grupo 17 da tabela periodica pdf

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1. INTRODUÇÃO 
 
Os elementos do grupo periódico 17 são constituídos de flúor, cloro, bromo, e astato, 
onde apenas quatro podem ser discutidos mais profundamente, pois o astato não ocorre na 
natureza e seu isótopo de vida mais longa, tem a meia-vida de 8 horas. O que se pode saber do 
astato é que ele lembra o iodo, mas é um pouco mais metálico. Os elementos desse grupo são 
conhecidos como halogênios (do grego, “formadores de sais”). Estando livres eles se 
encontram como moléculas diatómicas, os halogênios se combinam com quase todos os 
elementos da tabela periódica formando mais comumente haletos, nos quais exibe estado de 
oxidação -1. (RUSSEL, 1994). 
As propriedades químicas especiais dos halogênios podem ser explicadas pelas 
configurações eletrônicas de valência, ns
2 
np
5,
 que só precisão de mais um elétron de valência 
para alcançar a configuração de camada fechada. Para completar o octeto dos elétrons de 
valência no estado elementar, todos os halogênios usam dois átomos para formar moléculas 
diatômicas, como flúor F2 e I2. Com exceção do flúor, halogênios podem perder elétrons de 
valência e seus estados de oxidação variam entre -1 e +7. Os elementos formam uma família 
que apresenta variações suaves de propriedades físicas, o que é esperado quando as forças de 
London entre as moléculas são as forças intermoleculares dominantes. Como a 
eletronegatividade diminui no grupo de cima para baixo, os raios atômicos aumentam 
moderadamente no mesmo sentido, as propriedades químicas mostram também variações 
suaves com a exceção de algumas propriedades do flúor. (ATKINS E JONES, 2012). 
Entre as propriedades físicas mais notáveis dos halogênios estão as cores. No vapor 
elas quase variam de incolor do F2, passando pelo amarelo-esverdeado com o Cl2 e vermelho- 
amarronzado do Br2 ao purpura do I2. ( ATKINS E SHRIVER, 2008). 
Com relação ao elemento flúor, esse se caracteriza como o metal mais reativo e é o 
agente oxidante mais forte entre os halogênios. A rapidez de muitas reações do flúor com 
outros elementos podem em parte acontecer devido a barreira cinética baixa associada à 
ligação fraca F-F. ( ATKINS E SHRIVER, 2008). Ele pode ser armazenado a baixas pressões 
em recipientes de aço, cobre ou certas ligas, somente porque ele forma, rapidamente, uma 
camada de fluoreto na superfície do metal que é resistente e impede que a reação tenha 
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prosseguido. O flúor reage violentamente com o Hidrogênio, formando fluoreto de hidrogênio 
(RUSSEL, 1994). 
H2(g) + F2(g) 2HF H(g) 
O cloro se encontra combinado em cloretos, como os minerais halita (NaCl) e silvita 
(KCl), em depósitos subterrâneos e também nos oceanos. Cloro é usando no mundo todo na 
purificação da água potável, também serve como alvejantes industriais. No laboratório o cloro 
é facilmente produzido pela oxidação de soluções acidas de cloreto. Os elementos 
provenientes do cloro são: cloretos (componentes que apresenta estado de oxidação -1), 
óxidos de cloro (compostos entraves e explosivos, Cl2O, Cl2O3, ClO2, Cl2O4,Cl2O6 E Cl2O7), 
oxoácidos e oxossais. (RUSSEL, 1994). 
O iodo é um sólido cinza-escuro, apresenta uma alta pressão de sublimação á 
temperatura ambiente, o odor de seu vapor pode ser facilmente percebido. Seu vapor e violeta 
escuro, cor que é reforçada nas suas soluções em solventes não polares como CCl4 e CS2. em 
solventes polares, como água e etanol, a cor das soluções é castanha, acredita-se que isso 
ocorra devido a formação de complexos de transferência de carga, nos quais algumas cargas 
eletrônicas é transferida das moléculas do solvente para a molécula do iodo. (RUSSEL, 1994). 
O bromo é um líquido castanho avermelhada com alta pressão de vapor à 
temperatura ambiente. O Br é obtido industrialmente pela oxidação em meio ácido do Br- das 
águas do mar, usando cloro como agente oxidante. (RUSSEL, 1994). 
 
Cl2(g) + 2Br
-
(aq) 2Cl
-
 (aq) + Br2(g) 
O bromo forma vários óxidos dos quais Br2O E BrO2 são os mais característicos. 
Forma também oxoácidos e oxossais análogos àqueles do cloro. (RUSSEL, 1994). 
 
 
 
 
 
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2. OBJETIVO 
Obter o cloro a partir da reação entre dióxido de manganês (MnO2) e ácido clorídrico 
(HCl), testar a solubilidade do iodo em água. Observar as propriedades redutoras dos 
halogênios a partir da formação do iodo. E por fim, observar as propriedades oxidantes dos 
halogênios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. MATERIAIS 
 
 Tubos de ensaio 
 Espátula 
 Papel tornassol 
 Pinça 
 Proveta 
 
4. REAGENTES 
 
 Dióxido de manganês (MnO2) 
 Ácido clorídrico (HCl) 
 Iodo (I) 
 Iodeto de potássio (KI) 
 Permanganato de potássio (KMnO4) 
 Água destilada (H2O) 
 Ácido sulfúrico (H2SO4) 
 Sulfeto de sódio (Na2S) 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
5.1.Obtenção do cloro 
Foi posto em um tubo de ensaio cerca de 0,1 g de dióxido de manganês (MnO2), 
onde na capela foi adicionado 5 gotas de ácido clorídrico concentrado (HCl). Em seguida 
foi adicionado mais HCl até completar 1mL do ácido. Com o auxílio de uma pinça 
colocou o papel tornassol umedecido sobre a boca do tubo de ensaio. 
 
5.2.Solubilidade do iodo 
Em um tubo de ensaio foi adicionado alguns cristais de iodo e acrescentado 2mL de 
água destilada e agitou o tubo. Em seguida, foi adicionados cristais de KI e observado o 
aumento da solubilidade. 
5.3.Propriedades redutoras dos Halogênios 
Foi colocado em um tubo de ensaio 2mL de água destilada (H2O), 1 mL de solução 
6N de acido sulfúrico (H2SO4) , 2 gotas de solução 1 N de Permanganato de potássio 
(KMnO4) , e 1 mL de solução 1N de KI e então o tubo foi agitado. 
5.4.Propriedades oxidantes dos Halogênios 
Em um tubo ensaio contendo 3mL de solução de iodo (I2), foi adicionado gotas de 
solução 1N de Sulfeto de sódio (Na2S) e foi observado o descoramento da solução e a 
formação do enxofre coloidal. 
 
 
 
 
 
 
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6. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
No procedimento 5.1 obteve-se o gás cloro (Cl2) através da reação com dióxido de 
manganês (MnO2) com apenas 5 gotas de ácido clorídrico concentrado (HCl). Obteve a 
seguinte reação: 
 Equação da equação do MnO2 com HCl. 
MnO2(s) + 4HCl(aq) → MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) 
A solução mostrou uma coloração escura (Anexo 1), e em seguida ao completar 1mL 
de HCl concentrado, observou uma viscosidade na solução, além do aumento da liberação 
do gás cloro. E logo após aproximar o papel tornassol da entrada do tubo de ensaio 
percebemos uma tonalidade rosa indicando um caráter ácido de pH=2. 
No procedimento 5.2 Quando se adiciona cristais de iodo na água destilada, não 
houve solubilidade do iodo na água, pois o iodo é uma substância apolar, ou seja, os elétrons 
nas moléculas de iodo estão com a uma densidade eletrônica distribuída de forma homogênea 
entre toda a espécie química, não gerando assim um vetor de carga diferente de zero. Este fato 
deve-se também porque os cristais de iodo são formados apenas por átomos de iodo, mesmo 
elemento químico, logo tem a mesma eletronegatividade e os elétrons sentem duas formas de 
mesma intensidade pelos dois átomos, porém de sentido oposto. Já a água é uma molécula 
polar, apresenta diferença de densidade de carga, porque seus elementos constituintes são de 
átomos distintos. Dessa forma, forma a regra semelhante dissolve semelhante é válida. 
Como nestas substâncias não houve solubilidade, adicionou-se ao sistema iodeto de 
potássio. 
 Equação dasolubilidade do I2 com Kl 
I2(s)+ KI(aq) KI3(aq) 
Que é uma substância iônica, decompondo-se nos íons I
-
 e K
+
, como o íon I
-
 é um 
agente redutor ele é facilmente reduzido a I2. Desta forma o iodeto de potássio (KI) fez com 
que todo o resto de iodo fosse solubilizado (Anexo 2), isso ocorreu porque houve a formação 
do íon I3
-
, por ser um íon é altamente solúvel em água, solubilizando o iodo e deixando a 
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solução com uma coloração marrom. Todo esse processo de adicionar iodeto de potássio foi 
necessário para tornar o iodo mais solúvel em água com a criação de íons. 
No procedimento 5.3 os halogênios também apresentam outra propriedade que é a 
reduzir outras substâncias. Quando se adiciona ácido sulfúrico em água há a dissociação 
desse ácido (Anexo 3). 
 Equação da mistura de H2SO4 com H2O 
H2O(l)+ H2SO4(aq) H3O
+
(aq) + HSO4
-
(aq) 
Pela equação podemos ver que houve formação de íons hidrônio e 
hidrogenossulfato, logo após esta dissociação colocou-se permanganato de potássio, que é 
um sal. Espera-se que esse sal dissocie-se em meio aquoso e reaja com os íons de carga 
oposta. O mesmo ocorre com o iodeto de potássio que é adicionado a solução, logo a 
solução é um meio rico em íons. 
 Equação da dissociação dos elementos H, SO4, K, MnO4, I. 
2H+(aq) + SO4
2-
(aq) + K
+
(aq) + MnO4
-
(aq) + I
-
(aq) + K
+
(aq) K2SO4(aq) + IMnO4(aq) + HI2(aq) 
 
No procedimento 5.4 Ao colocar em contato uma solução de iodo (I2) e adicionar 
sulfeto de sódio (Na2S), foi observada a descoloração da solução, bem como a formação de 
enxofre coloidal (S), perceptível pela separação de fazes que ocorreu após a adição do Na2S 
(Anexo4). 
 Equação da reação de oxidação do I2 em contato com o Na2S. 
 
I2(aq)
 
+ Na2S(aq)
 
2
 
NaI(aq)
 
 + S(aq) 
Na equação mostrada acima, a dissociação do Na2S, proporcionou a ligação do iodo 
I2 com o Na2, ocorrendo um processo de oxidação proveniente do I que é um agente oxidante, 
gerando a descoloração na solução. Nesse mesmo processo houve a separação do S presente 
no Na2S, que por sua vez se colocou acima da solução, apresentando uma cor amarelada. O 
estado heterogêneo da solução tem por motivo a densidade dos compostos, sendo o enxofre 
(S) menos denso que o iodeto de sódio (NaI). 
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7. CONCLUSÃO 
 
No procedimento 5.1 sabendo que a obtenção do cloro pode ser obtida através da 
reação entre o ácido clorídrico e o dióxido de manganês. Identificamos a liberação do gás 
cloro e podemos observar que, o agente oxidante é o MnO2, pois o Nox do manganês 
variou de 4+ para 2+, indicando sua redução e com isso, a oxidação do cloro foi 
provocada pelo MnO2, em que o agente redutor é o ácido clorídrico, pois o Nox do 
cloro variou de 1 - para zero, indicando sua oxidação, assim, a redução manganês foi 
provocada pelo HCl. 
No procedimento 5.2 as substâncias apresentam uma distribuição de elétrons em 
torno delas que permitem a elas a capacidade de interação com outras substâncias. 
Dependendo dessa distribuição sua estrutura pode ser polar ou apolar, e assim elas podem ter 
interação intermolecular. 
No procedimento 5.3, as reações efetuadas por etapas induziu a formação de íons que 
proporcionou a redução de alguns elementos, provenientes dos halogênios que possuem essa 
capacidade. 
Referente ao procedimento 5.4 conclui-se que, o elemento iodo possui uma tendência 
de sofrer oxidação, ou seja, a perda de elétrons, fazendo com que seu nox aumentasse de, em 
decorrência dessa oxidação o mesmo teve sua aparência modificada, que foi demostrada em 
solução, quando o processo de oxidação aconteceu. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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8. REFERÊNCIA 
 
SHREVER e ATIKINS. Química inorgânica 4° ed. São Paulo. EDITORA S.A, 2008. 
RUSSEL,J.B. Química geral. V. 1. 2° ed. São Paulo, EDITORA, Makron Books, 1994. 
ATKINS E JONES. Princípios de química. 5° ed.Porto Alegre, EDITORA, S.A, 2012. 
J.D.LEE. química inorgânica- volume 3°ed.São Paulo.EDITORA, Edgard Blucher, 1980. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9. ANEXOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
Anexo 1: Obtenção do cloro 
(equação do MnO2 com HCl). 
 
Anexo 2: Solubilidade do iodo 
(solubilidade do I2 com Kl). 
Anexo 3: Propriedades redutoras dos Halogênios 
(dissociação dos elementos H, SO4, K, MnO4, I). 
 
Anexo 4: Propriedades oxidantes 
dos Halogênios (reação de 
oxidação do I2 em contato com 
o Na2S).