O oxigênio em temperatura ambiente é um gás incolor, inodoro (sem cheiro) e insípido (sem sabor)

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL – UEMS

UNIDADE DE ENSINO DE DOURADOS

CURSO DE QUIMICA INDUSTRIAL

        

PRÁTICA 5

DOURADOS-MS

NOVEMBRO DE 2015

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL - UEMS

ELLEN MARTINES GONÇALVES

JULIANNY TAYNARI GOMES DORNELES

TÁSSILA GONZALEZ MOREIRA

PRÁTICA 5

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DOURADOS-MS

NOVEMBRO DE 2015

1. Introdução

O oxigênio em temperatura ambiente é um gás incolor, inodoro (sem cheiro) e insípido (sem sabor).  É pouco solúvel em água, formando bolhas que se desprendem facilmente por simples agitação. E a temperatura ambiente, a molécula de oxigênio é relativamente inerte, mas na presença de substâncias catalisadoras ou ao ser aquecida, reage com a maioria dos elementos para formar vários compostos (Lee, 2009).

O enxofre (símbolo S), juntamente com o hidrogênio e o oxigênio, é um dos poucos não metais que pode ser encontrado livre na natureza. À temperatura ambiente, ele é encontrado no estado sólido, na forma de cristais amarelo-limão o que pode variar de acordo com o teor de impurezas. Este elemento, diferentemente do oxigênio, tende a formar ligações simples consigo mesmo, em vez de ligações duplas. Logo, ele forma compostos mais extensos e, por isso, é sólido à temperatura ambiente (Atkins, 2007).

O ácido sulfúrico é um líquido incolor, denso (1,84 g/mL), viscoso, tóxico, corrosivo e praticamente não volátil, pois seu ponto de ebulição é igual a 338ºC ao nível do mar. Esse ácido inorgânico é a solução aquosa de sulfato de hidrogênio, cuja fórmula está representada abaixo. Essa solução apresenta cerca de 98% em massa do sulfato, o que significa que é quase pura. Esse ácido é muito perigoso porque possui ação oxidante e, principalmente, desidratante de açúcares, amidos e celulose (Fogaça, 2000).

Nas reações químicas, os halogênios apresentam propriedades oxidantes, recebendo um elétron. A atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico, sendo o flúor o oxidante mais forte. Suas propriedades redutoras apresentam-se muito fracas, sendo o iodo, em comparação com os outros halogênios, um redutor mais forte (Lee, 2000).

1. Objetivo

• Verificar propriedade física e química do oxigênio;
• Verificar a reatividade do enxofre;
• Verificar propriedade do ácido sulfúrico com agente oxidante, seu ponto de ebulição e sua atuação como ácido;
• Verificar a reatividade do iodo.

1. Procedimento Experimental

3.1 Preparação do oxigênio:

Em um tubo de ensaio grande, foi colocado 3 mL de solução de KMnO4 5 molL-1 e gotas de H2SO4 p.a. Foi adicionado lentamente a solução de peróxido de hidrogênio 10% onde houve a descoloração da solução. Foi observado desprendimento de gás e aproximado um palito de fósforo em brasa da abertura do tubo de ensaio verificado se a propriedade comburente do gás.

3.2 Reatividade do Oxigênio:

Em um vidro de relógio foi adicionado uma ponta de espátula de Permanganato de Potássio (sólido) e gotas de H2SO4 concentrado. Com auxílio de uma pinça e com cuidado, foi colocado em contato com a mistura um chumaço de algodão molhado em acetona.

3.3 Reatividade do enxofre

A). Em um tubo de ensaio, foi colocado uma pequena quantidade de enxofre pulverizado e 2 mL de H2SO4 p.a. Foi aquecido CUIDADOSAMENTE.

B). Em um tubo de ensaio, foi colocado uma pequena quantidade de enxofre pulverizado e 2 mL de solução de NaOH 6 molL-1. Foi aquecido CUIDADOSAMENTE.

3.4 Propriedades do H2SO4

A). Agente oxidante: Em 3 tubos de ensaios foram colocadas pequenas quantidades dos metais como Mg e Zn e adicionar 1 mL de solução de H2SO4 p.a em cada tubo. Foram verificados e anotados os resultados.

B). Reações devidas ao seu elevado ponto de ebulição: Em um tubo de ensaio foram colocadas uma pequena quantidade de NaCl(s) e 2 mL de solução de H2SO4 p.a. . Foram verificados e anotados os resultados.

C). Atuando como ácido: Em uma cápsula de porcelana foram colocados para reagir uma ponta de espátula de CuO e H2SO4 p.a. Verificar o que ocorre e anotar.

3.5. Reatividade do Iodo

A). Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de KI 0,1molL-1. E depois adicionados 1 mL de solução de AgNO3 5%. Foram agitados, observados e anotados os resultados.

B). Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de KI 0,1 molL-1. E depois foram adicionados 2,5 mL de solução de amido 5 %. A solução foi submetida a agitação. Em seguida foi adicionado 1 gota de solução de NaClO 5%, novamente a solução foi agitada. Em seguida foi adicionado uma solução de NaClO onde ocorreu uma segunda variação de cor. O s fenômenos foram observados e anotados.

C). Em um tubo de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de KI 0,1 molL-1. E então foram adicionados 2,5 mL de solução de amido 5% e algumas gotas de H2O2 à 3 %. Foi observado a reação.

D). Reação do Iodo com solução básica: Foram adicionados alguns cristais de iodo sólido em um tubo de ensaio. E depois adicionados 10 gotas de solução de KOH 6 molL-1. O tubo foi agitado suavemente até o iodo desaparecer e a solução ficar incolor.

3.6. Experimento bônus:

Colocamos uma proveta de 50 mL sobre uma bandeja de plástico para evitar sujeiras; Dentro da proveta, colocou-se primeiro um corante líquido; Depois de acrescentar cerca de 10 mL de detergente; foram adicionados cerca de 20 mL de peróxido de hidrogênio; com cuidado, e depois adicionado 2 g de iodeto de potássio à mistura dentro da proveta. Imediatamente manteve-se distância e observou a reação.