O Oxigênio O2 é um Gás Incolor e Inodoro

INTRODUÇÃO

De acordo com Medeiros (2015), o oxigênio O2 é um gás incolor e inodoro, apresenta-se em 21% na formação do ar atmosférico, por atuar nas funções vitais dos seres humanos é considerado muito importante. Apresenta-se também na sua forma alotrópica O3 (ozônio) que é responsável por filtrar os raios ultravioletas do sol.

Cardoso (2002), diz que, o enxofre é um elemento com grande abundancia na terra, possui coloração amarelada e odor, tem grande participação para o organismo humano e pode ser encontrado em algumas frutas, verduras e alimentos de origem animal. O enxofre em sua forma (SO2) no meio ambiente em contato com a agua é responsável pelo fenômeno chamado de chuva acida que é o aumento da concentração de óxidos na atmosfera.

O enxofre e o oxigênio fazem partes de algumas reações, podendo ser acelerada através de um catalisador que é uma substancia que modifica a velocidade de uma reação química, fazendo com que, em uma reação as moléculas existentes reajam com uma maior velocidade modificando o tempo gasto para a formação do produto obtido através da mesma. (ALVES S/D)

OBJETIVO GERAL

Realizar reações químicas para obtenção do gás oxigênio e reações do enxofre de importância ambiental.

MATERIAIS

Aparelho coletor de gás;

Cuba de plástico;

1 Tubos de ensaio;

1 Proveta 25 mL;

1 Proveta 50 mL;

Pipeta;

Espátula;

Tela de amianto;

Pinça de madeira;

1 frasco de cerca de 200 mL com tampa de rosca;

Palitos de fósforo.

REAGENTES

H2O2 (3%);

MnO2;

KI;

Detergente;

Enxofre sólido;

Água oxigenada 10 volumes;

NaOH 0,1 mol/L;

Indicador fenolftaleína;

Solução de água oxigenada um volume (solução absorvente);

Cloreto de bário (1M) acidificado com HCl.

METODOLOGIA

1.Peróxido de hidrogênio e do MnO2

Após montar a aparelhagem coletora de gás, colocou-se no tubo gerador de gases cerca de 15 mL de H2O2. Com muito cuidado, fora adicionado pequena quantidade de MnO2. Fechou-se o tubo gerador de gases em seguida. O gás obtido em 1 tubo de ensaio por deslocamento de água foi recolhido e utilizado posteriormente. Após recolhido o gás em um dos tubos, fora inserido um palito de fosforo aceso para definir as propriedades comburentes.

2.Peróxido de hidrogênio e do KI

Em uma proveta foi adicionado 30 mL de H2O2, gotas de detergente e uma pequena quantidade de KI, observou-se a reação.

3. Reação do enxofre

Foi utilizado uma espátula com a ponta curvada onde foi colocado o enxofre em pó para ser queimado. O cabo da espátula era comprido suficiente para manter o enxofre queimando dentro do frasco de vidro. Anteriormente a queima do enxofre no frasco fora adicionado, 20 mL da solução de água oxigenada (1 volume) no frasco. Após colocou-se a espátula com o enxofre em combustão dentro do frasco, que foi tampado para que os gases emanados da combustão ficassem confinados dentro do mesmo.

Quando a chama se apagou, foi rapidamente retirado a espátula com a ponta curva e tampou-se novamente o frasco. Agitando-o vigorosamente para que a solução entrasse em contato com a fumaça. Abriu-se o frasco para que o excesso de fumaça saísse e foi retirado algumas gotas de solução e testou-se a presença de sulfato com solução de cloreto de bário em meio de ácido clorídrico em um tubo de ensaio. Por fim transferiu-se o restante da solução para um Erlenmeyer, e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína, prosseguindo com uma titulação utilizando-se solução de NaOH 0,1 mol/L até que a solução se tornasse rosa.

RESULTADO E DISCUSSÃO

No experimento 1, o MnO2 desenvolveu a função de catalisador que acelerou a velocidade de decomposição do H2O2, quando o MnO2 agiu com o H2O2 houve um desprendimento de gás devido a essa aceleração da reação, o MnO2 faz com que a água oxigenada libere oxigênio sem ocorrer transformação química no MnO2. Através dessa reação o peróxido de hidrogênio é capaz de formar dois produtos: H2O e O2. Essa formação pode ser expressa pela seguinte reação química:

2 H2O2 (aq)  2 H2O (l) + O2 (g)

Quando foi feito o teste com o palito de fósforo, o mesmo manteve-se aceso e depois apagou-se, pois, o oxigênio que estava presente foi exaurindo-se.

No experimento 2, a decomposição do H2O2 ocorreu lentamente à temperatura

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