como compostos covalentes no estado sólido, mas iônicos quando em solução aquosa” (LEE, 1999). 
O oxigênio é bivalente devido a segunda camada ter apenas 8 elétrons, sendo necessário uma alta energia para promover um elétron ao nível mais externo. Já os demais elementos desse grupo, possuem orbitais d vazios que podem ser aproveitados para fazerem ligações, apresentando número de coordenação 4 ou 6. Nas indústrias, o oxigênio pode ser obtido por destilação fracionada do ar líquido e, em laboratório, pode ser obtido por decomposição térmica de KClO3, tendo o MnO2 como catalisador, ou por eletrólise da água, apresentando pequenas quantidades de H2SO4 ou solução de hidróxido de bário.
Já o enxofre pode ser extraído por depósitos, em refinarias de petróleo e gás natural. O enxofre elementar é obtido da produção de gás coque e o dióxido de enxofre através da extração de metais a partir de sulfetos minerais, em ambas as formas, como subprodutos. No caso dos depósitos, situados, principalmente, nos Estados Unidos, o enxofre é extraído pelo processo Frasch, que de acordo com Lee (1980) consiste em um processo “no qual três tubos concêntricos são introduzidos por uma perfuração ao interior do depósito. Passa-se vapor de água superaquecido pelo tubo mais externo, com o que o enxofre é fundido; injeta-se ar comprimido pelo tubo interno, forçando o enxofre fundido a subir pelo tubo do meio”.
Todos os elementos do grupo IV A são polimórficos, existindo em mais de uma forma alotrópica. Os compostos O2 e O3 são as duas formas em que o oxigênio ocorre. Já o enxofre possui mais formas alotrópicas que qualquer elemento, porém as duas formas cristalinas mais comuns são “o rômbico (enxofre ), estável em temperatura ambiente; e o monoclínico (enxofre ),estável em temperaturas acima de 95,5°C” (LEE, 1980).
OBJETIVOS
- Obtenção de oxigênio e verificação de algumas de suas propriedades 
- Verificação de algumas propriedades do enxofre
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIAIS DE USO COMUM 
Água destilada
Balança semi-analítica
Três espátulas
Papel-toalha
Papel de indicador universal
Fósforos 
MATERIAIS POR GRUPO
Haste universal
Garra
Bico de Bunsen
Tubo de ensaio
Rolha de borracha furada que se encaixe no tubo de ensaio
Balão de fundo redondo de 500 mL
Rolha de borracha que se encaixe no balão de fundo redondo
Peça de vidro construída na prática 5
Bacia de plástico ou cápsula de porcelana grande
Espátula de metal
Papel para pesagem
Pinça
Espátula em forma de colher
Béquer de 50 mL. 
REAGENTES 
Clorato de potássio 
Óxido de manganês (IV)
Enxofre
Água oxigenada (10 vol.)
Cloreto de bário. 
PROCEDIMENTO
Preparou-se a montagem mostrada na Figura 1. 
Figura 1 – Montagem para geração de oxigênio
Fonte: Do roteiro da prática
Mediu-se 4,9961g de KClO3 em um papel para pesagem e transferiu-se para um tubo de ensaio. 
Mediu-se 0,52g de MnO2 em um papel para pesagem e transferiu-se para o mesmo tubo de ensaio. 
Misturou-se bem as duas substâncias agitando o tubo.
Aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio aberto para testar a produção de O2.
Conectou-se o tubo de ensaio ao tubo de vidro conforme mostrado na Figura 1.
Encheu-se a bacia com água. Encheu-se com água o balão de fundo redondo e emborcou-o sobre o tubo de vidro (Figura 1) de modo que ele permaneceu cheio de água. 
Aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio. 
Quando o balão ficou cheio de O2, retirou-o da bacia e tampou-o com uma rolha. 
Abriu-se o balão e colocou-se dentro dele um palito de fósforo em brasa. Fechou-se o balão e observou-se. 
Repetiu-se o procedimento para a obtenção de O2. 
Colocou-se cerca de 0,1 g de S8 em uma espátula e aqueceu-a até a combustão (chama azul).
Colocou-se o S8 em combustão dentro do balão contendo O2. Fechou-se o balão e observou-se. 
Depois de terminada a reação, colocou-se no balão 20 mL de solução de H2O2. Agitou-se o balão por alguns segundos.
Testou-se a acidez da solução com papel de indicador universal. 
Adicionou-se cerca de 10 mL da solução de cloreto de bário à solução obtida no item 14.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Após adicionar KClO3 e MnO2 ao tubo de ensaio e misturá-los, o tubo foi colocado na montagem (Figura 1). Ao aquecer o tubo de ensaio observou-se que as substâncias fundiram e houve a produção de O2 (Equação 1). O dióxido de manganês não participa de reação, pois ele é utilizado como catalisador. 
	 calor
2KClO3 (s) ⟶ 3O2(g) + 2KCl (s) 				(1)
 MnO2
O gás oxigênio produzido percorreu todo sistema até chegar ao balão de fundo redondo que estava cheio de água. Devido à densidade do O2 ser menor que a densidade da água, o oxigênio deslocou-se para a parte superior do balão forçando a saída da água (Imagem 1). Conforme aumentava o volume de gás, diminuía-se o volume da água. Quando o balão ficou cheio de gás oxigênio retirou-o do sistema e tampou-o para evitar a perda de gás. Repetiu-se o mesmo procedimento e recolheu-se um segundo balão de gás oxigênio.
Imagem 1: Captação de O2
Fonte: Dos autores
Em um dos balões cheios de gás oxigênio colocou-se um palito de fósforo em aceso. Observou-se que a chama aumentou e ao tampá-lo a chama diminuiu, gradativamente, até extinguir-se. Isto ocorreu porque o fogo é produto da reação entre oxigênio, combustível e calor, assim a chama aumenta, devido à alta concentração de O2 presente no balão, o que alimentou a reação. E quando tampado não havia mais fonte de oxigênio, assim, após o fogo consumir o que restava de gás dentro do balão a reação terminou.
Em outro balão adicionou-se o S8 em combustão e tampou-o. A combustão do enxofre gerou uma chama azul levemente lilás, que aumentou ao entrar em contato com o gás oxigênio (Equação 2) presente no balão (Imagem 2). A chama apagou-se após alguns minutos. 
S8(s) + 8O2(g) 8SO2(g)							(2)
Imagem 2: Enxofre fundido em contato com O2
Fonte: Dos autores
Depois de terminada a reação, adicionou-se 20mL de água oxigenada e verificou-se, com o auxílio de papel tornassol, a formação de uma solução ácida, onde o valor do pH obtido foi 1, o que confirmou a produção de ácido sulfúrico (Equação 3). 
SO2(g) + H2O2(l) H2SO4(aq)						(3)
À solução ácida adicionou-se cloreto de bário e observou-se que a mesma ficou turva e esbranquiçada, formando sulfato de bário e ácido clorídrico (Equação 4).
H2SO4(aq) + BaCl2(aq) BaSO4(s) + 2HCl(aq) 				(4)
A turbidez da solução indica que há presença de material emsuspensão, ou seja, de material que não está dissolvido no fluído. Há uma grande probabilidade que este material suspenso seja BaSO4, uma vez que, sabe-se da solubilidade baixíssima do sulfato de bário em ácido clorídrico. Por este motivo, o BaSO4 é muito utilizado para fins medicinais, pois além de auxiliar no destaque dos órgãos em exames de radioscopia e radiografia, é insolúvel em água e em soluções ácidos diluídas. Segundo Silva, Martins e Andrade (2004), “o sulfato de bário é usado para este fim por ser um sal praticamente insolúvel em água (0,0002 g/100 g de água) e em soluções ácidas diluídas”. A insolubilidade do bário poderia ter sido mais visível, caso a solução tivesse ficado mais tempo em repouso ou se tivesse sido centrifugada, o que ocasionaria na precipitação do mesmo. 
ANEXO 1
QUESTÕES
1. Escreva a equação da reação ocorrida no tubo de ensaio.
RESPOSTA:
	 calor
2KClO3 (s) ⟶ 3O2(g) + 2KCl (s) 				
 MnO2
2. Qual é a função do MnO2?	
RESPOSTA: 
O MnO2 é usado como catalisador na reação. Catalisador é uma substância que altera a velocidade de uma reação, sem ser consumido, durante o processo.
3. Como MnO2 poderia ser recuperado após a reação?
RESPOSTA: 
Através da dissolução em água, já que solubilidade das substâncias contidas no tudo de ensaio são diferentes, e filtração. O KCl é solúvel em água e o MnO2 é insolúvel, sendo assim o cloreto de potássio se solubilizaria e o dióxido de manganês precipitaria, podendo ser filtrado.
4. Explique o resultado do experimento do item 10.
RESPOSTA: 
O fogo é produto da reação entre oxigênio, combustível e calor. Ao colocar o palito de fósforo em brasa dentro do balão, contendo gás oxigênio, houve um aumento da chama, pois o O2 alimentou a reação. Quando o balão foi tampado não havia mais fonte de oxigênio, e após o fogo consumir o que restava de gás dentro do balão a reação terminou.
5. Qual é a conclusão que se pode tirar do experimento 16? Explique.
RESPOSTA: 
Como produto de reação entre dióxido de enxofre e água oxigenada obteve-se ácido sulfúrico. Ao adicionar ao ácido o BaCl2 a solução ficou esbranquiçada e turva, o que levaria à uma precipitação do produto da reação, que neste caso seria o BaSO4, caso a solução tivesse ficado em repouso. A isto deve-se a insolubilidade do sulfato de bário em água e em ácidos diluídos, que, neste caso, foi o HCl.
6. Escreva a equação da reação ocorrida no experimento 16.
RESPOSTA:
 H2SO4(aq) + BaCl2(aq) BaSO4(s) + 2HCl(aq)
7. Qual é a conclusão que se pode tirar do experimento 15? Explique.
RESPOSTA: 
Ao testar a acidez da solução constatou-se que a mesma estava ácida, pois obteve-se pH 1. Isto confirma a produção do ácido sulfúrico. 
8. Por que se utilizou peróxido de hidrogênio no experimento 14? Escreva a equação da reação ocorrida.
REPOSTA: agua oxigenada é um agente oxidante. 	
SO2(g) + H2O2(l) → SO3 (aq) + H2O (l) H2SO4(aq)
9. Escreva a equação da reação ocorrida no experimento 13. 
RESPOSTA: 
S8(s) + 8O2(g) 8SO2(g)
CONCLUSÃO
Através desta prática algumas propriedades do oxigênio e do enxofre foram averiguadas. Ao produzir e coletar o oxigênio, foi possível constatar que a densidade do O2 é menor do que a densidade da água. O oxigênio é capaz de fazer com que qualquer combustível entre em combustão (queime). Foi possível observar esta propriedade comburente do O2, ao ver a chama do palito de fósforo aumentar quando entrou em contato com o gás contido no balão. Um outro fator que confirma essa propriedade pôde ser observado quando, ao fechar o balão, a chama começou a se extinguir à medida que o oxigênio foi sendo consumido. Mais uma vez, esta característica, foi averiguada ao colocar o enxofre em combustão dentro de um balão, também, contendo o gás oxigênio. Notou-se que a inflamabilidade do enxofre ficou extremamente alta e como consequência houve a produção de SO2. A reação do SO2 com H2O2 produziu o H2SO4 que resultou na solução um alto teor de acidez (pH 1), confirmando a formação do ácido. Após adicionar o cloreto de bário à solução de ácido sulfúrico percebeu-se uma turbidez da solução que é recorrente a insolubilidade do sulfato de bário, produto resultante da reação, em ácidos diluídos. Conclui-se, portanto, que o estudo desta prática se fez necessário afim de ajudar no entendimento no que tange as aplicabilidades do oxigênio e enxofre. 
REFERÊNCIAS
LEE, J. D.. Química Inorgânica Um Novo Texto Conciso. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1980.
LEE, J. D.. Química Inorgânica Não Tão Concisa. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999.
OHWEILER, Otto Alcides. Química Inorgânica. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1971.
RUSSELL, John B.. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 2013.
SILVA, Luciana Almeida; MARTINS, Cláudia Rocha; ANDRADE, Jailson Bittencourt de. Por que todos os nitratos são solúveis? 2004. Disponível em: <http://qnint.sbq.org.br/novo/>. Acesso em: 31 maio 2017.