QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL AULA PRÁTICA VI: OS ELEMENTOS OXIGÊNIO E ENXOFRE

UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS

INSTITUTO DE SAÚDE E BIOTECNOLOGIA

LICENCIATURA EM CIÊNCIAS: BIOLOGIA E QUÍMICA

QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL

AULA PRÁTICA VI: OS ELEMENTOS OXIGÊNIO E ENXOFRE

COARI
2019

Irleane Eduardo

Loyane Lopes

Maria Socorro

AULA PRÁTICA VI: OS ELEMENTOS OXIGÊNIO E ENXOFRE

Relatório solicitado como requisito parcial de obtenção de nota, na Disciplina de Química Inorgânica Experimental, do curso de Licenciatura em ciências: Biologia e Química, do Instituto de Saúde e Biotecnologia - ISB/UFAM, sob orientação do prof. Yakamury R. de Lira.

COARI

2019[pic 1]

SUMÁRIO

Introdução        4

1. Objetivos        5
2. Materiais e reagentes        5
3. Procedimento experimental        6
4. Resultados e discussão        8
5. Conclusão        11
6. Referência        12
7. Anexo        13

1. INTRODUÇÃO

        São conhecidos como “calcogênios”, ou elementos formadores de minérios, pois inúmeros minérios são óxidos ou sulfetos de metais, os quatro primeiros elementos do grupo 16 da tabela periódica, estes por sua vez são não metais. Segundo J. D. Lee (1999. p, 267) o oxigênio é o mais abundante de todos os elementos, está localizado no segundo período da tabela periódica, no grupo 16 da classificação periódica dos elementos, de número atômico 8 e massa atômica 16. Sussuchi (2017) preconiza que o oxigênio é um gás incolor, insípido e inodoro, formados por moléculas de O2. O gás se condensa em um líquido azul pálido a -183 oC. Embora o O2 tenha um número par de elétrons, dois deles não estão emparelhados, o que torna a molécula paramagnética. Em outras palavras, ela se comporta como um pequeno ímã e é atraída pelos campos magnéticos. O oxigênio apresenta muitas diferenças em relação aos demais elementos pertencentes à sua família, tais diferenças estão associadas ao seu tamanho pequeno e sua alta eletronegatividade, é o segundo elemento mais eletronegativo perdendo apenas para o flúor, e a ausência de orbitais d uma vez que o oxigênio pode utilizar de orbitais p para formar ligações duplas fortes. Visto que reage com quase todos os demais elementos. Os demais elementos também podem formar duplas ligações, mas se tornam cada vez mais fracas á medida que aumenta o número atômico dos mesmos (LEE, 1999). O enxofre possui uma maior tendência de se formar cadeias e ciclos que os demais elementos do grupo (vide variedades alotrópicas). O enxofre forma uma extensa e incomum variedade de compostos com o nitrogênio, que não encontram correspondentes nos demais elementos. J. D. Lee (1999. p, 268) enfatiza o fato de o enxofre ser o 16° elemento mais abundante e constitui 0,034% em peso da crosta terrestre. Em muitos lugares, o enxofre elementar pode ser obtido de fontes vulcânicas, mas são atualmente pouco exploradas, exceto no Japão e no México. O S é um constituinte essencial, embora menos frequente, de certas proteínas. Está presente nos aminoácidos cistina, cisteína e metionina.  O enxofre é um ametal e pode ser encontrado na sua forma livre na natureza.  Em seu estado fundamental, à temperatura ambiente, é encontrado o estado sólido, na forma de cristais amarelo- limão o que pode variai de acordo como teor de impurezas presentes. É insípido e inodoro e ocorrem em diversos minerais de sulfito e sulfato (OLIVEIRA, 2013). PIVELI (2006) afirma que o enxofre pode ser encontrado na natureza em seus quatro de oxidação: sulfeto (S-2), enxofre elementar (S0), sulfito (SO3-2) sulfato (SO4-2). O peróxido de hidrogênio é um dos oxidantes mais versáteis que existem, e com poder oxidante superior ao cloro, dióxido de cloro e permanganato de potássio. Através de catálise, pode ser convertido em radicais hidroxil que tem poder oxidante inferior apenas ao Flúor. Os agentes catalíticos mais comumente empregados para conversão de H2O2 em OH+ são: Fe+2, luz UV e semicondutores. O peróxido de hidrogênio é um metabólito natural de muitos organismos que quando se decompõe resulta em oxigênio molecular e água; dependendo da sua concentração pode inibir ou promover o crescimento microbiano. Segundo SCHMIDT et. al., (2006) é produzido naturalmente em superfície aquática por processos fotoquímicos ocorrendo absorção de luz, matéria orgânica e oxigênio molecular. Mais precisamente, a produção industrial ocorre quando o carbono dissolvido (COD) de substancias húmicas é excitado por luz ultravioleta em água doce e ambientes marinhos. É reconhecidamente citado como o oxidante mais eficiente na conversão de SO2 em SO4-2, um dos grandes responsáveis pela acidez da água da chuva (Matos, 2003). A química atmosférica da chuva ácida não é inteiramente compreendida. O SO2 é oxidado a SO3 pelo ozona ou pelo peroxido de hidrogênio, e reage com água ou com radicais hidroxilas para formar H2SO4. Os 10% da produção de enxofre que não são consumidos da produção de H2SO4, são empregados na forma de S elementar (LEE, 1999).  Na forma isolada ou combinada, peróxido de hidrogênio é um dos reagentes mais empregados para as mais diversas finalidades. Pode ser utilizado no branqueamento de fibras da indústria têxtil e de celulose e papel; além de ser aplicado nas indústrias de alimentos, petroquímica e de detergentes (SUBTIL et al., 2009).  O peróxido de hidrogênio é um poderoso oxidante, e sua solução aquosa forma ligações de Hidrogênio tendo seu ponto de ebulição mais elevado. Logo pode-se afirmar que a decomposição de H2O e O2 através de uma reação exotérmica. Sua decomposição é lenta à temperatura ambiente e quando as suas soluções são diluídas (LEE, 1999). A reação de decomposição é a seguinte:[pic 2]

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