A Interpretação das observações experimentais

CADERNO VIRTUAL DE LABORATÓRIO

Alunas: Ana Paula Serra, Beatriz Machado e Fiama Paloma

Data: 18/03/15

Título do Experimento: ELEMENTOS DO GRUPO 14

1.  Propriedades redutoras do carvão (demonstrativa)

Observações experimentais: Em um tubo de ensaio adicionou-se cerca de 0,5 g de carvão ativo e um pouco de H2SO4 concentrado. Tampou-se o tubo com uma rolha adaptada a um tubo de vidro em forma de U, o qual teve sua outra extremidade submersa em uma solução de KMnO4. Aqueceu-se, na capela, o tubo contendo a mistura reagente. A solução contendo íons de permanganato inicialmente na cor rosa púrpura varia gradativamente passando pelo marrom até alcançar a total descoloração. Interpretação das observações experimentais (Discussão): Em temperatura ambiente não houve reação entre o carvão ativo e o ácido sulfúrico, porém, ao aquecer o tubo contendo o carvão, houve a reação entre o carvão e o ácido sulfúrico, gerando gás carbônico e dióxido de enxofre na forma gasosa e água. Os produtos gasosos encaminharam-se a outro tubo conectado ao tubo contendo o carvão ativado, estes por sua vez fez com que a água presente no segundo tubo que continha íons permanganato, que é um forte agente oxidante reagisse com o gás dióxido de enxofre produzindo íons H+ e íons HSO3-, que por sua vez fez com que os íons sulfitos reajam com os íons permanganato produzindo íons Mn2+. Assim sendo, temos não o carbono como agente direto da mudança de coloração da solução contendo íons permanganato, o que de fato acontece está relacionado com a capacidade do gás carbônico reduzir o enxofre deslocando o oxigênio, formando assim o gás carbônico e o oxido de enxofre. Assim o carbono oxida de 0 para +4 e o enxofre reduz de +6 a +4, na reação do tubo 2 o oxido de enxofre encontra-se em equilíbrio com o HSO3-, porém ao adicionar o SO2 produzido, temos um deslocamento para formação dos produtos que pode ser explicado pelo princípio de Le Chatelier que rege que ao ser adicionado mais reagentes, o equilíbrio é deslocado para os produtos. Com o aumento dos íons HSO3-, o manganês é capaz de remover elétrons dessa espécie, indo até Mn2+. Equações químicas que representam o fenômeno: Reação no tubo 1: Nox: 0 Nox: +4 Nox: +4 Nox: +6  Reação no tubo 2: Nox: 7+ (Coloração púrpura)  Nox: 2+ (Coloração incolor)

1. Comportamento do estanho em meio ácido

Observações experimentais: Em um tubo de ensaio grande, adaptado com uma rolha atravessada por dois eletrodos, notou-se a formação de gás hidrogênio nas paredes do tubo. A presença do gás também foi confirmada no tubo b, que apresentava conexão com o primeiro por meio de um tubo de borracha, resultando no aparecimento de bolhas na solução contida no recipiente b. No tubo c, também notou-se o aparecimento de bolhas, que partiam de onde estavam localizados os fragmentos de zinco até à superfície da solução. As reações se iniciaram ao mesmo tempo e constatou-se que todas perderam a coloração púrpura praticamente ao mesmo tempo, chegando a um tom rosa claro. Interpretação das observações experimentais (Discussão): O Estanho é bastante resistente a meios corrosivos naturais (como o ar ambiente ou a água do mar), mas pode ser atacado quando exposto a ácidos fortes, sais não-metálicos (sais ácidos) e bases fortes. Este metal resiste à corrosão quando exposto à água do mar e água potável, porém pode ser atacado por ácidos fortes, bases e sais ácidos. O estanho age como um catalisador quando o oxigênio se encontra dissolvido, acelerando o ataque químico. Apresentando dois alótropos, estanho alfa e beta, é corroído por diversos ácidos concentrados, mas resiste bem a águas doces ou salgadas. Podem ser ainda utilizadas finas películas de SnO2 com o objetivo de promover maior isolamento térmico e evitar a formação de gelo em janelas de aviões, uma vez que conduz eletricidade e pode ser usado como resistor. O contato de um grão de estanho com ácido nítrico concentrado seguido de aquecimento resultou em forte reação, promovendo liberação gasosa e forte, caracterizando a reação como exotérmica. O gás liberado era de coloração castanha, o que indica que o estanho foi oxidado não pelo caráter ácido da solução, mas pelos íons NO3- do ácido que por ser um ânion oxidante é favorecido pela termodinâmica frente ao hidrogênio. É sabido que o íon nitrato, apresenta duas reações de oxirredução sendo que em uma delas há formação de óxido nítrico (NO), gás com coloração incolor, e na outra há formação de dióxido de nitrogênio (NO2), gás com coloração marrom, mesmo ambos os óxidos apresentarem potencial padrão de redução muito próximos, na atividade experimental considera-se a formação de NO2, tendo em vista a reação do óxido nítrico com o oxigênio do ar.  Vale salientar que a reação não ocorreu a frio. O aquecimento da mistura de estanho e ácido nítrico se fez necessário para que a reação fosse efetivada. Isso acontece porque quando o estanho é exposto ao ar há a formação de película fina de óxido sobre a superfície do metal que protege o mesmo de um ataque do ácido. Pelo fato do HNO3 ser um agente oxidante forte o mesmo contribui decisivamente para a passivação do metal, ou seja, forma uma película com maior espessura de óxido sobre a superfície do metal, resultando em uma reação mais lenta, pois para que a reação aconteça é necessário que a película de óxido seja removida.  A reação do grão de estanho com ácido clorídrico concentrado ocorreu sem necessidade de aquecimento demonstrando intenso desprendimento gasoso, devido a oxidação do Sn pelos íons hidrônio da solução ácida, produzindo assim gás H2, que foi liberado para o meio. O gás H2 é formado devido a preferência do metal sofrer a oxidação, fazendo com que o hidrogênio seja deslocado do HCl.   Equações químicas que representam o fenômeno: Estanho e ácido nítrico concentrado [pic 1] Estanho e ácido clorídrico concentrado [pic 2]