RELATORIO PROPRIEDADES DO PEROXIDO DE HIDROGENIO

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SUMÁRIO
1.0 OBJETIVOS	3
2.0 INTRODUÇÃO	4
3.0 PARTE EXPERIMENTAL	7
3.1 PROCEDIMENTO 1: DECOMPOSIÇÃO DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO SOB AUSENCIA E PRESENÇA DE LUZ E A INFLUÊNCIA DO MEIO BÁSICO	7
3.1.1 Materiais:	7
3.1.1.1 Reagentes	7
3.1.1.2 Vidrarias:	7
3.1.1.3 Acessórios:	7
3.1.2 Procedimento experimental	7
3.1.3 Discursão dos resultados	7
3.2 PROCEDIMENTO 2: COMPORTAMENTO DA ÁGUA OXIGENADA EM MEIO ÁCIDO	9
3.2.1 Materiais:	9
3.1.1.1 Reagentes:	9
3.1.1.2 Vidrarias:	10
3.1.1.3 Acessórios:	10
3.2.2. Procedimento experimental	10
3.2.3 Discursão dos resultados	10
3.3 PROCEDIMENTO 3: PODER OXIDANTE DA AGUA OXIGENADA COMPARADO COM O DE OUTRAS ESPÉCIES	11
3.3.1 Materiais:	11
3.3.1.1 Reagentes	12
3.3.1.2 Vidrarias:	12
3.3.1.3 Acessórios:	12
3.3.2 Procedimento experimental	12
3.3.3 Discursão dos resultados	12
3.4 PROCEDIMENTO 5: COMPORTAMENTO DO PEROXIDO DE HIDROGÊNIO COMO AGENTE REDUTOR	16
3.4.1 Materiais:	16
3.4.1.1 Reagentes:	16
3.4.1.2 Vidrarias:	16
3.4.1.3 Acessórios:	17
3.4.2 Procedimento experimental	17
3.4.3 Discursão e resultados	17
3.5. PROCEDIMENTO 6 E 7: AÇÃO DOS CATALISADORES NA SOLUÇÃO DE PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO.	18
3.5.1 Materiais:	18
3.5.1.1 Reagentes:	18
3.5.1.2 Vidrarias:	19
3.5.1.3 Acessórios:	19
3.5.2 Procedimento experimental	19
3.6.3. Discursão e resultados	19
3.6 PROCEDIMENTO 7: ENZIMAS CATALISADORAS	21
3.6.1 Materiais:	21
3.6.1.1 Reagentes:	21
3.6.1.2 Vidrarias:	21
3.6.1.3 Acessórios:	22
3.6.2 Procedimento experimental	22
3.6.3 Discursões e resultados	22
4.0 CONCLUSÃO	23
5.0 REFERENCIAS	24
1.0 OBJETIVOS
Avaliar o comportamento do peroxido de hidrogênio em meio básico, ácido e frente a alguns compostos;
Reconhecer que o peroxido de hidrogênio está envolvido em reações de oxirredução;
Correlacionar a composição da água oxigenada com suas capacidades oxidantes e redutoras;
Identificar reações nas quais o peroxido de hidrogênio comporta-se como oxidante e como redutor.
2.0 INTRODUÇÃO
A priori, sabe-se que a água comum é formada pela combinação de oxigênio e hidrogênio. Contudo, as espécies mencionadas, sob circunstâncias especificas, também podem se combinar para formar um composto instável pertencente a classe dos peróxidos, designado de peróxido de hidrogênio o qual possui a formula molecular H202. 1
Através da distribuição dos domínios de elétrons ao redor do central da molécula de peroxido de hidrogênio (Figura 1), torna-se perceptível que a molécula de peroxido de hidrogênio não é plana uma vez que as duas ligações covalentes O-H aproximam-se de formar um ângulo reto entre si. Assim, informalmente, o arranjo espacial da espécie em análise é denominado de “cadeia torcida” ou “ estrutura desajeitada”. 1
No que se refere as propriedades físicas do peróxido de hidrogênio, tem-se que além de sua hidrossolubilidade ser infinita, o mesmo é comumente produzido e utilizado como uma solução aquosa parcialmente concentrada. Com efeito, as soluções pouco concentradas possuem 3% de H2O2, tendo em vista que as soluções comercializadas com maiores concentrações apresentam apenas 30% de H2O2 em peso.1
Em suma, a tabela 1 apresenta algumas propriedades físicas do peroxido de hidrogênio em termos quantitativos.
Tabela 1: Dados da literatura acerca propriedades físicas do peróxido de hidrogênio1
	Temperatura de fusão a 1 atm.
	 -0,43 °C
	Temperatura de ebulição a 1 atm.
	150,2°C
	Densidade do sólido a -20°C
	1,71 g/cm3
	Densidade do líquido a 0°C
	1,471 g/cm3
	Ponto critico
	457,0°C (214 atm.)
	Capacidade calorífica do líquido 
	0,62 cal/g.°C / 21,36 cal mol.°C
	Calor de vaporização 25°C
	12,3 Kcal/mol2.7 Kcal/mol
	Calor de fusão no T. fusão
	2,7 Kcal/mol
 
 No que se refere as propriedades químicas do peroxido de hidrogênio é possível afirmar que dentre as mais simples observa-se sua auto-reação de oxidação-redução instantânea, a partir da absorção de energia, produzindo um óxido, a saber a água, e gás oxigênio (Equação 1) visto que a reação supracitada configura-se como exotérmica liberando, segundo, Quagliano 1979, 23,6 Kcal/mol de energia. Ainda, tem-se que essa reação pode ocorrer tanto na forma líquida quanto nos estados gasosos e em soluções diluídas. 1
Equação 1: Equação de decomposição do peroxido de hidrogênio
Contudo, existe a possibilidade de conservação da solução da substância em análise, sem que ocorra decomposição em larga escala, por um período de tempo relativamente extenso, tanto a baixas temperaturas quanto na ausência de luz, de impurezas que promovam a aceleração da reação de decomposição da substância ou, até mesmo, de um estabilizador, substâncias também denominada de inibidoras utilizadas causar o efeito oposto ao causado pelas impurezas na reação mencionada.1
Cabe ressaltar que a porcentagem da decomposição das soluções de peroxido de hidrogênio crescem ou decrescem a partir da alteração da concentração da solução. Desse modo, comercialmente, é possível encontrar a solução dessa substância nas concentrações de 10, 20, 30,40 e 100 volumes.1
Não obstante, substâncias alcalinas ou metais, quando adicionadas a solução diluída ou anidra de peroxido de hidrogênio intensificam a produção de gás oxigênio e agua, mesmo se o sistema estiver submetido a temperaturas baixas. Logo, tais substancias são denominadas de catalisadores, isto é, substancias responsáveis por modificar a velocidade de uma reação através de mecanismos alternativos sem serem consumidos, tendo em vista que após o processo, em alguns casos, o mesmo não pode ser recuperado.1
Há de se considerar que a partir da ação de um catalizador em uma solução de H2O2 torna-se mais exotérmica ou, até mesmo, explosiva visto que a energia liberada é convertida em calor, intensificando a auto-reação de oxidação-redução da solução supracitada.1
Ademais, tem-se como as mais relevantes propriedades do peroxido de hidrogênio, a habilidade do mesmo de oxidar e reduz intensamente outras espécies de tal maneira que, quando atua como oxidante doando elétrons para a outra espécie através da redação da mesma, produz água - H20. Logo, pode-se generalizar a reação entre H2O2 com qualquer outra espécie redutora (R) através da equação 2 apresentada abaixo. Ainda, pode-se afirmar que nos testes de identificação da presença do peróxido de hidrogênio apoia na sua propriedade oxidante. 1
Equação 2: Esquematização da ação do peroxido de hidrogênio como oxidante 
Em contrapartida, quando diante de uma espécie com poder de oxidação maior que o seu, o peroxido de hidrogênio age como um agente redutor promovendo a redução da espécie com a qual se encontra em contato, doando elétrons para a mesma. Dessa forma os dois átomos de oxigênio do H2O2 sofrem oxidação formando oxigênio molecular na forma gasosa.1
3.0 PARTE EXPERIMENTAL
3.1 PROCEDIMENTO 1: DECOMPOSIÇÃO DO PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO SOB AUSENCIA E PRESENÇA DE LUZ E A INFLUÊNCIA DO MEIO BÁSICO
3.1.1 Materiais:
3.1.1.1 Reagentes:
Solução de água oxigenada 20 VOLUMES (H2O2)
Solução de hidróxido de sódio (NaOH) (0,1 mol.L-1)
3.1.1.2 Vidrarias: 
Tubo de ensaio 
Béquer de 10 mL, 15 mL
Proveta de 10 mL
3.1.1.3 Acessórios: 
Lamparina 
Palitos de fósforo
Estante de tubo de ensaio
Conta gotas
3.1.2 Procedimento experimental
Foram utilizados dois tubos de ensaio nos quais adicionou-se, em cada, 2 mL de agua oxigenada 20 VOLUMES. Em seguida, um dos tubos foi exposto a luz solar enquanto o outro foi reservado dentro do armário. Aguardou-se dois minutos e adicionou-se 1 mL de solução de hidróxido de sódio 0,1 mol.L-1 ao tubo que havia sido reservado no armário. O mesmo foi submetido à agitação e aquecido, aproximando-se, imediatamente, um palito de fósforo aceso da boca do tubo. Posteriormente, o processo foi repetido com o tubo que havia sido deixado em exposição a luz solar e observou-se as evidencias apresentadas pelos sistemas. 
3.1.3 Discursão dos resultados
Haja vista que após o processo descrito no item 3.1.2, aoaproximar o palito de fósforo da extremidade do tubo de ensaio que havia sido exposto a luz observou-se que a chama deste começou a se reduzir rapidamente, enquanto ao realizar o mesmo processo no tubo de ensaio que havia sido reservado no armário a chama do palito de fosforo se reduziu de forma mais controlada. 
Figura 1: (a) Solução de peroxido de hidrogênio conservada no escuro (b) Solução de peroxido de hidrogênio exposta a luz 
Fonte: Próprio autor 
Sob esse viés, sabe-se que o peroxido é uma substância instável que se decompõe de maneira espontânea conforme a equação 1 tendo em vista que através da equação da reação é possível estabelecer a proporção de 1 H202:1 O2 ou 1 H202: 1 H2O.
Assim, sabendo que foi adicionada a mesma quantidade de peróxido de hidrogênio a ambos aos tubos de ensaio, tem-se que, diante da luz, uma fonte de calor, a decomposição do substancia supracitada é acelerada em decorrência da elevação da temperatura da solução, aumentando tanto a velocidade da reação assim como a quantidade de gás oxigênio produzido na reação de desproporcionamento do peroxido de hidrogênio, o qual é perdido para o ambiente em virtude do sistema está aberto. Em contrapartida, a solução de peróxido de hidrogênio que foi guardada no armário teve sua reação de decomposição retarda em virtude da ausência de luz e da exposição a um ambiente fresco. Logo, a taxa de gás oxigênio liberada para o ambiente, por esse sistema, foi menor. 1
Posteriormente, ao adicionar a mesma quantidade de hidróxido de sódio a ambas a soluções e submete-las ao aquecimento, as condições de efervescência se inverteram. Sabendo que nas soluções também havia água sendo aquecida – Ao se afirmar que havia água presente no sistema está se levando em consideração também a água gerada na decomposição da substancia ao longo da experiência – , pode-se afirmar que a solução que permaneceu no escuro desprendeu uma maior quantidade de gás de oxigênio evidenciada pela redução mais lenta da chama do palito de fósforo visto que apesar do gás oxigênio ser um excelente comburente possuindo a habilidade de alimentara chama do palito de fósforo, o vapor de água que estava sendo produzido no sistema, dificultava a tendência da chama em se manter acesa. Enquanto isso, a solução que havia sido exposta a luz desprendeu uma quantidade menor de gás oxigênio tendo em vista que parte do gás presente na solução já havia se dispersado para o ambiente durante a exposição ao sol, dessa forma no meio havia muito mais água, de forma que a chama do palito de fósforo se reduzia acentuadamente. 1
Ainda, é possível afirmar que a ação do hidróxido de sódio corroborou para tais evidências, pois, sabendo que o mesmo estava em solução, logo, totalmente dissociado em íons Na+ e OH- por ser uma base forte, ao ser adicionado aos tubos de ensaio, basificou os meios através das hidroxilas, as quais, comportam-se como catalisadores acelerando a auto-reação de oxidação-redução das soluções de peróxido de hidrogênio sem serem consumidos na reação. O aquecimento das soluções também foi de extrema relevância para a aceleração da decomposição da substancia mencionada.1
3.2 PROCEDIMENTO 2: COMPORTAMENTO DA ÁGUA OXIGENADA EM MEIO ÁCIDO
3.2.1 Materiais: 
3.1.1.1 Reagentes:
Solução de água oxigenada 20 volumes (H2O2)
Solução de ácido clorídrico (HCl) (0,1 mol.L-1)
3.1.1.2 Vidrarias: 
Tubo de ensaio 
Béquer de 10 mL, 15 mL
Proveta de 10 mL
3.1.1.3 Acessórios: 
Lamparina 
Palitos de fósforo
Estante de tubo de ensaio
Conta gotas
3.2.2. Procedimento experimental 
Colocou-se, em um tubo de ensaio, com auxílio de uma proveta de 10 mL, 2 mL de água oxigenada 20 VOLUMES e 1 mL de solução de ácido clorídrico 0,1 mol.L-1 . O tubo foi aquecido com a lamparina e imediatamente aproximou-se da boca do tubo um palito de fósforo aceso. Por conseguinte, observou-se o sistema.
3.2.3 Discursão dos resultados
Ao misturar ácido clorídrico com peróxido de hidrogênio e submeter a mistura ao aquecimento notou-se que houve a formação intensa de bolhas, a presença de gotas de líquido nas paredes do tubo de ensaio tendo em vista que este ficou turvo. Ademais, aproximando-se um palito de fosforo da boca do tubo foi observado que a chama do mesmo se apagou rapidamente.
Desse modo, tem-se que determinadas substâncias podem comportar-se como estabilizadores, isto é, substâncias capazes de reduzir a velocidade da reação de desproporcionamento do peroxido de hidrogênio. Assim, em decorrência dos vapores liberados, durante o aquecimento, pela mistura homogênea de peroxido de hidrogênio com ácido clorídrico não alimentarem a chama do palito de fósforo em maior ou menor grau, assim como evidenciado no sistema que continha peroxido de hidrogênio e hidróxido de sódio, é possível classificar o ácido clorídrico como um estabilizador visto que, certamente, o mesmo dificultou a decomposição do peróxido, de tal maneira que a chama do palito de fosforo apagou-se rapidamente devido, em grande parte, ao vapor da água da própria solução, produzido durante o aquecimento.1
Vale destacar ainda que apesar do aquecimento favorecer a auto-reação de oxidação-redução da substância em análise de modo que no experimento observou-se a formação de bolhas no tubo de ensaio durante o aquecimento, possivelmente, as quantidades de gás oxigênio produzidas foram muito pequenas, como resultado do efeito do meio ácido, não podendo, portanto, serem evidenciadas e parte das bolhas formadas sejam referentes a ebulição da água do meio. 1 
Figura 2: Aquecimento do peróxido de hidrogênio em meio ácido
Fonte: Próprio autor 
Em suma, percebe-se que o meio básico é mais adequando que o meio ácido para a produção de gás oxigênio a partir do peroxido de hidrogênio. 1
3.3 PROCEDIMENTO 3: PODER OXIDANTE DA AGUA OXIGENADA COMPARADO COM O DE OUTRAS ESPÉCIES 
3.3.1 Materiais: 
3.3.1.1 Reagentes:
Solução de sulfato de ferro II (FeSO4) (0,5% m/V)
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) (0,05 mol.L -1)
Solução ferrocianeto de potássio / Hexacianoferrato (K2 [Fe(CN)6]) (0,5% m/V) 
Solução de água oxigenada 20 volumes (H2O2)
3.3.1.2 Vidrarias: 
Tubo de ensaio 
Béquer de 10 mL, 15 mL
Proveta de 10 mL
3.3.1.3 Acessórios: 
Estante de tubo de ensaio
Conta gotas
3.3.2 Procedimento experimental 
Em um tubo de ensaio foi adicionado 1 mL de solução de sulfato de ferro II (0,5% m/V) e 1 mL de solução de ácido sulfúrico 0,05 mol.L -1. Em seguida, gotejou-se a solução Ferrocianeto de potássio 0,5% m/V e observou-se as mudanças no sistema reacional.
Em uma segunda etapa, colocou-se, em um tubo de ensaio, 1,0 mL Sulfato de ferro II 0,5% m/V, 1 mL água oxigenada 20 VOLUMES, 1,0 mL solução de ácido Sulfúrico 0,05 mol.L -1 . Aqueceu-se ligeiramente a solução e após o resfriamento, gotejou-se a solução ferrocianeto de potássio 0,5% m/V na mistura inicial. Em seguida observou-se as alterações do sistema.
3.3.3 Discursão dos resultados 
É possível afirmar que após preparar uma mistura utilizando as soluções de sulfato de ferro, ácido sulfúrico diluído e a solução de peroxido de hidrogênio, levando, posteriormente, a mistura homogênea ao aquecimento, observou-se que o sistema manteve a coloração da solução de sulfato ferroso–Amarelada. Após a adição de hexacianoferrato (II) de potássio a coloração inicial da solução passou de amarela para azul escuro.
Figura 3: Mistura homogênea das soluções de sulfato de ferro, ácido sulfúrico diluído e peróxido de hidrogênio antes do aquecimento.
Fonte: Proprio autor
Figura 4: Aquecimento da mistura homogênea das soluções de sulfato de ferro, ácido sulfúrico diluído e peróxido de hidrogênio
Fonte: Próprio autor
 Figura 5: Solução inicial após a adição de hexacianoferrato (II) de potássio
Fonte: Próprio autor
De posse dessas informações, percebe-se que inicialmente os íons Ferro (II) – Fe+2 – foram oxidados a íons Ferro (III) – Fe+3 – pelo peroxido de hidrogênio, em meio ácido conforme a equação líquida iônica abaixo tendo em vista que os íons SO4 2- foram omitidos por não apresentaremnenhum comportamento no meio.3
Convém ressaltar ainda que a mistura de sulfato ferroso com peróxido de hidrogênio forma uma solução oxidante denominada de reagente de feton capaz de oxidar compostos da classe dos aldeídos e álcoois. 5 
 
Equação 3: Equação da oxidação dos íons Ferro (II)3
Ao gotejar hexaferrocianeto (II) de potássio no sistema, formou-se o azul da Prússia tendo em vista que o mesmo foi produzido através da interação do íon hexaferrocianeto (II) – [Fe (CN)6]-4 – com o íon Ferro (III) – Fe+3 – visto que além de ser insolúvel em ácidos diluídos o azul da Prússia também não se solubiliza em água. Logo, as pequenas partículas de sólidos observadas nas paredes do tubo de ensaio referem-se ao precipitado dessa solução. A equação abaixo evidência o processo. 2
Equação 4: Formação do azul de Prússia2
Outro aspecto a ser considerado é que o nome cientifico do pigmento azul (Figura 7)formado conhecido como azul da Prússia ou em inglês (Prussian Blue) é ferrocianeto férrico sendo o mesmo um composto de coordenação (Figura 6). 7
Figura 6: Estrutura do ferrocianeto férrico7
Figura 7: Pigmento de azul de Prússia7
Por outro lado, ao preparar uma mistura utilizando as soluções de sulfato de ferroso e ácido sulfúrico diluído, observou-se que sistema manteve a coloração amarela do sulfato ferroso. Contudo ao gotejar a solução de hexaferrocianeto (II) de potássio a mistura inicial, a mesma adquiriu a coloração azul forte análoga no sistema anteriormente discutido. 
Figura 7: Azul da Prússia formada a partir da mistura das soluções de sulfato de ferroso e ácido sulfúrico diluído e hexaferrocianeto (II) de potássio
Fonte: Próprio autor
Desse modo, sabe-se que a solução de FeSO4 – O sulfato ferroso é melhor representado na forma hepta-hidratada, FeSO4. 7 H2O – originalmente é azul, contudo, lentamente adquire a coloração castanho-amarelada, quando exposto ao ar, principalmente se o meio estiver ácido, uma vez que o oxigênio do ar oxida a os íons Ferro (II) – Fe+2 – a íons Ferro (III) – Fe+3 . Logo, enquanto o oxigênio do ar comporta-se como agente redutor o sulfato ferroso apresenta o comportamento de agente oxidante.4
Segundo Mellor 1967, a equação abaixo evidência o processo visto está sendo apenas apresentados as espécies que apresentaram algum comportamento em solução.
Equação 5: Oxidação do sulfato ferros pelo oxigênio do ar em meio ácido3
Sob esse viés, tem-se que ao gotejar a hexaferrocianeto (II) de potássio na solução, assim como já descrito, o íon hexaferrocianeto (II) – [Fe (CN)6]-4 – interage com o íons Ferro (III) – Fe+3 – formando o azul da Prússia. 2
3.4 PROCEDIMENTO 5: COMPORTAMENTO DO PEROXIDO DE HIDROGÊNIO COMO AGENTE REDUTOR
3.4.1 Materiais:
3.4.1.1 Reagentes:
Solução permanganato de potássio (KMnO4) (0,02 mol.L-1 ) 
Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) (0,05 mol.L -1)
Solução de água oxigenada 20 volumes (H2O2)
3.4.1.2 Vidrarias: 
Tubo de ensaio 
Béquer de 10 mL, 15 mL
Proveta de 10 mL
3.4.1.3 Acessórios: 
Estante de tubo de ensaio
Conta gotas
3.4.2 Procedimento experimental 
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 1,0 mL da solução permanganato de potássio 0,02 mol.L-1 e 1 mL da solução de ácido sulfúrico 0,05 mol. L -1. Em seguida, adicionou-se a mistura mencionada 2,0 mL da solução de água oxigenada 20 volumes e observou-se as mudanças ocorridas.
3.4.3 Discursão e resultados
Foi feita uma mistura reacional de permanganato de potássio com ácido sulfúrico e esta adquiriu a coloração marrom escuro. Após adicionar água oxigenada á mistura homogênea preparada inicialmente, iniciou-se um processo de precipitação, lento, de um solido preto de tal maneira que conforme o sólido ia decantando no fundo do tubo de ensaio, a mistura, agora heterogênea, começava a apresentar uma fase líquida e incolor. 
Figura 8: Mistura heterogênea das soluções de permanganato de potássio com ácido sulfúrico e peróxido de hidrogênio 
Fonte: Próprio autor
Sob esse viés, pode-se afirmar que essas evidências não eram esperadas uma vez que ao adicionar ácido sulfúrico à solução de permanganato de potássio, a cor rósea, característica da solução de permanganato, não deveria se alterar. Adicionando-se água oxigenada a mistura, a mesma deveria se tornar incolor. A equação abaixo evidencia a processo que deveria ter ocorrido no sistema (Equação 4) tendo em vista que nem todos os íons participam da reação, logo, em consonância com a equação global encontra-se a equação liquida iônica (Equação 5) da reação explicitando os íons que participariam da mesma. 3
Equação 4: Reação entre permanganato de potássio, peroxido de hidrogênio e ácido sulfúrico4 
Equação 5: Equação liquida iônica da reação entre permanganato de potássio, peroxido de hidrogênio e ácido sulfúrico
Assim, seria possível perceber que o peroxido de hidrogênio se comportaria como agente redutor enquanto o permanganato de potássio apresentaria comportamento de agente oxidante tendo em vista que a descoloração da solução de permanganato com ácido sulfúrico se justificaria pela transferia de 10 elétrons dos átomos de oxigênio do peroxido de hidrogênio para os íons manganês (VII) – Mn +7 - sendo que estes deveria ser reduzidos aos íons Manganês (II) - Mn 2+ - os quais seriam responsáveis pela coloração incolor da solução. 4
Cabe ressaltar que, segundo Mellor 1967, a capacidade oxidante do permanganato torna-se mais acentuada em meio ácido, o justifica a necessidade da adição do ácido sulfúrico ao sistema para que este mostrasse alterações. 
Contudo, em virtude de as características observadas não estarem de acordo com o previsto para o sistema reacional, pode-se afirmar que o ácido sulfúrico estava contaminado. Assim, não é possível analisar os produtos da reação, pois não se sabe quais substancias realmente foram postas para reagir. 
3.5. PROCEDIMENTO 6 E 7: AÇÃO DOS CATALISADORES NA SOLUÇÃO DE PERÓXIDO DE HIDROGÊNIO.
3.5.1 Materiais:
3.5.1.1 Reagentes:
Dióxido de manganês em pó (MnO2)
Solução de água oxigenada 20 volumes (H2O2)
Detergente
3.5.1.2 Vidrarias: 
Erlenmeyer
Tubos de ensaio 
3.5.1.3 Acessórios: 
Estante de tubo de ensaio
Espátula 
Conta gotas
Pisseta 
3.5.2 Procedimento experimental 
Em um erlenmeyer foi adicionada, com auxílio de uma espátula, uma pequena quantidade de dióxido de manganês em pó e em seguida adicionou-se erlenmeyer 5,0 mL da solução de peróxido de hidrogênio 20 volumes. Observou-se as mudanças.
Por conseguinte, adicionou-se a um tubo de ensaio 2,0 mL da solução de água oxigenada 20 volumes, duas a três gotas de detergente e uma pequena quantidade de dióxido de manganês em pó com auxílio de uma espátula. O novo sistema foi observado e comparado com o anterior. 
3.6.3. Discursão e resultados
Colocou-se determinada em 5,0 mL da solução de peroxido de hidrogênio quantidade de dióxido de manganês e observou-se uma efervescência intensa com formação de uma fina camada de espuma branca sobre o sólido acumulado no fundo do erlenmeyer de forma que a vidraria ficou turva. Ainda, houve a liberação de grandes quantidades de energia a qual foi notada a partir da elevação da temperatura do erlenmeyer.
Figura 9: Ação catalisadora do dióxido de manganês na decomposição do peroxido de hidrogênio
Fonte: Próprio autor
Com base nos fatos mencionados, percebe-se que tais evidências decorrem do comportamento do dióxido de manganês como catalisador uma vez que este interfere na velocidade da reação de desproporcionamento do peróxido de hidrogênio de modo a torna-la mais rápida. A alteração da velocidade da reação torna a mesma mais exotérmica de forma que o calor liberado acaba acentuando não só a decomposição da substância, mais também a velocidade da mesma e provocando a liberação de mais calor. Assim, a medida que o processo supracitado vai se repetindo a auto-reação de oxidação-redução do peróxido de hidrogênio torna-se mais rápida. A equação 1, citada inicialmente, expõe os produtos da reação em analisada. 1
Além disso, certamente, a camada fina de espuma brancamencionada configura-se como uma dispersão coloidal de gás no líquido. Ainda, sabendo que catalisadores não participam do sistema reacional, é possível afirmar que o sólido escuro presente no interior do erlenmeyer era o próprio dióxido de manganês umedecido pela solução de peróxido de hidrogênio.1 
Há de se considerar que caso fosse aproximado um palito de fosforo aceso da boca do erlenmeyer a tendência da chama seria aumentar em virtude do desprendimento acentuado de gás oxigênio. 1 
Em um segundo sistema, com 2,0 mL da solução de água oxigenada 20 volumes detergente e uma pequena quantidade de dióxido de manganês, observou-se a formação de uma espuma branca grossa e volumosa que preencheu todo o tubo de ensaio rapidamente.
Logo, é notório que ocorreu o mesmo processo supracitado no qual o dióxido de manganês atua como um agente catalítico, todavia, neste sistema, em decorrência de utilizar-se quantidade menores de peróxido de hidrogênio e de dióxido de manganês, aproveitou-se de outro meio para torna perceptível a liberação gás oxigênio, isto é, a adição do detergente, posto que o gás produzido penetra nas bolhas de sabão promovendo o aumento de volume das mesmas e o surgimentos de outras gerando a espuma grossa observada durante a prática. 2 
Figura 10: Resultados do uso do detergente na ação catalisadora do dióxido de manganês na decomposição do peroxido de hidrogênio
Fonte: Próprio autor
3.6 PROCEDIMENTO 7: ENZIMAS CATALISADORAS
3.6.1 Materiais:
3.6.1.1 Reagentes:
Batata inglesa 
Solução de água oxigenada 20 volumes (H2O2)
3.6.1.2 Vidrarias: 
Erlenmeyer
Proveta
3.6.1.3 Acessórios: 
Conta gotas
Pisseta 
3.6.2 Procedimento experimental 
Foi adicionado a um erlenmeyer pedações de batata inglesa descascadas e 5,0 mL da solução de peroxido de hidrogênio 20 volumes. Em seguida observou-se o sistema. 
3.6.3 Discursões e resultados
Haja vista que após adicionar a alguns pedações de batata a solução de peróxido de hidrogênio, notou-se a ocorrência de efervescência com a posterior formação de uma espuma branca fina. 
Logo, percebe-se que, assim analogamente ao ocorrido na adição de dióxido de manganês a solução de peróxido de hidrogênio, a reação de desproporcionamento (Equação 1) do peróxido de hidrogênio foi acelerada devido a presença de um catalisador denominado catálise na composição da batata inglesa tendo em vista que o mesmo aumenta a velocidade da decomposição do peroxido sem ser consumido. Ademais, a espuma evidenciada no sistema refere-se a uma dispersão colóidal de gás no líquido. 6
Figura 13: Ação das enzimas catalizadoras na decomposição de peroxido de hidrogênio
Fonte: Próprio autor
4.0 CONCLUSÃO
Diante do exposto, através dos experimentos foi possível compreender as propriedades químicas mais importantes do peróxido de hidrogênios através de sua ação em diferentes sistemas reacionais ou não. Os experimentos possibilitaram a compreensão dos comportamentos opostos do peróxido de hidrogênio nos meios ácido e básico de tal maneira a ratificar as afirmações literárias acerca do comportamento mais proveitoso da substancia em meio alcalino. 
Em segunda analise, foi possível verificar, de maneira didática, não apenas o poder de oxidação e de redução do peroxido de hidrogênio, mas também os produtos característicos destas reações visto que durante a sua ação como redutora produz água e gás oxigênio enquanto que em sua atuação como agente oxidante produz apenas agua. Cabe salientar também que procurou-se meios simples e diferentes de comprovar as afirmações da literatura no que tange aos desprendimentos gasosos da reação de desproporcionamento do peróxido de hidrogênio. A saber a alimentação da chama de um palito de fósforo e o aumento de volume da espuma produzida por detergentes.
Em suma, a maior parte dos experimentos foram realizados com êxito tendo em vista que no procedimento 5 não foram obtidos os resultados esperados, contudo, a falta dos mesmos não inviabilizou a oportunidade de aprendizado contribuindo para a construção da gama de dos discentes. 
 
 
 
5.0 REFERENCIAS
1.0 QUAGLIANO , J. V. , VALLARIANO, L. V.; Traduzido por Ainda Espínola; Química, 3° edição; Rio de Janeiro : Guanabara Dois,1985. 
2.0 VOGEL, A. I. ; Traduzido por Antônio Gimeno; Química analítica qualitativa, 5° Edição; São Paulo: Mestre Jou, 1981. 
3.0 MELLOR, J. W. ; Traduzido por Alcides Caldas; Química inorgânica moderna, 1° edição; Porto Alegre: Globo, 1967.
4.0 COTTON, F. A; Traduzido por basic inorganic chemistry ; Quimica inorgânica , 1° edição; Rio de Janeiro: Livros técnicos e científicos , 1978.
5.0 LEE, J. D; Química inorgânica não tão concisa, 5° Edição, São Paulo : Edgard blucher.
6.0 NOVAES, F. J. M.; AGUIAR, D. L. M.; BARRETO, M.B., AFONSO, J. C.; Atividades Experimentais Simples para o Entendimento de Conceitos de Cinética Enzimática: Solanum tuberosum – Uma Alternativa Versátil; Química nova escola-QNSC, vol 35 N°1. Visitado em: 22/ 07/19 00:42
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7.0 BERNARNDES, B. J.; Sintese do pigmento azul da prussia e sua utilização para a produção de tinta tipo guache;2012. Visitado em: 22/07/19 1:46
Disponível em: 
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