Relatório Halogênios

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA 
DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA TERRA 
COMPONENTE CURRICULAR: Inorgânica I 
EXPERIMENTO Nº 07: ELEMENTOS DO BLOCO p. GRUPO 17.
4.1)	Obtenção do cloro.
4.1.1). Esta experiência	deve ser realizada em capela. Colocar num balão adaptado com tubo de escape cerca de 4,0 g de permanganato de potássio. Medir 6,00 mL de ácido clorídrico concentrado e adicionar ao balão. Fechá-lo com uma rolha. Submergir o tubo de escape num béquer contendo 50 mL de água destilada. Na falta de permanganato, usar 5,0 g de dióxido de manganês. Neste caso, é necessário aquecer, mas a temperatura não deve ser superior a 90ºC. Lembre-se: Você obteve cloro dissolvido em água!
Resultados esperados: A atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico, sendo o flúor o oxidante mais forte. Suas propriedades redutoras apresentam-se muito fracas, sendo o iodo, em comparação com os outros halogênios, um redutor mais forte. Com isso precisou de um agente oxidante que possuísse forças para reagir com o cloro, logo foi utilizado o permanganato de potássio (ou dióxido de manganês). O resultado esperado é a obtenção do gás cloro que possui cor amarela esverdeada.1 vale ressaltar que o gás foi dissolvido em água, pois o mesmo é facilmente solúvel em tal solvente, com o intuito de utilizar a água de cloro em testes nas etapas seguintes. A seguir a reação da obtenção do cloro com o uso do permanganato de potássio e com o dióxido de manganês:
KMnO4(s) + 8 HCl(aq) → KCl(aq) + MnCl2(aq) + 5/2 Cl2(g)+ 4 H2O(l)
MnO2(s) + 4 HCl(aq) → MnCl2(aq) + Cl2(g)+ 2 H2O(l)
A solução formada deve ser ácida pois há formação de HCl e HClO, os quais são ácidos, como mostra a reação: Cl2(g) + H2O(l) → HCl(aq) + HClO(aq)
Contudo, ao mostrarmos as reações com a água de cloro, usaremos apenas o Cl2, pois utilizando o produto acima, haverá liberação do cloro (o que nos interessa) e formação de água, apenas.
4.2)	Obtenção do bromo.
Adicionar à 2,00 mL de solução de brometo de potássio (KBr) um volume igual de água de cloro. Observar. Juntar 1,00 mL de clorofórmio (em capela) e agitar. Com base nos dados da experiência escrever a equação. 
Resultados esperados: A obtenção do bromo se deu com o uso da água de cloro, tendo em vista que o cloro é um agente oxidante que consegue facilmente reduzir o Br- para o Br2. O bromo não se solubiliza bem em água, dissolvendo-se melhor em solventes apolares, como é o caso do clorofórmio. Ao adicionar a água de cloro, espera-se uma coloração amarela da solução, característica do cloreto. Após ao adicionar clorofórmio, deve-se observar a formação de duas fases.
A reação ocorrida entre KBr e Cl2 foi:
2 KBr(aq) + Cl2 → 2 KCl(aq) + Br2(s)
4.3)	Obtenção do Iodo.
Preparar o iodo de modo análogo àquele utilizado para o bromo (item 4.2). 
Resultados esperados: Utilizou-se água de cloro pelo motivo já citado anteriormente. O iodo molecular também não é solúvel em água, por isso utiliza-se clorofórmio. Ao adicionar água de cloro ao iodeto de potássio deve ocorrer reação formando cloreto de potássio e iodo. A coloração amarela é característica do cloreto. Conforme mostra a reação: 
2 KI(aq) + Cl2 → 2 KCl(aq) + I2(s)
Após adicionar clorofórmio e agitar, espera observar-se a formação de duas fases, onde uma é de iodo dissolvido em clorofórmio (coloração violeta/rósea) e a outra o cloreto.
4.4)	Identificação do cloro, bromo e Iodo.
Em três tubos de ensaio colocar, respectivamente, 2,00 mL de água de cloro, bromo e iodo. A cada um deles adicionar 2,00 mL de tetracloreto de carbono (em capela!). Agitar. Observar a coloração dos halogênios em tetracloreto de carbono e comparar com aquela em água.
Resultados esperados: O tetracloreto de carbono (CCl4) é incolor e insolúvel e mais denso do que a água. Ao adicionarmos, haverá formação de duas fases, após agitação o CCl4 extrai o ametal da água, ficando com cor característica do ametal e no fundo do tubo de ensaio, se trata de um fenômeno de solubilização. No caso da água de cloro e de bromo, haverá mudança de coloração na fase apolar, visto que ambos apresentam cor característica amarela e avermelhada, respectivamente. No caso da água de iodo, a coloração será violeta/rósea. Enquanto apenas em meio aquoso, ambos apresentam coloração amarela, característica dos cloretos formados.
4.5)	Identificação do iodo.
Adicionar 3 gotas de amido a 2,00 mL de solução de iodo. Que variação sofre a cor azul do produto ao ser aquecido ou resfriado?
Resultados esperados: Ao adicionarmos o amido, haverá a formação de um complexo entre o íon triiodeto (presente na solução) e o amido. Tal complexo tem coloração azul.
I2 + I- I3-
I3- + amido complexo azul 			∆H<0
Sabe-se que, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, todo equilíbrio, quando perturbado, tende a reagir de forma a minimizar esta perturbação. Este processo de formação do complexo é exotérmico - libera energia quando ocorre. O processo contrário, de dissociação do complexo, é endotérmico - absorve energia para ocorrer. Quando fornecermos energia na forma de calor, o sistema reagirá de forma a tentar anular esta perturbação, deslocando o equilíbrio no sentido da reação endotérmica, de dissociação do complexo, fazendo com que a coloração azul praticamente deixe de existir.
4.6)	Propriedades oxidantes da água de cloro.
Colocar gotas de água de cloro em tecido colorido. Observar.
Resultados esperados: Espera-se que haja descoloração do tecido, visto que ácido hipocloroso – HClO (como mostrado no item 4.1) presente na água de cloro é um agente oxidante muito forte (até mais forte que o gás cloro – Cl2), e pode reagir com e destruir muitos tipos de moléculas, incluindo os corantes orgânicos presentes nas roupas.
4.7)	Propriedades oxidantes da água de bromo.
Colocar cerca de 0,1 g de zinco em pó em um tubo de ensaio e agitar com 5,00 mL de água de bromo. Deixar que o zinco que não reagiu se deposite e recolher alguns mililitros de líquido sobrenadante em um tudo de ensaio. Adicionar 3,00 mL de tetracloreto e agitar o tubo. Observar. Em seguida, adicionar 2,00 mL de água de cloro; agitar e observar.
Resultados esperados: Deve-se esperar formação de precipitado, visto que nem todo zinco irá reagir. O brometo de zinco formado é solúvel em agua. Como o bromo é um agente oxidante mais forte que o zinco, por ser mais eletronegativo, ele irá ser reduzido, se dissociando, e a solução deverá apresentar coloração verde inicialmente até ficar incolor. 
Ao adicionar o CCl4 ao líquido contendo a solução de brometo de zinco (ZnBr2), haverá a formação de duas fases uma orgânica que é apolar e outra polar (como citado no item 4.2). Quando a água de cloro for adicionada ao sistema, haverá distinção entre as duas fases formadas, uma de cor característica amarela (polar) e outra avermelhada (apolar).
4.8)	Propriedades oxidantes do iodo.
Triturar, em almofariz, pequenos cristais de iodo e misturar com um pouco de zinco em pó. Passar a mistura para um vidro de relógio e juntar uma gota de água. Observar.
Resultados esperados: teremos a seguinte reação ocorrendo:
I2(s) + 2 H2O(l) + Zn(s) I2(g) + Zn(OH)2(aq) + H2(g)
A reação em questão é de oxirredução, onde o zinco foi oxidado pelo iodo, perdendo elétrons. A reação é exotérmica, ocorre liberação de energia, que poderá ser verificada pela reação vigorosa. Deverá ocorrer a mudança de fase do iodo, que passará da fase sólida para a gasosa (sublimação) onde seu vapor é roxo. O zinco tem maior potencial de redução (+0,76) que o iodo (+0,53), o que o torna um agente redutor mais forte que o iodo.
4.9)	Sublimação do Iodo.
Em uma capela, colocar em um béquer seco alguns cristais de iodo e colocá-lo sobre uma tela de amianto colocada sobre um anel de suporte. Tampar o béquer com um vidro de relógio, sobre o qual deve ser colocado um pedacinho de gelo. Aquecer, com cuidado, o béquer. Observar.
 Resultados esperados: Espera-se, após alguns segundos, que haja formação de gases de cor violeta e odor irritante. O iodo queno estado inicial tinha aspecto rosa-acinzentado, quando em contato com o vidro de relógio será resfriado e solidificado, passando a ter um aspecto acinzentado e brilhante.
Como o I2 apresenta força de interação intermoleculares dipolo-instantâneo dipolo-induzido (caracterizada como uma força muito fraca), com um pouco de aquecimento, haverá um maior afastamento de suas moléculas devido a diminuição dessas interações, fazendo-o passar diretamente do estado sólido para gasoso, a esse fenômeno dá-se o nome de sublimação, o qual ocorre quando a pressão do ambiente não é suficiente para frear a aceleração das partículas atômicas permitindo a passagem direta do estado sólido para o gasoso. 
4.10)	Solubilidade do Iodo.
Em diferentes tubos de ensaio colocar alguns cristais de iodo e testar sua solubilidade em: água, solução de iodeto de potássio 0,1 mol/L, álcool etílico, clorofórmio e éter. Anotar a cor de cada solução.
Resultados esperados: Sabendo que a solubilidade do iodo (discutida nos itens 4.3 e 4.2) é em solventes apolares, temos que ao adicionar iodo em:
Água – Ao adicionar os cristais de iodo na solução de água destilada, espera-se que ele decante e não há alteração de cor;
KI(aq) – haverá formação do íon iodeto I3- e este reage com o cátion potássio presente na solução aquosa, formando KI3 que é um composto solúvel em água e incolor;
álcool etílico – o iodo se solubilizará, sofrendo alteração de cor e passando para marrom;
clorofórmio – o iodo se solubilizará, formando uma solução homogênea de coloração roxa, CHCl3(l) + I2(s) CCl3I (aq) + HI(aq)
éter – irá dissolver, formando uma solução marrom.
4.11)	Reações com íons haleto.
Tomar doze tubos de ensaio e misturar 2,00 mL de cada solução de cada nitrato (Ag+, Pb+2, Hg+2 e Na+) com 2,00 mL de solução de cada haleto (Cl-, Br-, I-). Agitar e registrar suas observações na tabela, anotando a aparência e a cor do produto formado. Aquecer o conteúdo de cada tubo até a ebulição e observar o efeito do aumento de temperatura na solubilidade dos precipitados.
Resultados esperados:	Reações que ocorreram com o nitrato de prata:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) →AgCl(s) + NaNO3(aq) – forma precipitado branco, em aquecimento irá formar prata e liberar cloro gaosos.
KBr(aq) + AgNO3(aq) → AgBr(s) + KNO3(aq) – forma precipitado amarelo, insolúvel em água
KI(aq) + AgNO3(aq) → AgI(s) + KNO3(aq) – precipitado amarelo
As reações com o nitrato de sódio vão gerar sais solúveis em água, a coloração dos sais será branca. Não formará precipitado. A solução tende a ficar incolor.
NaCl(aq) + NaNO3(aq) → NaCl(s) + NaNO3(aq) 
KBr(aq) + NaNO3(aq) → NaBr(s) + KNO3(aq)
KI(aq) + NaNO3(aq) → NaI(s) + KNO3(aq) 
As reações com o nitrato de chumbo(II) formarão sais insolúveis em água. De coloração branca, incolor e amarela, respectivamente. O PbBr2 é pouco solúvel a frio e muito solúvel a quente.
NaCl(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbCl2(aq) + Na(NO3)2(aq)
KBr(aq) + Pb(NO3)2(aq) → PbBr2(s) + K(NO3)2 (aq)
KI(aq) + Pb(NO3)2 (aq) → PbI2(s) + K(NO3)2 (aq)
Os cloretos, brometos e os iodetos de mercúrio(II) também são insolúveis, contudo a precipitação dos halogenetos de chumbo é incompleta, os precipitados devem se dissolver lentamente em água quente. As cores dos sais formados (precipitados) são branco, branco e vermelho escuro, respectivamente.
NaCl(aq) + Hg(NO3)2(aq) → HgCl2(s) + Na(NO3)2(aq)
KBr(aq) + Hg(NO3)2 (aq) → HgBr2(s) + K(NO3)2 (aq)
KI(aq) + Hg(NO3)2 (aq) → HgI2(s) + K(NO3)2 (aq)
5.0) Questionário.
5.1) Sugira uma maneira eficiente de obter cloro em laboratório. 
A reação mais utilizada em laboratório para produzir o cloro gasoso é a reação com oxido de manganês e ácido clorídrico: 
MnO2(aq) + 4HCl(aq) → Cl2(g) + MnCl2(s) + 2H2O(l)
Deve-se efetuar esta reação em uma capela, coletando o gás produzido por meio de um tubo de ensaio cheio de água, acoplado a um funil, emborcado na mistura reacional.