O Relatório Experimental

Universidade de São Paulo[pic 1]

Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras de Ribeirão Preto

Departamento de Química

Relatório Experimento 2: Grupo 6 – Reações e propriedades de H2O2 e SO2

Docente: Prof.Drº José Carlos Toledo Júnior

Disciplina: Inorgânica Experimental

Diego Boldo nºUSP: 9363714

Ramon Josef Nicolete Nascimento nºUSP: 9363631

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1. Reações de H2O2

1. Em um tubo de ensaio foi adicionado 1mL de solução de (I2/I-) e posteriormente algumas gotas de água destilada, pois a solução estava muito concentrada e algumas gotas de peróxido de hidrogênio, e foi observada que houve a mudança de coloração da solução para alaranjada com a liberação de gás que foi causada pela oxidação do iodo ocasionado pelo peroxido:

PROCURAR A EXPLICAÇÃO E REAÇÃO!

1. Foi adicionado 1mL de hexacianoferrato (II) e gota a gota peróxido de hidrogênio, em que a solução passou de transparente para verde-amarelo que é causada pela oxidação do hexacianoferrato pelo peróxido:

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1. Foi adicionado 1mL de hexacianoferrato (III) e gota a gota de H2O2 com agitação e foi observado que a solução passou a ser esverdeada como inicialmente, porém ouve a liberação de gás observada que é causada pela redução do hexacianoferrato (III) em (II) causada pelo peroxido:

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1. Foi adicionado 1mL de H2O2 e posteriormente KMnO4 algumas gotas em meio ácido afim de reduzir o permanganato em Mn2+ como na reação abaixo:

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Porém, o que foi observado que houve a liberação de gás, assim como a precipitação de óxido de manganês causado pelo permanganato que não estava acidificado suficiente para deixar o meio ácido e a reação ocorrer:

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1. Foi separado dois tubos (E1 e E2)

E1) 1 mL de H2O2 + KMnO4: Ocorreu a liberação de gás e o tubo esquentou, além de ter ficado marrom a solução o que é causado pela redução do permanganato em Mn2+ causado pelo peróxido:

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E2) [CuSO4] = 1,0.10-3M + KMnO4  + H2O2: Não foi possível observar mudanças no sistema, pois a solução de permanganato poderia não estar acidificada o suficiente, ou a solução poderia estar velha. No caso, a adição dos reagentes deveria descolorar a solução com o desprendimento de O2 úmido:

COLOCAR A REAÇÃO DO CuSO4 + H2O2

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1. Preparo de Reações de SO2 em meio aquoso

1. Preparo de SO2: A reação envolvida está descrita abaixo

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1. Inicialmente foi colocado em um tubo a água de SO2 e se mediu o pH = 2 devido ao meio estar ácido:

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1. Foi adicionado a água de SO2 + 3,0mL de [SrCl2] = 0,1 M. Foi observado que a solução continuou transparente, e o pH = 2. Sendo assim, não houve a formação e mudança no sistema:

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1. Foi adicionado água de SO2 + 1,0 mL de [NaOH] = 0,5 M + 3,0 mL de [SrCl2] = 0,1 M. Foi observado a formação de um precipitado gelatinoso que é causado pela formação de óxido de estanho:

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1. Propriedades REDOX de SO2 em meio aquoso

1. Foi adicionado água de SO2 + (I2/I-) gota – gota e foi observado que a solução de transparente foi para verde claro, o que é atribuído a redução do iodo ocasionado pelo SO2:

COLOCAR A REAÇÃO 

1. Foi adicionado solução de (I2/I-) e posteriormente a água de SO2 em que houve a descoloração da solução que era vermelha para transparente, que é ocasionada pela redução do I- a I2:

COLOCAR A REAÇÃO

1. Foi adicionado 0,5 mL de KMnO4 + (SO2 + H2O), e foi observado que a solução de rosa passou a ser transparente que é causada pela redução do permanganato a íons Mn2+ :

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1. Foi adicionado 0,5 mL de dicromato de potássio em meio ácido + (SO2 + H2O), e foi observado que a coloração de laranja foi para verde que é causada pela formação dos íons Cr (III):

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