Prática nº4 - Propriedades Periódicas

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
PRÁTICA Nº4
Aluno: Pedro Nonato da Silva Júnior
Matrícula: 367522		
Curso: Farmácia – MT 2014.2		
Data da prática: 17 de setembro de 2014
FORTALEZA
2014
INTRODUÇÃO
A tabela periódica dos elementos químicos é a disposição sistemática dos elementos, na forma de uma tabela, em função de suas propriedades. É muito útil para prever as características e propriedades dos elementos químicos. Permite, por exemplo, prever o comportamento de átomos e das moléculas deles formadas, ou entender por que certos átomos são extremamente reativos enquanto outros são praticamente inertes.
A figura acima ilustra a tabela, a qual se encontra organizada em períodos (elementos de um mesmo período possuem o mesmo número de níveis eletrônicos) e grupos (elementos do mesmo grupo têm o mesmo número de elétrons na camada mais externa ou de valência e dessa forma apresentam comportamento químico semelhante).
Têm-se como propriedade periódica as tendências que certos elementos químicos apresentam de acordo com sua posição na tabela periódica, como por exemplo: raio atômico, eletronegatividade, afinidade eletrônica e potencial de ionização. Todos eles variam conforme os períodos e grupos crescem ou decrescem, sendo que esta afirmação foi comprovada experimentalmente.
OBJETIVOS
Esse experimento tem como objetivos:
Caracterizar alguns elementos como metal e não-metal;
Verificar a sequência dos metais alcalinos terrosos no grupo, através de teste de solubilidade pela formação de precipitado;
Deduzir a sequência dos halogênios no grupo através de reações específicas;
Desenvolver procedimento para testar a presença de cátions dos elementos dos grupos IIA e haletos em solução
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
3.1) Caráter Metálico
Parte A
	Nessa etapa foram observadas as cinco amostras de substâncias, indicadas por A, B, C, D e E. Foram registrados quais deles eram maleáveis, condutores elétricos, se apresentavam brilho e a cor característica de cada um. Após isso, foi verificado se as amostras apresentavam propriedades ferromagnéticas, colocando-se um ímã próximo a cada uma e observando se estas eram atraídas por ele. 
Parte B
	Nesse momento da experiência, foram usadas as mesmas substâncias da etapa anterior, sendo que estas foram colocadas em tubos de ensaio separados para reagir com HCl 4 mol.L-1. Foram adicionados 1,5 mL de HCl em cada tubo e estes foram observados por 8 minutos. Todas as evidências vistas no processo foram registradas.
3.2) Sequência dos metais alcalinos terrosos
	Em cinco tubos de ensaio separadamente, foram colocados 1 mL de solução 0,1 mol.L-1 de sais de nitrato de magnésio, cálcio, estrôncio, bário e um com uma amostra desconhecida. Acrescentou-se 1 mL de carbonato de sódio 1 mol.L-1 (Na2CO3) a cada tubo e anotaram-se as evidencias apresentadas em cada reação.
	O procedimento descrito acima foi repetido três vezes, trocando o carbonato de sódio por, primeiramente, por oxalato de amônio 0,25 mol.L-1 [(Nh4)C2O4], depois por ácido sulfúrico 1 mol.L-1 (H2SO4) e então por cromato de potássio 0,3 mol.L-1 (K2CrO4). Com base nos dados obtidos, foi possível deduzir qual cátion que compunha a amostra desconhecida.
3.3) Sequência dos Halogênios
Parte A
	Foram adicionados a quatro tubos de ensaio diferentes 1 mL de solução 0,1 M de NaCl, NaBr, NaI e uma amostra X. Após isso, foi acrescentado 1 mL de nitrato de prata 0,1 mol.L-1 (AgNO3) a cada tubo e posteriormente 1 mL de NH4OH. As cores presenciadas na adição de AgNO3 e a verificação de solubilidade no NH4OH foram anotadas.
Parte B
	Acrescentou-se 1 mL de solução 0,1 M de NaCl, NaBr, NaI e uma amostra X em quatro tubos de ensaio distintos e em seguida foi colocada uma gota de ácido nítrico 3 mol.L-1 em cada um deles. Por fim, adicionou-se 1 mL de Fe(NO3)3 0,1 mol.L-1 para que então as alterações notadas nos tubos fossem registradas.
3.4) Identificação de cátions metálicos pelo teste da chama
	
	Primeiramente, uma alça metálica foi esterilizada, mergulhando esta em HCl e a queimando na chama do bico de Bunsen. Então, mergulhou-se a alça em uma das soluções presentes na bancada e observou-se a coloração da chama. Depois disso, o processo de limpeza foi repetido.
	O procedimento descrito acima foi realizado usando soluções contendo Ba, Ca, Sr e Na separadamente, sempre repetindo a limpeza entre cada teste. As cores das chamas correspondentes a cada sal foram registradas
 
	
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
4.1) Caráter Metálico
Os dados registrados nas duas etapas desse estágio do experimento foram organizados na seguinte tabela:
	Substância
	Apresenta propriedades ferromagnéticas?
	Propriedades (cor, brilho, maleabilidade, condutância)
	Reação com HCl 4 mol.L-1
	Conclusão
	A
	Não
	Prata, brilhoso, maleável e condutor
	Exotérmica com liberação de hidrogênio
	Caráter metálico
	B
	Não
	Cinza, sem brilho, maleável e condutor
	Exotérmica com liberação de hidrogênio
	Caráter metálico
	C
	Sim
	Cinza, sem brilho, não maleável em temperatura ambiente e condutor
	Exotérmica com liberação de hidrogênio
	Caráter metálico
	D
	Não
	Amarelo, sem brilho, não maleável e isolante
	Sem evidências de reação
	Caráter não-metálico
	E
	Não
	Cinza, sem brilho, não maleável e condutor
	Sem evidências de reação
	Caráter não-metálico
Observou-se que a substância A era prateada e apresentava um brilho fosco característico, o que indica que havia elétrons livres em sua superfície, pois estes quando há incidência luminosa se movimentam sincronamente gerando esse brilho característico. Viu-se que era maleável, pois estava na forma de chapa, podendo ser facilmente dobrado e que era condutor elétrico porque permitiu a circulação de elétrons num circuito elétrico contendo uma bateria 5V e um LED, isto é, foi possível ver o LED acender. Não foi atraído pelo ímã, portanto não era ferromagnético, isso porque suas moléculas quando polarizadas pelo imã não se comportaram de maneira ordenada impossibilitando a atração pelo mesmo. Baseando-se nessas observações iniciais, concluiu-se que a substância A era alumínio. 
A reação com HCl liberou energia na forma de calor e gás hidrogênio. A reação que descreve o processo é:
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g)↑
Pode-se classificar o Al como metal porque é maleável, conduz eletricidade e reage com um ácido liberando gás hidrogênio.
	Já a substância B, considerando o que se foi observado, se tratava do magnésio. Sua cor era cinza escuro e não apresentava brilho característico porque a lâmina estava coberta de óxido de magnésio (MgO), resultante da exposição ao ar. É maleável porque pôde ser dobrado sem quebrar e conduz eletricidade porque permitiu a circulação de elétrons em circuito. Não foi atraído pelo ímã, não sendo, portanto ferromagnético.
Na reação com HCl houve a liberação de H2 e calor, podendo ser representada pela equação:
Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)↑
Pode-se classificar o Mg como metal porque é maleável, conduz eletricidade e reage com um ácido liberando gás hidrogênio.
	A substância C tinha cor cinza grafite, sem brilho devido à oxidação, é maleável, mas não em temperatura ambiente e conduz eletricidade. É ferromagnético, pois foi atraído pelo ímã, o que indica que em sua composição, o ferro é o elemento predominante. A reação exotérmica com HCl presenciada foi:
Fe(s) + 2HCl(aq) FeCl2(aq) + H2(g)↑
Pode-se então classificar a amostra C como metal devido às propriedades apresentadas.
	Devido à cor amarelada e ao cheiro característico, a amostra D era enxofre. Não conduziu eletricidade, sendo assim, um isolante elétrico, bem como se quebrou facilmente, o que o classificou como imaleável. Não apresentou propriedades ferromagnéticas porque não foi atraído pelo ímã, tampouco reagiu com o HCl:S(s) + HCl(aq) S(s) + HCl(aq)
Conforme foi observado, o enxofre não apresenta caráter metálico por não manifestar as principais propriedades de um metal, sendo denominado de não-metal.
	A amostra E claramente tratava-se de um alótropo do carbono chamado grafite, pois era cinza escuro, sem brilho aparente e condutor de eletricidade. Não possuía propriedades ferromagnéticas, nem era maleável porque era possível quebrá-lo com facilidade. Como já era esperado, o carbono não foi reagiu quando lhe foi adicionado HCl:
C(s) + HCl(aq) C(s) + HCl(aq)
Com base no que foi analisado, deduziu-se que o carbono não é metal, pois mesmo conduzindo eletricidade, não é maleável, nem ferromagnético e muito menos reagiu na presença de um ácido.
	Organizando as amostras que reagiram por velocidade de reação tem-se que: Mg > Al > Fe, o que indica que o elementos representativos (Mg e Al), segundo a tabela periódica, são mais reativos que os metais de transição (no experimento, o Fe)
4.2) Sequência de metais alcalinos terrosos
	Os dados registrados sobre a formação de precipitado nos diferentes tipos de reagentes foram organizados na seguinte tabela:
	Reagentes
	Na2CO3
	(NH4)C2O4
	H2SO4
	K2CrO4
	Mg(NO3)2
	P
	N
	N
	N
	Ca(NO3)2
	P
	P
	N
	N
	Sr(NO3)2
	P
	P
	P
	N
	Ba(NO3)2
	P
	P
	P
	P
	Amostra X
	P
	P
	N
	N
P representa as reações em que ocorreu a formação de precipitado e N indica aquelas que nenhum precipitado foi ge	rado. Na vertical são indicados os ânions nitratos (NO3-) combinados com cátions dos elementos do grupo IIA (metais alcalinos terrosos): Mg2+, Ca2+, Sr2+ e Ba2+. Na horizontal são mostrados os reagentes acrescentados posteriormente em cada etapa do experimento.
	Para o Na2CO3 1M, foram observadas as seguintes reações:
Na2CO3 (aq)+ Mg(NO3)2(aq)  MgCO3(s)↓+ 2Na(NO3)(aq)
Na2CO3 (aq) + Ca(NO3)2(aq)  CaCO3 (s)↓+ 2Na(NO3)(aq)
Na2CO3 (aq) + Sr(NO3)2(aq) SrCO3 (s)↓+ 2Na(NO3)(aq)
Na2CO3 (aq) + Ba(NO3)2(aq) BaCO3 (s)↓+ 2Na(NO3)(aq)
Notou-se que todas as reações geraram 2 mols de nitrato de sódio, o qual é solúvel em meio aquoso e por isso não foi visto na solução final. O que precipitou foi o sal formado por um íon carboneto e um metal alcalino terroso, pois estes são insolúveis em meio aquoso. Com base na quantidade visível de precipitado formado, puderam-se organizar os compostos em ordem crescente de solubilidade: MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO3. Foi verificado que no grupo IIA da tabela periódica, a insolubilidade em meio aquoso cresce a medida que o período aumenta.
	Para o segundo reagente, o oxalato de amônio [(NH4)2C2O4], ocorreram as seguintes reações químicas:
(NH4)2C2O4(aq) + Mg(NO3)2(aq)  MgC2O4(s)↓+ 2(NH4)(NO3)(aq)
(NH4)2C2O4(aq) + Ca(NO3)2(aq)  CaC2O4(s)↓+ 2(NH4)(NO3)(aq)
(NH4)2C2O4(aq) + Sr(NO3)2(aq)  SrC2O4(s)↓+ 2(NH4)(NO3)(aq)
(NH4)2C2O4(aq) + Ba(NO3)2(aq)  BaC2O4(s)↓+ 2(NH4)(NO3)(aq)
Os resultados apresentados nesta etapa do experimento foram parecidos com o estágio anterior, quando se adicionou Na2CO3 aos tubos de ensaio: formação de precipitado e crescimento da insolubilidade conforme o aumento do período da tabela periódica.
	Foram notadas as seguintes reações com o ácido sulfúrico:
H2SO4(aq) + Mg(NO3)2(aq)  Mg(SO4)(s)↓+ 2HNO3(aq)
H2SO4(aq) + Ca(NO3)2(aq)  Ca(SO4)(s)↓+ 2HNO3(aq)
H2SO4(aq) + Sr(NO3)2(aq)  Sr(SO4)(s)↓+ 2HNO3(aq)
H2SO4(aq) + Ba(NO3)2(aq)  Ba(SO4)(s)↓+ 2HNO3(aq)
No caso do reagente analisado, são formados os seguintes compostos: Ca(SO4), Mg(SO4), Sr(SO4), Ba(SO4). Os dois primeiros são solúveis em meio aquoso e consequentemente não ocorre formação de precipitado, enquanto os seguintes precipitam no meio, indicando insolubilidade. O crescimento do período continuou indicando aumento de insolubilidade.
	Finalmente, para o K2CrO4, foram observadas as seguintes reações:
K2CrO4(aq) + Mg(NO3)2(aq)  MgCrO4(s)↓+ 2KNO3(aq)
K2CrO4(aq) + Ca(NO3)2(aq)  CaCrO4 (s)↓+ 2KNO3(aq)
K2CrO4(aq) + Sr(NO3)2(aq)  SrCrO4 (s)↓+ 2KNO3(aq)
K2CrO4(aq) + Ba(NO3)2(aq)  BaCrO4 (s)↓+ 2KNO3(aq)
O comportamento dos reagentes nesta etapa foi semelhante ao anterior: os cromatos de magnésio e cálcio se dissolveram na água enquanto os cromatos de estrôncio e bário não. O crescimento do período continuou indicando aumento de insolubilidade.
	Com base em todas as análises realizadas nesse estágio do experimento, concluiu-se que o elemento desconhecido era o nitrato de cálcio, pois houve formação de precipitado quando misturado ao carbonato de sódio e oxalato de amônio e não formação de precipitado quando colocado pra reagir com ácido sulfúrico e cromato de potássio. Portanto, o cátion presente na amostra X é o Ca2+.
4.3) Sequência dos halogênios
	As reações com o nitrato de prata (AgNO3) são representadas pelas seguintes equações:
AgNO3(aq) + NaCl(aq) AgCl(aq)↓ + NaNO3(aq)
AgNO3(aq) + NaBr(aq) AgBr(aq)↓ + NaNO3(aq)
AgNO3(aq) + NaI(aq) AgI(aq)↓ + NaNO3(aq)
Todos os nitratos são solúveis em água, assim como a maioria dos sais formados por cloretos, brometos e iodetos, exceto aqueles contendo chumbo, mercúrio II ou prata em sua composição. Com base nessas informações e no precipitado formado em cada tubo de ensaio, notou-se que nos halogênios a solubilidade dos precipitados decresce conforme o período da tabela periódica aumenta. Em relação à solubilidade no hidróxido de amônio (NH4OH), os precipitados apresentaram solubilidade decrescente conforme o crescimento do período. 
	A tabela a seguir organiza melhor os dados apresentados acima:
	Reagente
	Cor em presença de AgNO3 0,1 mol.L-1
	Solubilidade em NH4OH
	NaCl
	Branco
	Solúvel
	NaBr
	Acinzentado
	Pouco solúvel
	NaI
	Amarelo
	Insolúvel
	Amostra X
	Branco
	Solúvel
	Na segunda parte dessa etapa, foi adicionada uma gota de HNO3 em cada tubo:
HNO3(aq) + NaCl(aq) HCl(aq)+ NaNO3(aq)
HNO3(aq) + NaBr(aq) HBr(aq) + NaNO3(aq)
HNO3(aq) + NaI(aq) HI(aq) + NaNO3(aq)
Para que então a solução resultante fosse misturada ao Fe(NO3)3:
Fe(NO3)3(aq) + HCl(aq) + NaNO3(aq) FeCl3(aq)+ HNO3 + NaNO3(aq)
Fe(NO3)3(aq) + HBr(aq) + NaNO3(aq) FeBr3(aq) + HNO3 + NaNO3(aq)
Fe(NO3)3(aq) + HI(aq) + NaNO3 FeI3(aq) + HNO3 + NaNO3(aq)
Percebeu-se que o ácido nítrico foi usado como catalisador porque acelerou a reação por estar presente no reagente inicial e no produto final. Não houve formação de precipitado, ocorrendo apenas mudança significativa nas cores das soluções. Os dados registrados foram organizados na tabela abaixo:
	Reagente
	Cor em presença de Fe(NO3)3 0,1 mol.L-1
	NaCl
	Amarelo claro
	NaBr
	Amarelo
	NaI
	Acobreado
	Amostra X
	Amarelo claro
	A amostra desconhecida apresentou propriedades e comportou-se semelhante ao cloreto de sódio (NaCl). Isso indica, portanto, a presença do aniôn Cl- na amostra X
4.4)Identificação de cátions metálicos pelo teste da chama
O teste da chama é usado para a observação das cores que cada material emite ao ser aquecido. Isso ocorre porque quando os átomos de um elemento são submetidos à chama, ou seja, é aplicada uma energia, há uma excitação maior de seus elétrons que tendem a sair de seu estado de energia fundamental passando para uma camada mais energética (quantum) e quando retornam a seu estado fundamental emite uma energia que se adéquam a um comprimento de onda visível ao olho humano (fóton).
Os elementos e suas respectivas cores de chamas observadas foram:
	Metal
	Bário
	Cálcio
	Estrôncio
	Sódio
	Cor da chama
	Verde
	Laranja
	Vermelho
	Amarelo
	Por exemplo, o bário emite uma chama verde porque quando os elétrons retornam ao seu estado fundamental, há uma emissão energética correspondente ao comprimento de onda que indica a cor verde no olho humano. O mesmo ocorre para os outros elementos.
CONCLUSÃO
Através desse experimento concluiu-se que as substâncias A, B e C sãometais por reagirem com um ácido clorídrico, liberando H2 no processo e apresentarem condutividade elétrica. As substâncias D e E são classificadas como não-metais por não reagirem com ácido clorídrico, brilho ou condutividade elétrica, com exceção do elemento E (grafite) por causa de sua geometria molecular.
Na etapa da sequência dos metais alcalinos terrosos, observou-se que os ânions Carbonato (CO32-), Oxalato (C2O42-), Sulfato (SO42-) e Cromato (CrO42-) quando sintetizam sais com esses metais se apresentam na forma de precipitado com solubilidade decrescente em relação ao período da tabela periódica.
O cátion monovalente de prata (Ag+) apresenta coloração amarela crescente e forma precipitado com insolubilidade crescente em relação ao período da tabela periódica. Sais de halogênios com ferro formam compostos solúveis de colorações crescentes de acordo com o período.
Com base nas cores apresentadas no teste da chama, ocorre uma maior liberação de energia conforme o crescimento do período do grupo IIA da tabela periódica.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1) Manual de Laboratório de Química Geral e Inorgânica – Roteiro da prática nº01 – Universidade Federal do Ceará.
2) BROWN, T. L.; LEMAY, Jr, H. E.; BURDGE, J.R. Química: a Ciência Central. 9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.
3) http://www.mundovestibular.com.br/articles/1104/1/REATIVIDADE-DE-METAIS-/Paacutegina1.html - 27/09/14 às 14h22min
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