Pratica Do Ferro

PRÁTICA DO FERRO

1) Introdução:

O ferro é um elemento químico de número atômico igual a 26, massa molar de 55,845 g/mol, ponto de fusão de 1535 ºC e ponto de ebulição de 2862 ºC. Esse metal é de muita importância em nossa sociedade, pois existem os mais diversos objetos que contêm ferro em sua constituição. Ele pode estar na sua forma pura ou formando a liga metálica chamada de aço (formada por aproximadamente 98,5% de ferro, 0,5 a 1,7% de carbono e traços de silício, enxofre e oxigênio).

O ferro já é usado desde os tempos mais remotos, cerca de 4000 a 3500 a.C. Nessa época, o ferro era obtido por meio de meteoros e era considerado extremamente raro.

Apesar de ser o quarto elemento mais abundante na crosta terrestre, não se encontra o ferro isolado na natureza, mas somente em minérios, sendo que os principais são: hematita (Fe2O3 – imagem abaixo), magnetita (Fe3O4), siderita (FeCO3), limonita (Fe2O3.H2O) e pirita (FeS2).

A partir desses minérios, é possível produzir o metal ferro. Essa obtenção de um metal por meio de seus minérios é feita com vários elementos, tais como o alumínio, o cobre, o titânio e o manganês; e esse processo é estudado pela área da metalurgia.

O ferro, ou melhor, o íon ferro (Fe+2), é muito importante para a nossa saúde e manutenção da vida. É esse íon que mantém as hemoglobinas de nosso sangue funcionando e possibilita que consigam extrair oxigênio do ar quando o sangue passa pelos pulmões, para assim distribuí-lo por todo nosso corpo. O perfeito funcionamento do cérebro também depende do íon ferro.

Geralmente, não é necessário que uma pessoa normal tome suplementos de ferro, pois a alimentação diária já fornece a quantidade que precisamos, sendo que um homem padrão precisa de 10 mg de ferro ao dia, e uma mulher padrão de 18mg (no caso de mulheres grávidas, elas necessitam de uma maior quantidade de ferro.) Além do que, o excesso de ferro pode trazer também problemas de saúde, como o aumento de riscos de câncer, de doenças degenerativas, como o mal de Parkinson, e o comprometimento de algumas funções normais do organismo.

Dentre outras característica de alta relevância sobre o ferro podemos citar:

• Os estados de oxidação mais comuns são +2 e +3. Os óxidos de ferro mais conhecidos são o óxido de ferro II (FeO), o óxido de ferro III (Fe2O3) e o óxido misto (Fe3O4). Forma numerosos sais e complexos com estes mesmos estados de oxidação. O hexacianoferrato II de ferro III, usado em pinturas, é conhecido como azul da Prússia ou azul de Turnbull.

• São conhecidos compostos de ferro com estados de oxidação +4, +5 e +6, porém são pouco comuns. No ferrato de potássio(K2FeO4), usado como oxidante, o ferro apresenta estado de oxidação +6. O estado de oxidação +4 é encontrado em poucos compostos e também em alguns processos enzimáticos.

• O Fe3C é conhecido como cementita e contém 6,67 % em carbono. O ferro α é conhecido como ferrita e a mistura de ferrita e cementita é denominada perlita ou ledeburita, dependendo do teor de carbono. A austenita é o ferro γ.

2) Objetivo:

Desenvolver ensaios que mostrem características do elemento ferro em compostos formados por este e em diferentes estados de oxidação.

3) Materiais e Reagentes

Reagentes Vidrarias Materiais

Ácido sulfúrico concentrado ( H2SO4 P.A) Bastão de vidro Balança Eletrônica

Água Destilada (H2O) Béquer de 250 mL Bico de Bunsen

Carbonato de sódio . (Na2CO3 a 5% ) Tubo de ensaio Espátula

Cloreto de ferro III (FeCl3 1,0 M) Pipetas de 10 mL e 5 mL Estante para tubos de ensaios

Ferrocianeto de potássio (K4[Fe (CN)6] 0,25 M) Vidro de relógio Pinça de madeira

Ferricianeto de potássio ( K3Fe(CN)6 0,25 M) Tubo de ensaio Pissete

Hidróxido de Sódio (NaOH 6,0 M) Triângulo de porcelana

Iodeto de potássio (KI -1,0 M) Tripé

Peróxido de hidrogênio (H2O2 P.A)

Sulfato de ferro II (FeSO4 1,0 M)

Sulfato de ferro III hepta hidratado (FeSO4 .7H2O P.A.)

Tiocianato de potássio ( KSCN 1,0 M)

4) Procedimento Experimental

4.1) Compostos do Ferro III.

4.1.1) Óxidos de Ferro III.

Colocar dentro de um cadinho aproximadamente 2,0 g de sulfato de ferro II hepta hidratado e calcinar durante 10 minutos . Verificar a mudança de cor e estrutura física.

4.1.2) Haleto de Ferro III

Dentro de um tubo de ensaio colocar pequeno volume de uma solução de ferro III e sobre este coloque também pequeno volume de KI .Observar o desenvolvimento da cor oriunda da reação de redução do ferro III.

4.1.3) Oxidação do ferro II a III

Colocar dentro de um tubo de ensaio cerca de 2,0 mL de uma solução a 1 Molar de sulfato de ferro II e sobre este, colocar 0,5 mL de ácido sulfúrico concentrado e 0,5 mL de peróxido de hidrogênio. Observar o que acontece.

4.1.4) Reações de identidade do ferro III.

Dentro de um tubo de ensaio colocar aproximadamente 2,0 mL de cloreto férrico e sobre este colocar 0,5 mL de ferrocianeto de potássio ( K4Fe(CN)6. Deve desenvolver uma coloração azul característica da presença de ferro III.

Dentro de outro tubo de ensaio colocar 2,0 mL de cloreto férrico e sobre este coloque 0,5 mL de tiocianato de potássio 1 Molar . Coloração vermelha e característica para ferro III.

4.2) Compostos de ferro II.

4.2.1) Hidróxido de ferro II

Mediu-se aproximadamente 2,0 mL de uma solução a 1 Molar de sulfato de ferro II e sobre este colocou-se 1,0 mL de soda caustica concentrado. Observou-se.

4.2.2) Sulfato de Ferro II.

Colocou-se dentro de um tubo de ensaio cerca de 2,0 g de sulfato de ferro II hepta