Relatório - GRUPO 16

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RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA:
GRUPO 16
1.0 OBJETIVOS
● Avaliar a reatividade dos compostos de oxigênio e enxofre.
2.0 DISCUSSÕES DOS EXPERIMENTOS
2.1 - EXPERIMENTO 1: Produção do gás oxigênio pela decomposição da água
oxigenada através do dióxido de manganês.
O peróxido de hidrogênio (H2O2) puro é um líquido incolor que se assemelha
a água. É um produto químico bastante utilizado na indústria, podendo ser usado
em como agente alvejante suave para tecidos, papel e polpa de madeira. É bastante
utilizado em questões ambientais, como por exemplo na oxigenação de águas de
esgoto e para oxidar cianetos e sulfetos. É um composto instável e a velocidade de
decomposição dele depende da temperatura e de sua concentração. (LEE, 1999)
A reação que representa a decomposição desse composto está representada
pela Equação 1. Esse processo é uma reação de oxirredução, onde o peróxido de
hidrogênio atua como agente oxidante e redutor, oxidando e reduzindo o oxigênio.
2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) (Equação 1)
A liberação de gás é uma evidência de que a reação ocorre. O dióxido de
manganês (MnO2) é acrescentado ao processo apenas como função de catalisador,
ele não irá reagir mas irá influenciar diretamente nas ligações do peróxido de
hidrogênio, proporcionando a liberação de gás oxigênio (O2) no meio.
2.2. EXPERIMENTO 2: Produção do gás carbônico (CO2) pela reação do
bicarbonato de sódio (NaHCO3) e ácido acético (CH3COOH):
Quando o bicarbonato de sódio (NaHCO3, um sal) é misturado ao vinagre
(formado por ácido acético, H4C2O2), temos uma reação química , que inicialmente
produz acetato de sódio e ácido carbônico, representado pela Equação 2.
CH3COOH(aq) + NaHCO3(s) → NaCH3COO(aq)+ H2CO3(g) (Equação 2)
Tal reação é evidenciada pela produção de uma “espuma” e por causa do
borbulhamento de gás. Como o ácido carbônico é um ácido instável, ele sofre
decomposição, originando água e gás carbônico, como pode ser visto na Equação
3. A formação do gás carbônico foi facilmente visualizada pela formação de bolhas.
H2CO3(aq) → CO2(g) + H2O(l) (Equação 3)
A reação apresentou coloração turva, essa turbidez diminuiu gradativamente
à medida que a reação foi ocorrendo, até que a solução ficou translúcida, isto se
deve ao fato de que o produto final da reação é uma mistura homogênea em
equilíbrio composta por acetato de sódio, água e ácido carbônico não degradado,
além do dióxido de carbono que foi liberado em forma de gás, devido a isto não se
encontra em solução. A equação global da reação é representada por:
CH3COOH(aq) + NaHCO3(s) → CO2(g) + NaCH3COO (aq) + H2O(l) (Equação 4)
2.3. EXPERIMENTO 3: Ação comburente do gás oxigênio (O2) e extintora do
gás carbônico (CO2).
O peróxido de hidrogênio decompõe-se facilmente produzindo água (no
estado líquido) e oxigênio (no estado gasoso), liberando calor, de acordo com a
seguinte equação química:
2H2O2(aq) → 2H2O(l) + O2(g) (Equação 4)
Ao adicionar a água oxigenada na presença do KMnO4 e água, percebeu-se
a formação de uma espuma e fumaça, o que evidencia a formação de um gás no
meio. A reação é expressa pela equação :
3H2O2(aq) + 2 KMnO4(s) ⇆ 2MnO2(s) + KOH(s) + 2H2O(l) + 3O2(g) (Equação 5)
A haste de madeira incandescente foi introduzida com o objetivo de verificar
se o gás liberado era comburente. De acordo com a equação o gás liberado foi o
oxigênio, que é comburente. Dado que foi corroborado, visto que ao aproximar a
haste ao tubo de ensaio a chama se tornou mais viva.
Conforme foi verificado no experimento 2 a reação de vinagre com
bicarbonato de sódio produz gás carbônico, conforme a equação:
CH3COOH(aq) + NaHCO3(s) → CO2(g) +NaCH3COO (aq)+ H2O(l) (Equação 6)
Ao aproximar a haste incandescente dessa reação a produção do CO2 é
confirmada, visto que a chama da haste apaga, evidenciando a presença de um gás
não comburente.
2.4. EXPERIMENTO 4: Reação do enxofre com o ferro.
Nesse experimento utilizou-se limalha de ferro e enxofre em pó. Os dois pós
são misturados em um cadinho e logo após a mistura é aquecida com o auxílio de
um bastão de vidro quente. O que proporciona a ocorrência da reação entre as duas
espécies que estão no estado sólido. Ao aproximar o bastão os sólidos começaram
a escurecer e depois de um instante a mistura começou a pegar fogo.
Fe(s) + S(s) → FeS(s) (Equação 7)
O que evidencia a ocorrência de reação é a mudança de coloração da
mistura, provando a formação de sulfeto de ferro (II), o que pode ser visto na
Equação 7.
2.5. EXPERIMENTO 5: Reação do ácido sulfúrico (H2SO4) com a sacarose
(C12H22O11):
O ácido sulfúrico concentrado é um poderoso agente desidratante, reage com
a sacarose, removendo a água e deixando um abundante resíduo de carvão, de
acordo com a seguinte equação química:
2C12H22O11(s) + 2H2SO4(l) → 24C(s) + 24H2O(g) + 2SO2(g) + O2(g) (Equação 8)
Ao decorrer da reação é acompanhado por alteração de cor do açúcar de
amarelo a castanho, terminando com a expansão de um sólido negro (composto de
carbono). O ácido sulfúrico concentrado reage com o açúcar, formando água,
carbono e muito calor, o que explica as bolhas e a fumaça produzida, além do cheiro
característico de açúcar derretido.
Durante a transformação ocorre a libertação de vapor de água e dióxido de
enxofre, acompanhada ainda por grande libertação de energia uma vez que a
reação é exotérmica.
Quando olhamos para a estrutura da sacarose, vemos que não existem
moléculas de água presente, mas sim, grupos OH e átomos de hidrogênio ligados
aos carbonos. São estes grupos OH, também conhecidos como hidroxilas que
fazem com que o açúcar seja tão solúvel na água. Quando o ácido reage com o
açúcar, ele retira os OH e os H, formando assim H2O que vai sendo evaporado pelo
calor da reação.
Já o carbono é essa massa preta que cresce dentro do béquer. Por isso o
açúcar é chamado de carboidrato, ele contém além de carbonos muitos hidrogênios
e oxigênios, em uma proporção de 2:1 como na água.
2.6. EXPERIMENTO 6 : Ação desinfetante da água sanitária:
A hidrólise salina é o processo inverso à reação de neutralização, ou seja, ela
é um processo reversível, onde os íons de um sal reagem com a água, formando
soluções com diferentes níveis de pH.
Na hidrólise salina, a água sofre uma autoionização, que fará com que os
íons de H+ e OH– possam ser produzidos. Isso fará com que o equilíbrio iônico seja
alcançado, etapa necessária nas reações químicas reversíveis.
A hidrólise salina é importante porque, em meio aquoso, é comum que os
sais se dissociarem, perdendo ou ganhando elétrons e formando soluções ácidas e
básicas. Nem sempre os íons das substâncias vão reagir e formar bases ou ácidos
fracos; em alguns casos, a reação de hidrólise é tão forte, que são formados bases
e ácidos muito fortes, que não terão equilíbrio químico porque suas reações são
apenas em um único sentido, produzindo apenas um tipo de composto.
A hidrólise do hipoclorito de sódio é representada pelas seguintes reações:
NaClO(aq) ⇄ Na+(aq) + ClO-(aq) (Equação 9)
NaClO(aq) + H2O(l) ⇄ ClO(aq) + NaOH(aq) (Equação 10)
Por ser um sal derivado de ácido fraco (HClO) e base forte (NaOH), parte dos
íons hipoclorito ClO– sofre hidrólise reconstituindo o ácido hipocloroso (HClO).
A ação oxidante e sanificante dos derivados clorados é controlada pelo ácido
hipocloroso (HClO), um produto resultante da hidrólise da substância clorada
conforme reações acima. O ácido hipocloroso é um ácido fraco cuja constante de
dissociação (Ka) a 30oC é 3,8 x 10-8 e que em solução aquosa se dissocia para
formar o íon hidrogênio e o íon hipoclorito.
HClO(aq) + H2O(l) ⇄ H3O+(aq) + OCl-(aq) (Equação 11)
Tanto o ácido hipocloroso como o íon hipoclorito atuam como desinfetantes
e bactericidas, no entanto, a ação do ácido hipocloroso é cerca de 80 vezes mais
eficiente do que a do ânion hipoclorito.
Portanto, compostos clorados são mais efetivos em valores de pH baixos
quando a presença de ácido hipocloroso é dominante, ou seja, em pH acima de 9, a
concentração de ácidohipocloroso em solução é tão pequena que já não teríamos
um ação sanificante eficiente.
2.7. EXPERIMENTO EXTRA: FORMAÇÃO DA CHUVA ÁCIDA
Chuva ácida é a precipitação de água, seja ela na forma de chuva, neblina ou
neve, que possui uma acidez maior do que da chuva normal. Esse problema atual
está intimamente relacionado com a poluição crescente no ambiente em que
vivemos, especialmente em regiões industriais.
O pH da água pura é 7,0, mas quando o dióxido de carbono (CO2) presente
na atmosfera se dissolve na água, ocorre a formação do ácido carbônico (H2CO3), e
portanto o pH da água em equilíbrio com o CO2 atmosférico é de 5,6. Fenômeno que
ocorre devido a formação e dissociação do ácido carbônico, conforme equações
abaixo:
O2 (g) + H2O(l) → H2CO3 (aq) (Equação 12)
H2CO3(aq) → H+(aq) + HCO3- (aq) (Equação 13)
HCO3-(aq) → H+ (aq) + CO32- (aq) (Equação 14)
Apesar da chuva em equilíbrio com o gás carbônico já ser ácida, só dizemos
que a chuva tem um excesso de acidez quando seu pH for menor que 5,6.
O aumento da acidez na chuva ocorre principalmente quando há um aumento
na concentração de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera. O que vem
acontecendo nas últimas décadas e que, graças aos poluentes liberados pelas
atividades industriais, meios de transportes, etc.
Estes óxidos e o óxido de carbono são chamados de óxidos ácidos, porque
em contato com a água (neste caso água de chuva) formam ácidos.
O nitrogênio gasoso (N2) e o oxigênio molecular (O2) da atmosfera podem
reagir formando o monóxido de nitrogênio (NO). No entanto, esta reação não é
espontânea, necessitando de muita energia para ocorrer. Por exemplo, durante a
queima de combustível no motor do carro ou em fornos industriais a temperatura é
muito elevada, fornecendo a energia necessária para que ocorra a formação do
monóxido de nitrogênio de forma eficiente.
N2(g) + O2(g) → 2NO(g) (em altas temperaturas) (Equação 15)
O monóxido de nitrogênio pode ser oxidado na atmosfera (que contém O2) e
formar o dióxido de nitrogênio (NO2) que tem cor marrom. Muitas vezes, o fato do
céu ter um tom marrom em cidades com tantos veículos como São Paulo, se deve à
formação do NO2 na atmosfera, somado com a grande emissão de material
particulado (incluindo a fuligem) que também escurece a atmosfera. O dióxido de
nitrogênio pode sofrer novas reações e formar o ácido nítrico (HNO3), que contribui
para aumentar a acidez da água de chuva.
Um carro produzido em 1995 produz até 10 vezes mais NO que um carro
produzido hoje. Isto porque os carros modernos possuem um conversor catalítico
que reduz muito a formação do NO. O conversor catalítico (ou catalisador) contém
metais como paládio, platina e ródio, que transforma grande parte dos gases
prejudiciais à saúde e ao meio ambiente, em gases inertes como N2 e CO2.
Devemos lembrar que o CO2 é um gás que não prejudica diretamente a saúde
humana, mas colabora para aumentar o efeito estufa.
2CO(g) + 2NO(g) → 2CO2(g) + N2(g) (Equação 16)
2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) (Equação 17)
2NO(g) → N2(g) + O2(g) (Equação 18)
É importante salientar que com ou sem catalisador o carro continua emitindo
imensas quantidades de CO2 para a atmosfera. O catalisador tem um papel
importantíssimo, mas atua de forma a minimizar apenas as emissões de CO e NO.
O dióxido de enxofre (SO2) é o responsável pelo maior aumento na acidez da
chuva. Este é produzido diretamente como subproduto da queima de combustíveis
fósseis como a gasolina, carvão e óleo diesel. O óleo diesel e o carvão são muito
impuros, e contém grandes quantidades de enxofre em sua composição, sendo
responsáveis por uma grande parcela da emissão de SO2 para a atmosfera.
Atualmente no Brasil, a Petrobras tem investido muito na purificação do diesel a fim
de diminuir drasticamente as impurezas que contém enxofre.
De forma equivalente a outros óxidos, o SO2 reage com a água formando o
ácido sulfuroso:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq) (Equação 19)
H2SO3 (aq) → H+(aq) + HSO3-(aq) (Equação 20)
O dióxido de enxofre também pode sofre oxidação na atmosfera e formar o
trióxido de enxofre (SO3), que por sua vez, em contato com a água da chuva irá
formar o ácido sulfúrico (H2SO4), que é um ácido forte.
SO2(g) + ½O2(g) → SO3(g) (Equação 21)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) (Equação 22)
H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42-(aq) (Equação 23)
3.0 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEE, J.D. Química Inorgânica: não tão concisa. 5 ed. Edgar Blucher: São Paulo,
1999.
SHIVER, D. F. & ATIKINS, P. Química inorgânica (Tradução de Roberto Barros
Farias). 4 ed. Porto Alegre, Rio Grande do Sul, 2008.