1. INTRODUÇÃO

O oxigênio elementar constitui 21% da massa atmosférica, ele é o elemento mais

abundante na crosta terrestre correspondendo à 86% da massa dos oceanos e 89% da

água. É um gás incolor, inodoro e reativo que forma compostos com todos os

elementos exceto alguns gases nobres.

O oxigênio ocorre na forma de dois compostos não-metálicos, o dioxigênio O2 e

o ozônio, O3. O dioxigênio O2 é uma molécula diatômica estável e paramagnético o

que explica sua existência na forma de gás. O O2 oxida muitos elementos e reage

com muitos compostos orgânicos e inorgânicos. Somente os gases nobres He, Ne e

Ar não formam óxidos.

O ozônio é um gás instável, tóxico, diamagnético, de cor azul intensa e possui

odor forte característico. As reações do ozônio geralmente envolvem oxidação e

transferência de um átomo de O. O ozônio é muito instável em meio ácido e muito

estável em meio básico.

O oxigênio difere dos demais elementos do Grupo 16 por ser mais eletronegativo

e portanto mais iônico em seus compostos. A ausência de estados de oxidação mais

elevados e a limitação a um número de coordenação 4 são uma conseqüência da

limitação do número de elétrons no segundo nível a oito. Os demais elementos

podem expandir seu número de coordenação para 6, utilizando os orbitais d. O

oxigênio pode utilizar orbitais pπ para formar ligações duplas fortes. Os demais

elementos do Grupo também podem formar ligações duplas, mas estas tornam-se

fracas à medida que aumenta o número atômico.

O enxofre ocorre na natureza no estado elementar bem como formando uma

variedade de sulfetos metálicos. O enxofre apresenta mais formas alotrópicas que

qualquer outro elemento. Essas formas diferem no grau de polimerização do S e na

estrutura cristalina. As duas formas cristalinas comuns são o enxofre rômbico, que é

estável à temperatura ambiente, e o enxofre monocíclico que é estável acima de 95,5

ºC.

Diferentemente do oxigênio, o enxofre (e todos os membros mais pesados do

grupo) tende a formar ligações simples com ele próprio, em vez de duplas ligações,

por causa da sobreposição π deficiente dos seus orbitais. Como resultado, ele agrega-

4

se em moléculas maiores ou estruturas estendidas e consequentemente é um sólido à

temperatura ambiente.

O enxofre funde formando um líquido móvel, que escurece à medida que a

temperatura aumenta.

5

2. OBJETIVOS

Este trabalho tem como objetivo relatar sobre os elementos oxigênio e enxofre e

seus respectivos compostos, assim como verificar as propriedades redutoras e oxidantes

do peróxido de hidrogênio, relatar sobre a reatividade do enxofre e do seu composto

ácido sulfúrico.

6

3. PARTE EXPERIMENTAL3.1 Materiais e Reagentes

Materiais: Reagentes:

Alicate;

Béquer;

Bico de Bunsen;

Cápsula de porcelana;

Espátula;

Garra;

Palitos de fósforo;

Papel tornassol;

Pipetas Graduadas e Volumétricas;

Pêra;

Pinça;

Tela de amianto;

Tripé de ferro;

Tubos de ensaio;

Acetato de chumbo

Água destilada;

Açúcar sólido;

Cloreto de potássio;

Cloreto de sódio;

Cobre metálico;

Dióxido de manganês;

Enxofre e Ferro em pó;

Indicador para ácidos (solução de

vermelho de metila);

Iodeto de potássio;

Permanganato de potássio (KMnO4);

Peróxido de Hidrogênio (H2O2);

Peróxido de sódio;

Solução de ácido clorídrico;

Solução de ácido sulfúrico concentrado e

6M;

Zinco metálico;

Sulfato de sódio decahidratado;

Cloreto de bário hidratado.

7

3.2 Procedimento Experimental

3.2.1 1º Experimento: Obtenção do Oxigênio

Colocou-se uma pequena porção de KMnO4 em um tubo de ensaio seco.

Segurou-se o tubo de ensaio com uma garra e aqueceu-se o reagente em Bico

de Bunsen, em seguida introduziu-se um palito em brasa (sem chama) no

tubo durante alguns segundos. Observou-se

3.2.2 2º Experimento: Decomposição do peróxido de hidrogênio

Aqueceu-se um pouco de H2O2 e observou-se a sua decomposição. Em

seguida adicionou-se à soluções diluídas de peróxido de hidrogênio uma

pequena quantidade de dióxido de manganês. Observou-se.

3.2.3 3º Experimento: Propriedades químicas do peróxido de hidrogênio

Adicionou-se 1 mL de água destilada em dois tubos de ensaio distintos, em

seguida adicionou-se duas gotas de H2SO4 6 mol.L-1 e quatro gotas de

peróxido de hidrogênio a 3%.

a) Propriedade oxidante do H2O2:

Adicionou-se em um dos tubos contendo a solução de H2SO4 + H2O2

1mL de solução de KI 1mol.L-1. Observou-se.

b) Propriedade redutora do H2O2:

Adicionou-se ao outro tubo contendo a solução de H2SO4 + H2O2 duas

gotas da solução de KMnO4. Observou-se

3.2.4 4º Experimento: Reatividade do Enxofre

a) Reação com ácido e bases:

Aqueceu-se pequenas quantidades de enxofre metálico em pó em cinco

tubos de ensaio distintos contendo respectivamente ácido clorídrico e

hidróxido de sódio. Observou-se.

b) Reação com ferro metálico:

Misturou-se aproximadamente 1 g de ferro em pó e 1g de S em pó em

uma cápsula de porcelana seca. Colocou-se a cápsula de porcelana sobre

uma tela de amianto apoiada em um tripé de ferro. Aqueceu-se a mistura

8

em Bico de Bunsen. Observou-se. Esperou-se alguns minutos após o

final da reação até que o produto esfriasse. Verificou-se o pH do produto

da reação utilizando o indicador vermelho de metila.

c) Adicionou-se um pouco do produto final da reação de ferro e enxofre em

pó em um vidro de relógio, e em seguida adicionou-se algumas gotas de

HCl concentrado. Observou-se.

d) Colocou-se uma tira de papel filtro umedecido com solução de acetato de

chumbo próximo ao vidro de relógio. Observou-se.

3.2.5 5º Experimento: Propriedades físicas do S elementar

Colocou-se uma pequena quantidade de enxofre em pó em um tubo de

ensaio. Em seguida, aqueceu-se o tubo em Bico de Bunsen. Observou-se

3.2.6 6º Experimento: Comportamento do ácido sulfúrico diluído e

concentrado

Separou-se dez tubos de ensaio e adicionou-se em cinco deles 2 mL H2SO4

concentrado e nos restantes H2SO4 diluído respectivamente. Observou-se a

ação do ácido sulfúrico sobre o cobre metálico, zinco metálico, cloreto de

sódio, açúcar sólido e algodão.

3.2.7 7º Experimento: Solubilidade dos sulfatos

Adicionou-se em dois tubos de ensaio sulfato de sódio e cloreto de bário

respectivamente. Adicionou-se aos dois tubos 2 mL de água destilada.

Observou-se. Misturou-se as soluções. Observou-se novamente.

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4. RESULTADOS E DISCUSSÃO

4.1 Para o 1º Experimento

Ao aquecer o KMnO4 pode-se notar a formação de bolhas e liberação de gás,

e ao adicionar o palito de fósforo em brasa observou-se uma pequena explosão e a

queima total do palito. Segundo (LEE, 1999) esse comportamento é explicado pelo

fato do Oxigênio poder ser preparado em laboratório por decomposição de oxossais,

tal como o permanganato de potássio.

KMnO4(S) KMnO2(S) + O2(g)

4.2 Para o 2º Experimento

Ao aquecer o peróxido de hidrogênio foi possível observar a sua

decomposição a partir da formação de bolhas e liberação de gás o que pode ser

observado pela adição de um pedaço de madeira na reação. Segundo (ATKINS,

2008) o H2O2 é razoavelmente estável e se decompõe lentamente, na ausência de

catalisadores. É um bom agente oxidante e sua velocidade de decomposição

(desproporcionamento) depende da temperatura e da concentração.

2 H2O2 → 2 H2O + O2

Ao adicionar à solução diluída de H2O2 uma pequena quantidade de dióxido

de manganês pode-se observar um rápido desprendimento de gás, formando

bastante fumaça. A reação de H2O2 pode se tornar violenta, principalmente em

soluções concentradas, pois muitas impurezas catalisam essa reação. Dentre os

catalisadores temos superfícies metálicas como o MnO2. (LEE, 1999)

H2O2 + MnO2 → O2 + 2H2O + MnO2

4.3 Para o 3º Experimento

Ao adicionar 1 mL de água destilada em dois tubos distintos, em seguida

adicionou-se duas gotas de H2SO4 e quatro gotas de H2O2 em cada um dos tubos.

10

Δ

a) Ao adicionar 1 mL da solução de KI a um dos tubos contendo a solução de

H2O2 e H2SO4 observou-se que a solução variou de incolor para uma coloração

castanha. A reação liberou gás.

H2O2 + H2SO4 + 2 KI ↔ K2SO4 + 2 H2O + I2

b) Ao adicionar duas gotas da solução de KMnO4 no tubo contendo a solução de

H2O2 e H2SO4 observou-se a formação de um sobrenadante de cor marrom.

Após agitação do tubo notou-se que a coloração tornou-se incolor. De acordo

com (LEE, 1999) o H2O2 é oxidado na presença de agentes oxidantes mais

fortes, ou seja, o peróxido de hidrogênio passa a atuar como redutor. Nesses

casos sempre há liberação de O2.

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O

4.4 Para o 4º Experimento

a) Reação com ácido e base: Ao aquecer pequenas porções de enxofre em pó

em presença de HCl e NaOH respectivamente não foi possível observar

reação, a solução tornou-se bifásica com o S em pó como uma fase e o HCl

assim como o NaOH outra fase respectivamente. Segundo (RUSSEL, 1991)

este comportamento é explicado pelo fato do enxofre rômbico ser solúvel em

solventes não-polares.

S2- + 2 HCl → H2S + 2 Cl-

S2- + 2 NaOH → Na2S + 2 OH-

b) Reação com Ferro metálico: Ao aquecer a mistura 1 g de Fe em pó e 1g de S

em pó pode-se observar após alguns minutos que a mistura perdeu sua cor

característica que era amarela do S e cinza do Fe , tornando-se prata. Após

um período de tempo a mistura tornou-se incandescente produzindo uma

chama que variou da coloração violeta para vermelho. Segundo (ATKINS,

2008) Os sulfetos podem ser preparados em laboratório por combinação

direta dos elementos, redução de um sulfato ou precipitação de sulfeto

insolúvel pela adição de H2S. O S2 é paramagnético e possui cor azul. Ao

serem queimados numa chama redutora, devido a presença de moléculas de

S2 o elétron é excitado e passa para um nível de maior energia e por isso a

chama passa a ser vermelha.

11

Fe(S) + S(S) → FeS(S)

c) Esperou-se alguns minutos após o término da reação até o produto da reação

(FeS) esfriar. Ao verificar o pH da solução utilizando o indicador vermelho

de metila foi possível observar que o FeS ficou com uma cor amarelada,

provando assim o caráter básico da reação.

d) Ao colocar uma pequena quantidade de FeS na presença de HCl

concentrado, pode-se observar a liberação de gás com odor semelhante ao de

ovo podre comprovando a produção de sulfeto de hidrogênio. De acordo

com (MAHAN, 1995) a acidificação de soluções dos sulfetos solúveis

provoca a evolução de sulfeto de hidrogênio, um gás mau cheiroso e

venenoso.

FeS(S) + 2 HCl(aq) → H2S(g) + FeCl2

e) Ao embeber acetato de chumbo em um papel filtro, notou-se que o papel

contendo acetato de chumbo ao entrar em contato com o gás desprendido

pela reação de FeS e HCl passou a possuir cor marrom.Segundo (MAINIER,

2005) o método de acetato de chumbo consta do enegrecimento de uma tira

de papel umedecida com acetado de chumbo provocado pela reação entre o

H2S e o acetato de chumbo conforme mostra a reação a seguir:

H2S + Pb(CH3-COO)2 → PbS + 2 CH3-COOH

A corrente gasosa contendo H2S aspirada do ambiente é projetada

continuamente sobre a fita de papel contendo acetato de chumbo que, ao

reagir, provoca o enegrecimento da fita comprovando a produção de H2S.

Este método é detectado pelo sistema ótico de um fotodiodo e comparada

com uma fonte clara do sinal produzido é avaliado por um microprocessador

que então fornece o teor de H2S presente no ambiente. Comumente, estes

aparelhos são dotados de limites de concentração que permitem o alarme

quando as condições ambientais são prejudiciais à saúde.

4.5 Para o 5º Experimento

Ao aquecer uma pequena quantidade de enxofre em pó em um tubo de

ensaio observou-se que o enxofre muda de estado físico passando de sólido um para

líquido viscoso vermelha. Notou-se também o desprendimento de um gás de odor

12

pungente. De acordo com (LEE, 1999) o enxofre funde-se formando um liquido

móvel, que escurece à medida em que a temperatura aumenta. A 160 ºC, os anéis de

S8 se rompem e o dirradical polimeriza formando longas cadeias com até um milhão

de átomos, por isso as propriedades físicas do enxofre variam de forma descontinua.

A viscosidade aumenta rapidamente e continua a aumentar até 200 ºC.

4.6 Para o 6º Experimento

Comparou-se a reatividade do ácido sulfúrico concentrado e diluído frente a

açúcar, cobre, zinco, NaCl e algodão. Observou-se que para o ácido diluído não

ocorreu reação rápida antes do aquecimento. Para o ácido sulfúrico concentrado

pode-se observar que a maioria das reações ocorreu rapidamente.

Tabela 1: Ação do H2SO4 diluído e concentrado frente à diferentes substâncias.

H2SO4 diluído H2SO4 concentrado

Açúcar Dissolveu-se Escureceu

Cobre Não reagiu Escureceu

Zinco Formou bolhas, liberou gás Reagiu fortemente

NaCl Dissolveu-se Reagiu liberando gás, formou

precipitado

Algodão Não reagiu Formou solução amarela

O H2SO4 concentrado é um oxidante relativamente forte, apresenta fortes

ligações de hidrogênio e na ausência de água não reage com metais para produzir

H2. Quando H2SO4 puro é aquecido, há liberação de pequenas quantidades de SO3.

O cobre não reage com ácidos, porque está situado abaixo do H na série

eletroquímica. Contudo, diversos metais “nobres” como o Cu dissolvem-se em

ácido sulfúrico concentrado devido a suas propriedades oxidantes. As propriedades

oxidantes do SO42- convertem Cu e Cu2+. (LEE, 1999). O H2SO4 é um agente

desidratante poderoso, ele deve sua ação desidratante à tendência de formar

hidratos. O ácido sulfúrico também remove água de carboidratos e de outros

materiais orgânicos que contém hidrogênio e oxigênio, um exemplo é a sacarose

13

(açúcar) sendo que o carbono é obtido rapidamente como uma massa esponjosa.

(RUSSEL, 1991)

4.7 Para o 7º Experimento

Ao adicionar sulfato de sódio (Na2SO4) e cloreto de bário em dois tubos de

ensaio contendo água respectivamente pode-se notar que o Na2SO4 em contato com

a água formou um precipitado branco. O cloreto de bário solubilizou-se com água.

Ao misturar as duas soluções notou-se a formação imediata de uma solução de cor

branca.

Na2SO4 (aq) + BaCℓ2 (aq) → 2 NaCℓ (aq) + BaSO4(s)

5. CONCLUSÃO

14

O oxigênio é o elemento mais abundante na natureza e forma compostos com

todos os elementos exceto os gases nobres. O enxofre ocorre naturalmente em

formas alotrópicas rômbica e monocíclica. O oxigênio é um gás incolor, insípido e

inodoro já o enxofre elementar é um solido amarelo, insípido, quase inodoro,

insolúvel e possui características de ametal.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

15

ATKINS, P.; JONES,L. Princípios de química – Questionando a vida

moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.

LEE,J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5.ed. São Paulo:Edgard

Blucher,1999.

RUSSEL,J.B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Pearson Makron

Books,1994.

SHRIVER,D.F; ATKINS,P. Química Inorgânica. 4.ed. Porto Alegre:

Bookman, 2008.

MAHAN, B.M. Química – Um curso universitário. 4.ed. São Paulo:

Edgard Blucher, 1995.

MAINIER, F.B. O Sulfeto de hidrogênio e o meio ambiente. II Simpósio

de Excelência em Gestão e Tecnologia – SEGeT’. p.612-618. 2005.

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