Prática 9 Obtenção dos halogênios

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALFENAS
QUÍMICA INORGÂNICA
OBTENÇÃO DO CLORO, BROMO E IODO
Kelly Aparecida Silva Souza
Tayná Roberta Nunes
Prof. Dr: Antônio Doriguetto
ALFENAS
2017
INTRODUÇÃO 
O grupo 7 A é constituído pelo flúor, cloro, bromo, iodo e astato. Este grupo é conhecido, também, como grupo dos halogênios que, segundo Russell (2013), vem do grego que significa “formadores de sais”. Os halogênios possuem 7 elétrons de valência e configuração eletrônica s2p5. Apresentam “estados de valência -1, +1, +3, +5 e +7” (OHLWEILER, 1972), sendo os maiores números de oxidação correspondente ao uso dos orbitais d. Os membros da família 7 A possuem uma tendência em admitir a configuração eletrônica dos gases nobres através da formação de íons ou de ligações covalentes. 
Algumas propriedades desse grupo seguem tendências já previstas pelos grupos anteriores. Ao descermos na família dos halogênios nota-se um aumento do peso atômico, da densidade, dos pontos de fusão e ebulição, dos raios iônico e covalente, e um decréscimo dos valores de eletronegatividade e energia de hidratação. Outras propriedades como energia de ionização, afinidade eletrônica e entalpia de dissociação não seguem as previstas tendências, devido ao acréscimo da blindagem dos blocos d e f, chamada de contração do bloco d e contração do bloco f, e da efetividade das interações entre os orbitais. 
Os halogênios atuam como fortes agentes oxidantes decorrente da maior tendência de seus átomos receberem elétrons. Embora a afinidade eletrônica do cloro seja maior, o ânion fluoreto é o mais forte agente oxidante. A isto decorre-se o fato de que o possui “baixo calor de dissociação e alto calor de hidratação” (LEE, 1971).
Segundo Lee (1971), “todos os halogênios reagem com os metais e também com muitos não-metais”. Observa-se, nesta família, uma tendência à diminuição da reatividade com o aumento do número atômico. O flúor é o que apresenta maior reatividade, o que é consequência da sua pequena energia de ligação F--- F, do seu alto poder oxidante, do tamanho pequeno dos seus átomos e da sua eletronegatividade alta, a maior da tabela periódica. Lee (1980) explica que “a pequena dimensão dos íons origina um alto número de coordenação e, portanto, numa energia reticular elevada do cristal. Da alta eletronegatividade resulta a formação de ligações muito fortes com a maioria dos outros elementos”.
Os elementos desta família podem ser obtidos de várias formas. O flúor é encontrado em minerais como a “fluorita, CaF2; criolita, Na3AlF6; e fluorapatita, Ca5F(PO4)3” (RUSSELL, 2013). O cloro está presente, também, em minerais como a “halita (NaCl) e silvita (KCl), em depósitos subterrâneos e também nos oceanos” (RUSSELL, 2013). O bromo ocorre em toda extensão da crosta terrestre. Obtém-se o Br2 através de processo industrial tal como “pela oxidação em meio ácido do das águas do mar, usando cloro como agente oxidante” (RUSSELL, 2013). Já o iodo ocorre de forma natural “como íon iodeto nos oceanos, especialmente em certos organismos marinhos, como plantas, que o concentram [...] e como íon iodato, [...] em depósitos na América do Sul” (RUSSELL, 2013). No estado nativo o “flúor e cloro são gases, bromo é líquido, e o iodo é um sólido” (LEE, 1980)
OBJETIVO
Obtenção de cloro, bromo e iodo e verificação de algumas de suas propriedades.
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIAIS DE USO COMUM
Água destilada
Balança semi-analítica
Papel-toalha
Seis espátulas
MATERIAIS POR GRUPO
Cinco Kitassatos
Béquer de 500 mL
Rolhas de borracha furada que se encaixe perfeitamente aos kitassatos da montagem apresentada na Fig. 1
Tubos de vidro de acordo com a montagem mostrada na Fig. 1
Mangueiras de borracha que se adaptem à montagem mostrada na Fig. 1
Hastes universais
Garra
Dois béqueres de 250 mL
Dois béqueres de 400 mL
Bastões de vidro
Chapa aquecedora
REAGENTES
Dióxido de manganês (IV)
Iodeto de potássio
Brometo de potássio
Hidróxido de sódio sólido 
Hidróxido de sódio (0,1 mol/L)
HCl concentrado
Sódio metálico
Potássio metálico
 1	 2	 3		 4	 5
Figura 1: Montagem do experimento
Fonte: Roteiro da Prática
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparou-se, na capela, a montagem mostrada na Figura 1.
Pesou-se 10,0158g de MnO2 e transferiu-se para o kitassato 1.
Preparou-se, em um béquer de 200mL, 125mL de solução de KI (0,1 mol/L) e transferiu-se para o kitassato 4.	
Preparou-se, em um béquer de 200mL, 125mL de solução de KBr (0,1 mol/L) e transferiu-se para o kitassato 5.	
Preparou-se, em um béquer, 200mL de solução de NaOH (0,1 mol/L) e transferiu-se para o béquer representado na Figura 1.	
Colocou-se hidróxido de sódio sólido no kitassato 2 até encobrir o fundo do kitassato.	
Mediu-se 25mL de solução concentrada de HCl.	
Colocou-se um pequeno pedaço de K no kitassato 3.	
Transferiu-se a solução de HCl para o kitasato 1, sobre o MnO2. Em uma chapa aquecedora, aqueceu-se o kitasato. Observou-se as diversas reações que ocorreram.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Após preparar a montagem da figura 1, observou-se o acontecimento da reação ocorrida em cada kitassato.
Após o aquecimento do primeiro kitassato, contendo HCl e MnO2 (Imagem 1), foi possível observar a evaporação do líquido formado e a produção de gás (Equação 1) que percorreram nos ductos do sistema até chegar no segundo kitassato que continha NaOH sólido. Neste momento ocorreu-se um processo de adsorção da água, a fim de que somente o gás cloro passasse para os demais kitassatos. Notou-se a presença de Cl2, neste momento, devido a coloração amarelada, típica do cloro, que se espalhou por todo o kitassato (Imagem 2).
MnO2(s) + (aq) + 4H+(aq) → Cl2(g) + Mn2+(aq) + 2H2O(l)	(1)
Imagem 1: aquecimento da mistura de HCl e MnO2
Fonte: Dos autores
Imagem 2: reação do cloro e da água com NaOH sólido
Fonte: Dos autores
Depois disso, após o gás entrar em contato com o potássio metálico, do terceiro kitassato, notou-se a formação de um sal (Equação 2), devido a coloração esbranquiçada do sólido (Imagem 3). A presença do cloro foi evidenciada, novamente, devido a expansão do gás amarelado no kitassato.
2K(s) + Cl2(g) → 2KCl(s)						(2)
Imagem 3: Reação do cloro com o potássio metálico
Fonte: Dos autores
O processo continuou com o deslocamento do Cl2 para os kitassatos 4 e 5, onde no quarto havia uma solução 0,1 mol.L-1 de KI e no quinto uma solução 0,1 mol.L-1 de KBr. Foi possível observar, da reação do cloro com o brometo de potássio, uma mudança de coloração da solução de incolor para amarelo (Imagens 4 e 5) que se deve a oxidação do bromo (Equação 3). Já na reação entre o cloro e o iodeto de potássio (Equação 4) notou-se uma mudança de coloração da solução de incolor para castanho (Imagens 4 e 5), que se deve, também, a oxidação do iodo. À medida que o gás borbulhava a solução, ocorria a formação de sólidos mais escuros na ponta do tubo de vidro. A formação dos sólidos na solução, deve-se ao fato de que o iodo possui solubilidade limitada em água. Contudo, o iodo é muito solúvel em soluções que contém o íon iodeto, e reage com o mesmo formando o triiodeto (Equação 5).
Cl2(g) + 2KBr(aq) → 2KCl(aq) + Br2(l)					(3)
Cl2(g) + 2KI(aq) → 2KCl(aq) + I2(s)					(4)
							(5) 
Imagem 4: Esquema completo antes do cloro borbulhar as reações
Fonte: Dos autoresSolução de KBr
Solução de KI
Imagem 5: Esquema completo durante o borbulhamento do cloro nas reações
Fonte: Dos autoresSolução de KBr
Solução de KI
Notou-se estados físicos diferentes para o Cl2, Br2 e I2, sendo gasoso, liquido e sólido, nesta ordem. Isto se dá devido as interações internucleares das moléculas, neste caso, forças dipolo-dipolo instantâneo, que ao descer no grupo dos halogênios ficam mais fortes por efeito da polarizabilidade. Quanto mais elétrons, mais polarizável é o elemento e, portanto, mais forte as ligações.
Sabe-se que maiores valores de eletronegatividade influenciam em maiores valores de potencialpadrão de redução, porque ambas estão correlacionadas com a tendência de ganhar elétrons. O cloro por possuir maior eletronegatividade tem maior potencial de redução do que o bromo e o iodo, portanto, tende a oxidá-los. 
De acordo com a literatura (RUSSELL, 2013), o bromo é um líquido castanho-avermelhado, porém, tal fato não pôde ser confirmado durante o experimento. O iodo também possui colorações características no estado sólido e de vapor, sendo cinza-escuro e violeta, respectivamente. Nenhuma dessas colorações foram observadas na prática, isto porque o produto final da reação é o triiodeto, que tem como característica a coloração castanho. Tal coloração foi observada na prática. 
Sabe-se da toxicidade do gás cloro, obtido da reação entre o HCl e MnO2. A fim de impedir a emissão do gás para atmosfera, colocou-se no final do sistema, um béquer contendo uma solução 0,1 mol.L-1 de NaOH. O cloro ao reagir com a solução de NaOH é dissociado, formando água e íons hipoclorito e cloreto (Equação 6).
Cl2(g) + 2 ↔ + + H2O(l)			(6)
CONCLUSÃO
Por meio desta prática o Cl2 foi obtido pela oxidação de uma solução ácida de (ácido clorídrico), que por sua vez reagiu com (brometo de potássio) e (iodeto de potássio) através de reações de oxirredução, que produziram Br2 e I2. Durante as reações algumas propriedades foram verificadas, tais como, poder de oxidação e redução, estado físico e coloração. De acordo com os valores de potencial padrão de redução, o cloro, que possui maior valor, tem poder oxidante mais forte. Portanto, tem poder para oxidar elementos com valores de potencial abaixo do seu. Com isso, foi possível, ver na prática, a oxidação do bromo e do iodo. Outra característica comprovada, mediante as reações, foi o estado físico desses halogênios. Sendo o cloro, gasoso; o bromo, líquido; e o iodo, sólido, embora tenha solubilizado rapidamente na solução de iodeto. A coloração características desses elementos, em parte, pôde constatada, pois o bromo não apresentou coloração prevista na literatura (castanho-avermelhado).
ANEXO 1
QUESTÕES
1. Escreva a equação da reação ocorrida no kitasato 1.	
RESPOSTA: 
MnO2(s) + (aq) + 4H+(aq) → Cl2(g) + Mn2+(aq) + 2H2O(l)
2. Qual é a função do kitasato 2 neste experimento.	
RESPOSTA: 
O kitasato 2 continha hidróxido de sódio que tinha como função neutralizar o ácido clorídrico que passou através da mangueira juntamente com cloro. Para que apenas o Cl2 fosse transferido para os outros kitasatos do sistema.
3. Escreva as equações das reações ocorridas ao serem adicionados sódio e potássio ao kitasato 3.	
RESPOSTA: 
2K(s) + Cl2(g) → 2KCl(s) 	
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)	
4. Escreva a equação da reação ocorrida no kitasato 4.	
RESPOSTA: 
Cl2(g) + 2KBr(aq) → 2KCl(aq) + Br2(l)	
5. Escreva a equação da reação ocorrida no kitasato 5.	
RESPOSTA: 
Cl2(g) + 2KI(aq) → 2KCl(aq) + I2(s)	
 
6. Escreva a equação da reação ocorrida no béquer representado da figura.
RESPOSTA: 
Cl2(g) + 2 ↔ + + H2O(l)
7. O que seria observado se no kitasato 4 houvesse uma solução de fluoreto e potássio em vez de brometo de potássio? E se fosse uma solução de astateto de sódio? Explique.	
RESPOSTA: 
No kitasato 4, o cloro oxida o Br – para Br2, por ter um potencial de redução maior. Se houvesse uma solução de fluoreto o Cl2 seria oxidado, pois o flúor tem maior potencial de redução que o cloro, portanto é um agente oxidante mais forte. Se fosse uma solução de astateto de sódio, o astato seria oxidado por ter um menor potencial de redução.
8. Nas condições ambientais, Br2 é um líquido vermelho e I2, um sólido violeta. Explique as diferenças de cores entre cloro, bromo e iodo.
RESPOSTA: 
A coloração depende das estruturas dos átomos e da quantidade de elétrons, o que influência no comprimento de onda de cada substância. Ao ser excitado o elétron recebe energia e ao voltar ao estado fundamental libera essa energia em espectro visível, produzindo a coloração. A coloração de cada substância depende do seu comprimento de onda.
9. Explique as diferenças dos estados físicos entre cloro, bromo e iodo nas condições ambientais.	
RESPOSTA: 
Cl2(g), Br2(l) e I2(s). Ambos têm força inter-nuclear dipolo-dipolo instantâneo. O estado físico depende da polarizabilidade, quanto mais elétrons, mais polarizável é o átomo, com isso ao descer no grupo a interação fica mais forte. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
LEE, J. D.. Química Inorgânica Um Novo Texto Conciso. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1980.
LEE, J. D.. Fundamentos da Química Inorgânica. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1971.
OHWEILER, Otto Alcides. Química Inorgânica. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1971.
RUSSELL, John B.. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 2013.