Estudo do manganês e seus principais estados de oxidação, Notas de estudo de Química
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Estudo do manganês e seus principais estados de oxidação, Notas de estudo de Química

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Estudo do manganês, seus principais íons, variação de estados de oxidação e reações em meio alcalino e ácido.
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3

Introdução

O manganês é o 12º elemento mais abundante, em peso, na crosta terrestre. 1

Não é encontrado naturalmente na sua forma metálica, mas é obtido a partir de

vários minerais, formados principalmente por óxidos de manganês.2

Este elemento foi descoberto em 1774, por C. W. Sheele (um farmacêutico

que descobriu também o bário, o cloro e o tungstênio), e isolado no mesmo ano

por um engenheiro de minas sueco, J. G. Gahn. Antes disto, seus compostos

eram confundidos com compostos de ferro. No final do século XIX, o manganês

começou a ter valor comercial, sendo usado em ligas metálicas e na indústria

de aço. Além disso, a forma tratada e beneficiada do metal é empregada em

diversos produtos, como: baterias, agricultura (fertilizantes, fungicidas, rações),

agente de secagem de pintura, agentes oxidantes para corantes, aromatizantes

e agente de vedação, bem como aplicações no meio ambiente (tratamento de

água, controle da poluição do ar, aditivos de combustão) e na hidrometalurgia

(urânio e zinco), entre outros. Também é usado como agente corante em

vidros, produtos da cerâmica vermelha, e, no caso dos óxidos de manganês,

são utilizados como oxidantes na manufatura de cloro, cromo e oxigênio;

desinfetante, como em algumas aplicações do permanganato de potássio;

agente de secagem de tintas; corante ou descorante (agente de

branqueamento) do vidro, devido às propriedades oxidantes do metal;

componentes de pilhas e baterias.2

O manganês está localizado no terceiro período da tabela periódica, e

pertence à família 7. Sendo um metal de transição, possui diferentes estados

de oxidação, sendo seus estados de oxidação:

Estados de oxidação Estabilidade e ocorrência (-I), (+I), (+III), (+V), (+VI) Instáveis ou de existência duvidosa

(+II) Mais estável e mais abundante (0), (+IV), (+VII) Estáveis mas de menos importância

Tabela A – Estados de oxidação do manganês.1

O estado de oxidação (-I) existe no íon complexo pentacarbonilmanganato (I),

[Mn(CO)5]-. O estado (0) existe nos complexos [Mn2(CO)10] e K6[Mn(CN)6].2NH3,

sendo este último muito instável e fortemente redutor. O Mn(+I) é obtido com

muita dificuldade e também é fortemente redutor.1

4

Compostos de manganês no estado de oxidação (+II) são obtidos com

facilidade. Neste estado de oxidação, o manganês confere aos compostos uma

tonalidade rósea.1 Um exemplo é o

mineral rodocrosita, um cristal de MnCO3. Ele apresenta a coloração

rosada devido à presença de Mn2+.

O estado de oxidação (+III) é

conhecido no Mn3O4, formado

quando se aquece qualquer óxido

ou hidróxido de manganês a

temperaturas maiores que

1000ºC.1 Possui cloração preta

neste estado de oxidação. O nox

(+III) pode ser observado também

no mineral manganita, um óxido de manganês hidratado, Mn2O3.H2O, na

braunita, 2Mn2O3.MnSiO3 e na hausmannita, Mn3O4.

Fig. 2 – Manganita. Fig. 3 – Braunita. Fig. 4 – Hausmannita.

Fig. 1 – Rodocrosita.

5

O manganês no estado de oxidação (+IV) possui poucos compostos

conhecidos. Porém, um deles, o óxido de

manganês, MnO2, que possui valor comercial. Este

composto ocorre na natureza na forma do mineral

pirolusita. O estado de oxidação (+V) é pouco conhecido,

conhecendo-se apenas no íon hipomanganato,

MnO43+.

O estado de oxidação (+VI) está presente nos

manganatos. Estes compostos possuem coloração

verde escura. Um mineral que possui traços de manganês (+VI) é a viridina, uma variedade verde de

andaluzita, na qual o alumínio é substituído por traços

de manganês.3 O MnO42- é um oxidante forte, e só é

estável em meios fortemente básicos. Em meio ácido,

é oxidado rapidamente a permanganato.1

O estado de oxidação (+VII), apesar de não ser

comum, é bastante conhecido no íon permanganato,

MnO4-. É caracterizado pela

coloração púrpura, bastante intensa, que provém não

da transição de elétrons, mas por transferência de

carga. Este íon é responsável pela cor violeta da

pedra ametista, e é bastante conhecido no composto permanganato de potássio, que é usado na indústria

farmacêutica, por sua ação bactericida, e também é

utilizado na indústria química por sua ação oxidante,

principalmente em sínteses orgânicas. O íon

permanganato é bastante instável em meio ácido, se decompondo em MnO2. A

ação da luz também acelera a decomposição, sendo necessário o

armazenamento das soluções em frascos escuros.1

A importância biológica do manganês se encontra no estado de oxidação

(+II), no íon Mn2+, na atividade enzimática animal ou vegetal. Nos mamíferos,

faz parte da enzima arginase, produzida no fígado e responsável pela

Solução contendo MnO42-

Fig. 5 – Pirolusita, MnO2.

6

conversão de nitrogenados em uréia, dentro do organismo. Nas plantas, é

essencial na enzima fosfotransferase, responsável pelo crescimento da planta.

Objetivos

Analisar experimentalmente o comportamento do manganês em meio alcalino

e em meio básico, constatando através da alteração da coloração a variação

do nox.

Procedimento experimental

a) Materiais utilizados

- Solução de KMnO4 4,0 x 10-4mol/l

- HCl 2,40 mol/l

- NaOH 3,20 mol/l

- NaHSO3 ( bissulfito de sódio) 0,040 mol/l

- Tubos de ensaio grandes

- Buretas

- Pipetas

- Suporte universal

b) Procedimento

- Numeraram-se nove tubos de ensaios e adicionou-se a cada um deles a

10,0 ml de solução de permanganato de potássio com o auxilio de uma

bureta.

- Utilizou-se o tubo 1 como padrão;

- No tubo 2 adicionou-se 10 gotas de solução de ácido clorídrico, agitou-se e

acrescentou 1ml de solução bissulfito de sódio;

- No tubo 3 adicionou-se 0,5 ml de solução de bissulfito de sódio;

7

- No tubo 4 adicionou-se 1 ml de solução de hidróxido de sódio e após a

homogeneização acrescentou 2 gotas de solução de bissulfito de sódio;

- No tubo 5 adicionou-se 1 ml de solução hidróxido de sódio, agitou-se e

acrescentou 1 gota de solução de bissulfito de sódio;

- No tubo 6 adicionou-se 1 ml de solução de hidróxido de sódio e meia gota

da solução bissulfito de sódio;

- No tubo 7 adicionou-se 1ml de solução hidróxido de sódio, agitou-se e

acrescentou 2 gotas de solução de bissulfito de sódio, adicionou-se então 15

gotas de solução de ácido clorídrico homogeneizando a solução;

- No tubo 8 adicionou-se 1 ml de solução de hidróxido de sódio, agitou-se e

acrescentou 2 gotas de solução de bissulfito de sódio. Em seguida

acrescentou 25 gotas de solução de ácido clorídrico homogeneizando a

solução;

- No tubo 9 adicionou-se 1 ml de solução de hidróxido de sódio, agitou-se e

acrescentou 2 gotas de solução de bissulfito de sódio. Observou-se a cor

formada, continuou-se adicionando 15 gotas de ácido clorídrico e obervou-se.

Acrescentou-se então mais 1 ml de hidróxido de sódio, e após a

homogeneização mais duas gotas de solução de bissulfito de sódio.

Resultados e discussão

As colorações das soluções dos tubos após a adição de reagentes são

apresentadas na tabela a seguir:

Tubo Reagente adicionado Coloração Imagem

1 --- violeta

2 10 gotas HCl 2,4 mol/L

+ 10 gotas NaHSO3 0,04 mol/L

rosa claro

3 5 gotas NaHSO3 0,04 mol/L laranja/marrom comprecipitado

8

4 10 gotas de NaOH 3,2 mol/L

+ 2 gotas de NaHSO3 0,04 mol/

L

verde amarelado

5 10 gotas de NaOH 3,2 mol/L

+ 1 gota de NaHSO3 0,04 mol/L

verde esmeralda

6 10 gotas de NaOH 3,2 mol/L

+ ½ gota de NaHSO3 0,04 mol/

L

roxo

7

10 gotas NaOH 3,2 mol/L +

2 gotas NaHSO3 0,04 mol/L +

15 gotas HCl 2,4 mol/L

laranja avermelhado

8

10 gotas NaOH 3,2 mol/L +

2 gotas NaHSO3 0,04 mol/L +

25 gotas HCl 2,4 mol/L

vermelho claro

9

10 gotas NaOH 3,2 mol/L +

2 gotas NaHSO3 0,04 mol/L +

15 gotas HCl 2,4 mol/L +

10 gotas NaOH 3,2 mol/L +

2 gotas NaHSO3 0,04 mol/L

Verde escuro

Assim, em cada caso, tem-se:

Tubo 1: a coloração é violeta devido à presença de íons MnO4-, que tem coloração violeta característica.

Tubo 2: a reação ocorrida é a seguinte:

2KMnO4 + 6HCl + 5NaHSO3 → 2MnCl2 + 2KCl + 5NaHSO4 + 3H2O

Em massa, considerando que 1 gota = 0,05 ml, tem-se:

 10 gotas HCl 2,4 mol/L (MM 36,5 g/mol):

1000 ml --------------- 87,6g

0,5 ml ------------------ x

9

1000x = 43,8

X = 0,0438g

 10 gotas NaHSO3 0,04 mol/L (MM 104 g/mol):

1000 ml ------------- 4,16g

0,5 ml ----------------- x

1000x = 2,08

X = 0,00208g

 10 ml KMnO4 0,0004 mol/L (MM 158 g/mol):

1000 ml ---------- 0,0632

10ml --------------- x

1000x = 0,632

X = 0,000632g

Realizando-se o cálculo baseado na equação, sabe-se que o KMnO4 é o

reagente limitante, sendo que a massa em excesso de HCl é de 0,438g e a

massa em excesso de NaHSO3 é de 0,00104g. Assim, todo o MnO4- é

convertido em Mn2+, justificando a coloração rósea da solução resultante.

Tubo 3: a reação ocorrida é:

2KMnO4 + 3NaHSO3 → 2MnO2 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O + NaHSO4

Em massa, temos para cada reagente

 10 ml KMnO4 : 0,000632g de KMnO4

 5 gotas NaHSO3 0,04 mol/L:

1000ml ------- 4,16g

0,25 ml --------- x

1000x = 1,04

X = 0,00104

Pela equação, calculando-se a massa dos reagentes envolvidos, encontra-se

novamente o KMnO4 como reagente limitante, e a massa em excesso do

10

NaHSO3 sendo de 0,00041g. Assim, todo o MnO4- é convertido em MnO2, de

coloração laranja quando em solução.

Tubo 4: ocorra seguinte reação:

2KMnO4 + 3NaOH + NaHSO3 → K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + 2H2O

Em massa, tem-se:

 10 ml KMnO4 0,0004 mol/L: 0,000632g.

 10 gotas NaOH 3,2 mol/L (MM 40 g/mol):

1000 ml ---------- 128g

0,5 ml -------------- x

1000x = 64

X = 0,064g

 2 gotas NaHSO3 0,04 mol/L:

1000 ml --------------- 4,16g

0,1 ml ----------------- x

1000x = 0,416

X = 0,000416g

Assim, encontra-se como reagente limitante o KMnO4, restando como massa

em excesso de NaHSO3, 0,000208g.

Tubo 5: a reação ocorrida é a mesma do procedimento anterior. Porém, as massas dos reagentes envolvidos são diferentes:

 10 gotas NaOH 3,2 mol/L: 0,064g

 10 ml KMnO4 0,0004 mol/L: 0,000632g

 1 gota NaHSO3 0,04 mol/L:

1000ml ---------- 4,16g

0,05 ml ------------ x

1000x = 0,208

X = 0,000208g

11

Nesta reação, tem-se quantidades estequiométricas de NaHSO3 e de KMnO4.

Portanto, tem-se a formação e estabilidade do íon MnO42-, que é verde escuro.

Tubo 6: a reação continua sendo a mesma, só altera-se a massa dos reagentes.

 10 gotas NaOH 3,2 mol/L: 0,064g

 10 ml de KMnO4 0,0004 mol/L: 0,000632g

 ½ gota NaHSO3 0,04 mol/L:

1000ml ---------- 4,16g

0,025ml ------------ x

1000x = 0,104

X = 0,000104g

Pela equação, realizando-se os cálculos necessários, encontra-se o NaHSO3

como reagente limitante, restando como massa em excesso 0,000104g de

NaHSO3. Como não há bissulfito em quantidade necessária, há a coloração

roxa, característica ainda do MnO4-.

Tubo 7: na primeira etapa, tem-se o mesmo resultado obtido para o tubo 4, com uma solução verde amarelada resultante. Em seguida, tem-se a

seguinte reação, considerando-se como reagente os produtos formados na

primeira etapa:

3K2MnO4 + 4HCl → 4KCl + 2KMnO4 + MnO2 + 2H2O

3Na2MnO4 + 4HCl → 4NaCl + 2NaMnO4 + MnO2 + 2H2O

Neste caso, devido à acidificação do meio após a formação dos íons MnO42-,

há a formação de íons MnO4-, de coloração púrpura, e também de MnO2, de

coloração laranja.

Em massa, tem-se:

 0,000002 mol K2MnO4, formados na 1ª reação (MM 197g/mol): 0,000394g.

 0,000002 mol Na2MnO4, formados na 1ª reação (MM 165g/mol): 0,00033g

12

 15 gotas HCl 2,4 mol/L:

1000ml -------- 87,6g

0,75 ml ------------ x

1000x = 65,7

X = 0,0657g

Assim, realizando-se os cálculos necessários, baseados na equação, os

reagentes limitantes são o K2MnO4 e o Na2MnO4, que consomem uma

quantidade muito pequena de HCl (0,0000195g). Como há HCl suficiente,

forma-se os dois íons, responsáveis pela coloração. Na verdade, o íon que

mais contribui para a coloração é o MnO2, já que o íon permanganato é instável

em meio ácido e se decompõe em MnO2.

Tubo 8: os resultados podem ser considerados como os mesmos da reação anterior. Porém, a coloração é ainda mais intensa no sentido do íon

MnO2 devido à maior acidez do meio, que instabiliza e decompõe os íons

MnO4- em MnO2.

Tubo 9: o resultado na primeira etapa, após a adição de 15 gotas de HCl 2,4 mol/L é idêntico ao do tubo 7. Porém, ao adicionar-se, em seguida, 10

gotas de NaOH 3,2 mol/L e duas gotas de NaHSO3 0,04 mol/L, tem-se uma

solução de cor verde escura, com uma leve tonalidade marrom. Isto ocorre

porque na primeira solução, existe a presença de íons MnO4- e a presença de

MnO2. Em meios alcalinos, na presença de íons HSO3- e OH-, os íons MnO4-

sofrem redução e passam ao estado de oxidação (+VI), formando o íon MnO4-,

com sua coloração característica verde. Devido à presença de MnO2, a

coloração torna-se levemente marrom, pela mistura de cores verde e laranja.

Conclusões

Com a realização deste experimento pode-se observar os diferentes estados

de oxidação do manganês, sua estabilidade em diferentes pH’s, e alternância

entre diferentes estados de oxidação em reações em meios ácidos e básicos.

13

Observou-se também a possibilidade de reconhecer diferentes estados de

oxidação do manganês a partir da coloração destes íons em solução.

Referências

1 LEE. J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução de Henrique E. Toma. São Paulo: Edgard Blücher, 1999.

2 CETEM. Centro de Tecnologia Mineral. Ministério da Ciência e Tecnologia.

Coordenação de Processos Minerais – COPM. Rochas e Minerais Industriais. Cap. 24. Rio de Janeiro, 2005.

3 BRASIL. Ministério de Minas e Energia. Secretaria de Geologia, Mineração e

Transformação Mineral. Departamento Nacional de Produção Mineral. Manual Técnico de Gemas. Brasília, 2005. Pág. 20.

deu para aprender alguma coisa
muito obrigado...
me ajudou muito. obrigado
Muito bom, de grande ajuda, brigado
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