Relatorio Familia 4A

1. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Entre os elementos representativos, é notório que os mais leves apresentam diferenças acentuadas de propriedades químicas em relação aos elementos mais pesados do mesmo grupo. Esse comportamento é particularmente evidente no grupo VI A.[1]

Os elementos do grupo 6A, também chamados de calcogênios, apresentam configuração eletrônica s2p4 e apresentam a capacidade de formar pelo menos um íon com carga negativa igual a -2. O polônio é o único elemento deste grupo que não forma íon com carga -2. Esses elementos podem atingir a configuração de um gás nobre ao receberem dois elétrons formando íons bi negativos ou compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes [2].

O oxigênio é um dos principais elementos deste grupo (...) é o mais abundante na natureza (...) forma compostos com todos os elementos, com exceção de alguns gases nobres. O alótropo estável do oxigênio é o O2, uma molécula biatômica com elevada energia de dissociação. De acordo com medidas magnéticas, cada molécula de O2 tem dois elétrons com spins desemparelhados em seus orbitais, sendo caracterizada como uma substância paramagnética (substância que responde a um campo magnético). Sendo assim, não é possível formular uma estrutura de Lewis consistente com a regra do octeto, capaz de explicar a alta energia de dissociação e a presença de elétrons desemparelhados, explicando a influencia de um campo magnético na molécula de O2. A explicação para os elétrons desemparelhados foi concretizada pela teoria dos orbitais moleculares que permitiu racionalizar propriedades do oxigênio e dos íons O2- e O 2-2.[1]

Os compostos nos quais o oxigênio está com numero de oxidação –1 são chamados de peróxidos (ou peroxicompostos). Os metais alcalinos e os alcalino-terrosos Ca, Sr e Ba formam peróxidos iônicos. Nesses casos, o ânion é o íon simples O2-, que pode ser imaginado como uma molécula de oxigênio à qual se adicionaram dois elétrons. Esses elétrons preenchem os dois orbitais antiligantes que estão semipreenchidos no O2. Consequentemente, o íon peróxido é diamagnético e tem a ordem de ligação 1. [3]

A ligação simples O—O está presente também nos peróxidos covalentes; deste, o mais importante é o peróxido de hidrogênio, H2O2.

Figura 1. Diagrama de orbitais moleculares da molécula de O2.

O peróxido de hidrogênio comporta-se como oxidante na presença de ânion iodeto (ver equação 4), recebendo elétrons cedidos por este. Já na presença de permanganato, comporta-se como um redutor, cedendo-lhe elétrons para a formação do cátion manganês (II) em meio ácido (ver equação 5).

Os peróxidos (O22-) geralmente se comportam como substâncias oxidantes. Mas normalmente é oxidado na presença de agentes oxidante mais forte como os permanganatos, isto é passam atuar como redutor. Nesse caso sempre há liberação de O2. [3]

O permanganato de potássio (KMnO4) é um oxidante forte de cor violeta intensa. Em soluções fortemente ácidas (pH<1) , ele é reduzido a Mn2+, incolor.[4]

Os peróxidos contem uma quantidade de oxigênio maior que aquele esperado a partir do seu numero de oxidação. O íon peróxido em relação ao outros compostos de oxigênio (óxidos, superóxidos) é o que contem menor ordem de ligação de acordo com a teoria dos orbitais moleculares isto é, há uma ligação simples, contudo, este é mais reativo. [5]

O enxofre, outro elemento importante no grupo, existe na natureza no estado livre ou em compostos, como sulfetos e sulfatos. Devido as suas variadas formas de ligações admite grandes variedades alotrópicas. Como:

1) Ortorrômbica, também conhecida como enxofre α, é a forma mais estável e comum.

2) Outra forma é a monoclínica, ou como enxofre β,que é obtida a partir do esfriamento do enxofre líquido, aquecido a pelo menos 92,5°C, de maneira lenta. Nestas condições, são obtidos cristais longos e finos como agulhas.

Figura 2. Formas do enxofre.

3) Enxofre plástico: Essa é uma variação amorfa do enxofre, isso ocorre quando o enxofre é fundido a uma temperatura de 160°C e é submetido a um resfriamento brusco, adquirindo uma forma mole, elástica. [4]

Um dos principais usos do enxofre é a produção de ácido sulfúrico. Como a hidratação do ácido sulfúrico é termodinamicamente favorável (ΔH = -880 kJ/mol), este ácido é um excelente agente desidratante. É usado para preparar diversas frutas secas. Sendo capaz de remover água de diversos compostos orgânicos, como a sacarose. Com a seguinte reação: [5]

C12H22O11(s) + 11H2SO4 12C(s) + 11H2SO4 + H2O

A prática do grupo dos calcogênios tem o objetivo de estudar a química dos elementos desse grupo, obter o gás oxigênio no laboratório e estudar o poder desidratante do ácido sulfúrico.

 

2. MATERIAIS E REAGENTES

• Água destilada;

• Sacarose;

• H2SO4- 6 mol/L;

• H2O2 - 3%;

• KI - 1 mol/L;

• KMnO4 - 1 mol/L;

• Enxofre Sólido;

• H2SO4 – Concentrado;

• 03 Tubos de ensaio

• 01Béquer 500 mL

• 01Bico de Bunsen

• 01Béquer 50 mL

• Pinça de madeira

• Conta-gotas

• Espátula

• Fita de pH

 

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Parte I – Propriedades químicas do peróxido de hidrogênio

• Separaram-se dois tubos de ensaio: tubo A e tubo B;

• Adicionou-se a cada tubo1mL de água destilada, 2 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) 6M e 3 gotas