RELATÓRIO AULA PRÁTICA- Propriedades dos óxidos

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Universidade Regional Integrada do Alto Uruguai e das Missões – Câmpus Santo Ângelo
DCS - Departamento de Ciências da Saúde
Curso de Farmácia
Disciplina: Química Geral e Inorgânica I – Cód. 10-983
1° Semestre/2019
RELATÓRIO AULA PRÁTICA:
Propriedades de Óxidos
Alunas:
Andrieli E. Lima
Charlene G. Hoffmann
Francieli L. Zamboni
Leticia M. Chavanski
Professor: Giovani Palma Bastos
Santo Ângelo, RS, 17 de junho de 2019.
RESUMO
O objetivo do presente trabalho é aprimorar os conhecimentos acerca dos óxidos e suas propriedades, através da evidenciação prática de tais propriedades. Para isso foram preparadas diferentes soluções, nas quais se realizou três diferentes procedimentos com indicadores ácido-base. Sendo assim, através dos métodos utilizados chegou-se ao resultado esperado, deste modo pode-se afirmar que evidenciamos as propriedades de alguns óxidos e dessa forma, aprendemos a realizar os procedimentos com indicadores ácido-base, bem como, compreendemos o conceito abrangente dos mesmos.
Palavras chave: Óxidos, propriedades dos óxidos, soluções, indicadores ácido-base. 
INTRODUÇÃO
Os óxidos são compostos binários, ou seja, constituídos por dois elementos químicos que podem ser iônicos ou moleculares. Nestes compostos, as moléculas de oxigênios são ligadas a outros elementos. Dessa forma, em função do comportamento de determinados óxidos, eles são classificados em: Óxidos Ácidos, Óxidos Básicos, Óxidos Neutros, Óxidos Anfóteros, Óxidos Mistos e Peróxidos.
Aqueles formados por ametais são chamados de óxidos ácidos e possuem caráter covalente, sendo que na presença de água esses compostos produzem ácidos e por outro lado, na presença de bases formam sal e água, por exemplo, CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico) e o SO2(óxido de enxofre). Já os formados por metais, são chamados de óxidos básicos e possuem caráter iônico, sendo que, ao reagirem com os ácidos formam sal e água, por exemplo, Na2O (Óxido de sódio) e o Ca (OH)2 (Hidróxido de cálcio).
Por outro lado, os óxidos neutros também são formados por ametais, possuem caráter covalente e recebem esse nome na medida em que não reagem na presença de água, ácidos ou bases, por exemplo, N2O (óxido nitroso) e o CO (monóxido de carbono). Já os óxidos anfóteros apresentam uma peculiaridade, ou seja, ora comportam-se como anidridos (óxidos ácidos), ora como óxidos básicos. Em outras palavras, esses compostos na presença de um ácido se comportam como óxidos básicos, e por outro lado, na presença de uma base, reagem como óxidos ácidos, por exemplo, Al2O3 (óxido de Alumínio) e o ZnO (óxido de zinco).
Ademais, os óxidos mistos, que também podem ser chamados de duplos ou salinos, são derivados da combinação de dois óxidos, por exemplo, Fe3O4 (magnetita). Já os peróxidos são formados, em maior parte, pelo hidrogênio, os metais alcalinos e os metais alcalino-terrosos, os peróxidos são compostos formados por dois oxigênios que se ligam entre si e, por isso, possuem em sua fórmula o grupo (O2)2-. Como exemplo, temos o peróxido de hidrogênio (H2O2).
Dessa forma, o presente relatório tem como finalidade a comprovação visual acerca dos conceitos teóricos dos óxidos, mais especificamente dos óxidos básicos, óxidos ácidos e anfóteros.
1 OBJETIVOS
- Fazer experiências com óxidos para determinar se eles são ácidos, básicos ou anfóteros.
- Inferir sobre as características ácidas ou básicas de óxidos pela sua posição na tabela periódica.
- Adquirir alguma experiência com a tabela periódica e descobrir como pode ser usada para prognosticar as propriedades de óxidos. 
2 MATERIAIS E MÉTODOS
2.1 Materiais e Reagentes
 Balança analítica; 
 Eletrodo;
 Fitas para medir PH;
 Papel para pesagem;
 Bastão de vidro; 
 Proveta de 10 ml; 
 5 tubos de ensaio; 
 Suporte para tubos de ensaio; 
 Espátula; 
 Óxido de Cálcio (CaO);
 Óxido de Magnésio (MgO);
 Óxido de Zinco (ZnO);
 Óxido de Cromo (Cr2O);
 Fenolftaleína; 
 Água destilada;
2.2 Métodos 
	Primeiramente distribuímos cinco tubos de ensaio em um suporte específico para os mesmos, identificando-os de 1 a 5. Com o auxílio de uma proveta, distribuímos 10 ml de água destilada em cada um dos cinco tubos de ensaio. Posteriormente pesamos 0,1 de quatro óxidos diferentes, sendo eles: MgO (Óxido de Magnésio), CaO (Óxido de Cálcio), ZnO (Óxido de Zinco) e Cr2O (Óxido de Cromo).
	Por conseguinte preparamos em cada tudo de ensaio uma solução diferente, sendo que, no tubo de ensaio 1, adicionamos o MgO; no no tubo de ensaio 2, adicionamos o CaO; no tubo de ensaio 3, mantivemos apenas a água destilada; no tubo de ensaio 4, adicionamos o ZnO; e no tubo de ensaio 5, adicionamos o Cr2O. Cada uma das soluções foi devidamente misturada e a cada uma observou-se as características da solução resultante. 
	Após as soluções terem sido concluídas, realizamos dois procedimentos para a verificação do PH de cada um dos cinco tubos de ensaio. O primeiro procedimento foi através do aparelho Eletrodo e o segundo procedimento foi realizado com as fitas de verificação de PH. Para concluir as atividades experimentais, adicionamos 2 gotas de fenolftaleína em cada um dos tubos de ensaio, agitamos e observamos o resultado.
	Diante dos resultados encontrados, deveríamos discutir e resolver as seguintes atividades:
Escreva todas as equações químicas das reações envolvidas.
Pesquise de que forma são produzidos os óxidos básicos e óxidos ácidos e dê exemplos.
Pesquise sobre as técnicas utilizadas para classificar óxidos (em ácido ou básico) que não são solúveis em água, dê exemplos.
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO
3.1 Preparo das soluções
	A solução resultante do tubo de ensaio 1, foi uma solução esbranquiçada, coloração esta devido a cor do soluto dissolvido. Também percebemos que a solução apresentava-se mediamente concentrada, sendo este um composto parcialmente solúvel em água, isso porque, percebemos que após pararmos de mexer a solução, uma grande quantidade de soluto concentrou-se no fundo do tubo de ensaio, mesmo que a coloração esbranquiçada se manteve, sendo esta uma coloração intermediária referente as duas outras colorações esbranquiçadas encontradas nas soluções.
A solução resultante do tubo de ensaio 2, também foi uma solução esbranquiçada, coloração esta devido a cor do soluto dissolvido, também percebemos que a solução apresentava-se bastante concentrada, sendo este solúvel em água. No entanto a quantidade de solvente era inferior a quantidade necessária para que houvesse a diluição completa, restando assim uma pequena quantidade de soluto no fundo do tudo de ensaio. Também é importante mencionar que a solução manteve-se esbranquiçada e concentrada mesmo depois que parou-se de mexê-la.
	No tubo de ensaio 3 não foi realizado nenhuma mistura, sendo assim as características da água são incolor, inodora e insípida. Por conseguinte, Na solução resultante do tubo de ensaio 4 observou-se duas resultantes, sendo que enquanto manteve-se mexendo a mistura, a mesma apresentava-se esbranquiçada, mas percebia-se que não diluía-se por completo. E após aproximadamente 1 minuto após ser colocada no suporte de tubos de ensaio, observamos que a mistura apresentava-se levemente esbranquiçada, devido a natureza da cor do soluto e com praticamente todo soluto no fundo do tubo de ensaio, o que nos leva a identificar que este é um composto insolúvel em água.
	No tubo de ensaio 5, observou-se a formação de uma solução bastante concentrada, homogênea, completamente solúvel, levando em consideração que não foi possível perceber resquícios de soluto no fundo do tubo de ensaio, e de coloração verde musgo. Esta coloração deve-se a natureza da cor do soluto utilizado na solução. A imagem a seguir mostra as soluções obtidas em cada um dos cinco tubos de ensaio.
3.2 Tabela de Resultados
Através da tabela pode se observar os resultados obtidos nos procedimentos de verificação de pH, bem como, por meio deste, a identificação da natureza de cada óxido utilizado. Também é importante observarque os resultados obtidos no Eletrodo são mais precisos que nas fitas, pelo fato que as fitas não nos possibilitam a identificação de percentuais decimais. A escala de pH geralmente varia entre 0 e 14, sendo que o 7 representa um meio neutro, os valores abaixo de 7 são meios ácidos e quanto menor o pH, mais ácido é o meio, enquanto os valores acima de 7 são meios básicos e quanto maior esse valor, mais básico é o meio. 
Os indicadores ácido-base são substâncias naturais ou sintéticas que têm a propriedade de mudarem de cor em função do pH do meio. Dessa forma a fenolftaleína utilizada é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido, ou seja, não altera a cor primária da solução e rosa intenso em meio básico. A seguir encontra-se a tabela dos resultados encontrados e posteriormente a foto das fitinhas de verificação de pH e o Eletrodo, juntamente com os tubos de ensaio após a adição de fenolftaleína.
	TABELA DE RESULTADOS
	Óxido utilizado
	Cor (indicador- fenolftaleína)
	Ph no eletrodo
	Ph nas fitas
	Natureza do óxido
	MgO
	Rosa intenso
	10,9
	10
	Básico 
	CaO
	Rosa 
	13,1
	13
	Básico 
	Água destilada
	Incolor 
	7,9
	7
	Neutro 
	ZnO
	Esbranquiçado 
	7,9
	7
	Neutro 
	Cr2O
	Verde escuro
	6,3
	6
	Ácido 
 
	
3.4 Resoluções das perguntas
As equações químicas das reações envolvidas são:
MgO + H2O → Mg (OH)2 → Base, cor indicador: rosa intenso;
CaO + H2O → Ca (OH)2 → Base, cor indicador: rosa intenso;
ZnO + H2O → Zn (OH)2→ Neutro, permaneceu esbranquiçado, não alterou a cor mediante adição de fenolftaleína;
Cr2O + H2O → Cr2(OH)2 → Neutro, permaneceu verde escuro, não alterou a cor mediante adição de fenolftaleína.
Os óxidos básicos são produzidos por metais, possuem caráter iônico e ao reagirem com os ácidos formam sal e água, por exemplo, Na2O (Óxido de sódio) e o Ca (OH)2 (Hidróxido de cálcio). Os óxidos básicos são geralmente formados por elementos que possuem nox +1, +2 e +3, ou seja, por metais. Exemplos: Na, CaO, Fe2O3, FeO, MgO. Normalmente os óxidos ácidos são formados por ametais, pois esses elementos geralmente possuem nox maior do que +3. Sendo assim, podemos dizer que a maioria dos óxidos ácidos são compostos moleculares. Outra característica importante dos óxidos ácidos é que eles podem ser obtidos a partir da desidratação (retirada de água) de seus ácidos de origem. Os óxidos ácidos possuem caráter covalente, sendo que na presença de água esses compostos produzem ácidos e por outro lado, na presença de bases formam sal e água, por exemplo, CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico) e o SO2(óxido de enxofre).
Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são:
Fenolftaleína: é um indicador líquido que fica incolor em meio ácido e rosa intenso em meio básico;
Papel de tornassol: Fica com cor azul na presença de bases e adquire cor vermelha na presença de ácidos.
Indicador universal: Eles são obtidos quando se imergem as tiras de papel em soluções com uma mistura de indicadores, que depois são secas. Desse modo, eles apresentam cores diferentes para cada valor de pH, basta comparar a cor obtida com a escala que aparece na embalagem do indicador.
CONCLUSÃO
	O pH é o potencial hidrogeniônico, ou seja, refere-se à concentração de íons [H+] ou H3O+ em uma solução. Quanto maior a quantidade desses íons, mais ácida é a solução. Desse modo, os indicadores apresentam uma cor quando estão em meio ácido e outra cor quando estão em meio básico. Assim, os indicadores ácido-base são também usados para indicar os valores aproximados de pH.
O sistema de funcionamento dos indicadores geralmente são um ácido fraco ou uma base fraca que entra em equilíbrio com a sua base ou ácido conjugado, respectivamente, que apresenta coloração diferente. Quando esse indicador genérico entra em contato com um meio ácido, segundo o Princípio de Le Chatelier, o equilíbrio é deslocado no sentido de formação do ácido fraco, ficando com a cor A. Por outro lado, se o indicador entrar em contato com um meio básico, os íons OH- da solução básica irão reagir com os íons H3O+ do indicador. Desse modo, o equilíbrio será deslocado no sentido de repor os íons H3O+, ou seja, para a direita, que é também o sentido de formação da base conjugada, e o sistema adquire a cor B. Para que a mudança de cor possa ser vista a olho nu, deve haver uma alteração de duas unidades no valor do pH.
Existem vários indicadores artificiais usados em laboratório, sendo que os três mais usados são a fenolftaleína, o papel de tornassol e os indicadores universais. Os indicadores são muito usados em titulações, técnica de laboratório para descobrir a concentração de uma solução por meio do gotejamento de outra solução de concentração conhecida. No entanto, para se escolher o indicador certo, é preciso considerar as forças relativas dos ácidos e das bases que participam da reação e também da faixa de viragem do indicador.
Contudo, os objetivos acerca das atividades experimentais foram alcançados com êxito, levando em consideração que correlacionamos os conhecimentos teóricos vistos em sala de aula com as atividades propostas no laboratório. Portanto, evidenciamos, através dos experimentos, a teoria referente aos óxidos e suas propriedades. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
TODA MATÉRIA. Óxidos. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/oxidos/ Acesso em: 11 jun. 2019.