Pratica 8 - Estudo dos Halogênios

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Universidade Federal do Amazonas – UFAM 
Instituto de Ciências Exatas – ICE
Departamento de Química – DQ
8° Relatório de Química Inorgânica Experimental I
Manaus – AM	
 2016			
		 Universidade Federal do Amazonas – UFAM 
Instituto de Ciências Exatas – ICE
Departamento de Química – DQ
Aluno: Evelyn Barreiros Conde de Oliveira – 21553868
Matheus Souza Carneiro - 21551613
Data: 20 / 07 /2016
Professor: Marlon de Souza Silva
Estudos dos Halogênios
Manaus – AM
2016
INTRODUÇÃO
O grupo dos halogênios é o de número 17 (ou 7A) da tabela periódica. São eles: flúor, cloro, bromo, iodo, astato e ununséptio. Todos os elementos reagem diretamente com os metais formando sais, e também são muito reativos frente a não-metais.
Os estados de oxidação (+I) e (-I) são de longe os mais comuns, e depende se o halogênio é o elemento mais eletronegativo ou não. Todos os elementos, exceto o flúor, podem existir em estado de oxidação mais elevado. A atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico, sendo o flúor o oxidante mais forte. O iodo, em comparação com os outros halogênios, é o redutor mais forte. [1]
OBJETIVO
Preparar o cloro e "água de cloro". 
Verificar as propriedades redutoras e oxidantes dos halogênios. 
Observar a formação de hidrácidos. 
Investigar o efeito do número de ligantes sobre a coloração dos complexos. 
MATERIAIS E REAGENTES
 3.1 Soluções e Reagente
KMnO4
MnO2
Agua sanitária
Solução de KBr 1N
Solução de Kl
Etanol (EtOH)
Éter etílico
Cloreto de Sódio (NaCl)
Ácido sulfúrico (H2SO4)
Ácido fosfórico (H3PO4)
Cloreto de Níquel 0,2 mol.L-1
Etilenodiamina 0,2 moI.L-1
Ácido clorídrico concentrado
3.2 Vidrarias
Balão de fundo chato
Funil de haste longa
Tubo de ensaio
Erlenmeyer
Kitassato
Funil de decantação
Béqueres
Provetas
Balões
Pipetas
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
4.1. Obtenção do Cloro (CAPELA)
Montar o esquema: a. Colocou-se em um uma pequena quantidade aproximada de (10 g) de MnO2 (ou KMnO4);
b. Colocou-se água destilada no erlenmeyer até que a mangueira estivesse mergulhada;
c. Gotejou-se por meio de um funil de separação, HCl concentrado em quantidade suficiente para cobrir a pirolusita (MnO2);
d. Borbulhou-se o gás produzido no erlenmeyer contendo água desti-lada.
4.2. Comparação das propriedades redutoras e oxidantes entre os halogênios 
a. Colocou-se em um tubo de ensaio 1mL de solução de KBr (ou NaBr) 1N e em seguida, adicionou-se três gotas de "água de cloro". Agitou-se e observou-se alguma modificação ocorrida.
b. Colocou-se em um tubo de ensaio 1mL de solução de Kl (ou NaI), em seguida adicionou-se três gotas de "água de cloro". Agitou-se e observou-se se ocorre alguma modificação.
c. Em um tubo de ensaio, adicionou-se um pouco de água de Br2 a 3 mL de H2O e 1 mL de hexano. Agitou-se o tubo de ensaio vigorosamente e observou-se a cor da camada de hexano na parte superior da mistura.
d. Repetiu-se o procedimento com água de I2 no lugar da água de Br2.
e. Verificou-se a seguir o que ocorre quando as amostras (de 3 mL) de soluções 0,1 mol L-1 dos íons Br- e I- é adicionado à um pouco de outro halogênio livre, isto significa adicionar à solução de Br- algumas gotas de I2 em metanol e o I- com algumas gotas de água de Br2.
f. Determinou-se qual halogênio é mais forte e qual é mais fraco agente oxidante.
g. Verificou-se o caráter redutor dos íons.
h. Verificou-se a posição dos dois halogênios na série redox composta pelos pares dos itens anteriores.
4.3. Hidrácidos
a. Colocou-se em 2 tubos de ensaio uma pequena quantidade de NaCl e colocou-se 2 mL de H2SO4 e H3PO4, em cada.
b. Aqueceu-se com cuidado e deixou-se atuar o gás produzido sobre um papel indicador umedecido. Repetir substituindo o NaCl por KBr e KI.
4.4. Comparação entre sal duplo e complexo metálico
a. Em um tubo de ensaio adicionou-se 2 a 3mL de soluções de amônia 1:2 e no outro tubo, adicionou-se sulfato de amônio diluído. 
b. Adicionou-se, aos poucos, em cada tubo, solução de sulfato de cobre (II).
4.5. Solubilidade do iodo e cloro em solventes polares e apolares.
a. Colocou-se 0,05g de iodo em três tubos de ensaio e adicionou-se 2mL de solvente conforme indicado. Agitou-se e em seguida deixou-se em repouso.
Tubo 1 - Água destilada;
Tubo 2 - Etanol (C2H5OH)
b. Colocou-se 2mL de "água de cloro" em um tubo de ensaio. Adicionou-se 2mL de éter etílico. Agitou-se e em seguida deixou-se em repouso.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1. Obtenção de cloro (CAPELA)
Ao reagir a pirolusita (MnO2) com ácido clorídrico (HCl) obteve-se cloreto de manganês na forma aquosa, gás cloro e água na forma líquida como segue na reação abaixo:
MnO2(aq) + 4HCl(aq) MnCl2(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) (1)
O gás cloro, produto da reação 1, foi transportado através da mangueira para o erlenmeyer contendo água destilada, reagindo assim, e formando água de cloro que foi possivel observa-la com uma coloração amarelada e odor forte. A reação de gás cloro e água destilada é possível ser observada abaixo:
Cl2(g) + H2O(l) HOCl(aq) + H+ + Cl- (2)
O HOCl é o responsável pela ação branqueadora e bactericida da água de cloro, pois é um forte oxidante. É uma reação de auto-oxirredução devido ao fato de o próprio HOCl se reduzir a gás de cloro.
5.2. Comparação das prorpiedades redutoras e oxidantes entre os halogênios
a. Ao reagir KBr e água de cloro a solução se apresentou com coloração amarela devido a presença de cloreto de potássio (KCl), a reação de KBr e água de cloro é observada abaixo.
HClO(aq) + HCl(aq) + 2 KBr(aq) 2 KCl(aq) + Br2(aq) + H2O(l) (3)
b. Ao reagir KI e água de cloro novamente a solução apresntou coloração amarelada pela presença de cloreto de potassio. Como pode-se observar abaixo.
HClO(aq) + HCl(aq) + 2 KI(aq)   2 KCl(aq) + I2 + H2O(l) (4)
c. Ao reagir água de bromo com água e hexano observou-se o aparecimento de uma cor amarelada na camada de hexano, que antes apresentava coloração incolor. Isso porque o Br2 iria se reduzir para Br-.
d. Ao repetir o procedimento do item “c” com água de iodo no lugar da água de bormo observou-se que a camada de hexano se tornou arroxeada. Isso ocorre porque o I2 também foi reduzido a I-.
e. Ao adicionar o I2, em metanol, na solução de Br- houve, novamente, a formação de uma camada amarela, evidenciando a presença de íons Br-. Mas, quando o contrário foi feito, ou seja, quando foi adicionado Br2, em metanol, na solução de I- houve a formação de uma camada de coloração arroxeada. Porém, pode-se notar que abaixo dessa camada roxa, houve uma outra camada amarela, bem mais fina. Esse fato evidencia a presença de íons Br- na solução, porém em menor quantidade do que os íons I-.
f. Com as observações feitas no tópico “e”, é possível deduzir que o bromo tem uma maior afinidade eletrônica quando comparado ao iodo. Ou seja, o bromo é um agente oxidante mais forte que o iodo. Por isso, mesmo quando o iodo está em maior quantidade, ainda há uma quantidade, relativamente, expressiva de Br-. Logo, se o bromo é o agente oxidante mais forte, o iodo torna-se o agente redutor mais forte.
5.3. Hidrácidos
Ao adicionar H2SO4 e H3PO4 em uma pequena quantidade de NaCl, não houve nenhuma mudança na coloração da solução, nem a formação de gás. Porém, foi possível notar que o tubo ficou ligeiramente frio, evidenciando uma reação endotérmica. O mesmo ocorreu quando se substituiu NaCl por KI e KBr. As reações estão descritas nas equações abaixo:
H2SO4 + 2 NaCl Na2SO4+ 2 HCl pH = 2 (5)
H3PO4 + 3 NaCl 3 HCl+ Na3PO4 pH = 1 (6)
 H2SO4 + KI HI + KH2SO4 pH = 1 (7) 
H3PO4 + KIHI + KH2PO4 pH = 1 (8) 
H2SO4 + 2 KBr K2SO4 + 2 HBr pH = 2 (9) 
H2SO4 + 2 KBr K2SO4 + 2 HBr pH = 3 (10) 
Em seguida ao aquecer as soluções, com auxilio de um papel filtro umidecido com água e papel indicador observou-se os pHs dos gases liberados das solucões comforme foi indicado ao lado de cada reação acima. O gás liberado de cada uma das substâncias apresentou um pH ácido, sendo que o HCl é mais forte que o HBr e menos forte que o HI.
5.4. Comparação entre sal duplo e complexo metálico
No tubo 1, onde foi adicionado a solução de amônia 1:2 e sulfato de cobre(II), observou-se uma coloração de um azul bem forte. Essa coloração dá-se pela presença dos íons Cu+. No tubo 2, onde foi adicionado a solução de sulfato de amônio e sulfato de cobre(II), observou-se uma coloração azul porém com menor intensidade que a do tubo 1. A reação ocorre pois o sulfato de cobre sofre uma reação com a amônia formando assim um complexo metálico de cobre(II).
CuSO4 + 4NH3 + H2O [Cu(NH3)4]SO4.H2O (11)
CuSO4 + (NH4)2SO4 Cu(NH4)2(SO4)2.6H2O (12)
5.5. Solubilidade do iodo e cloro em solventes polares e apolares
Adicionou-se em dois tubos de ensaios distintos 0,05g de iodo. Em um dos tubos adicionou água destilada e em outro etanol. No tubo contendo água destilada observou-se uma coloração amarelo escuro e o iodo solubilizou parcialmente. No tubo de ensaio contendo etanol observou-se uma coloração castanho alaranjado e o iodo solubilizou parcialmente. Isso ocorre porque o iodo é apolar, logo tem uma tendência a ser solúvel com solventes apolares.
 Entretanto, o iodo é um elemento muito grande, por isso seus elétrons mais externos sofrem uma atração ao núcleo do átomo, o que não evita a possibilidade dessa nuvem eletrônica ser polarizada, esse efeito é chamado de forças de London. Dessa forma, o iodo torna-se, razoavelmente, solúvel em solventes polares, como na água.[2]
3H2O(l) + 3I2(s) HIO3(s) + 5HI(aq) (13)
C2H5OH(aq) + 4I2(s) CHI3(aq) + HCO2(s) + I- (14)
CONCLUSÕES
Com os experimentos realizados foi possível observar características dos halogênios. Por exemplo de serem fortes agentes oxidantes. Porém, eles também podem perder elétrons com certa facilidade, com exceção do flúor, podendo ter Nox variavéis entre -1 e +7. 
Outro fator que foi observado é que os ácidos compostos por halogênios são mais fortes de acordo com o halogênio presente na solução. Sendo que, a força desse ácido irá dependender diretamente da eletronegatividade do elemento em questão, ou seja, quanto maior a eletronegatividade do elemento mais ácida será a solução.
REFERÊNCIAS
1. Lee, J. D. (1999). Química Inorgânica não tão concisa. 5a ed. (Grupo 17 Os Halogênios: cap. 16). São Paulo: Edgar Blucher.
2. Disponível em: http://brasilescola.uol.com.br/quimica/forcas-dipolo-induzido-dipolo-induzido-ou-dispersao-london.htm. Acesso em 25 jul. 16.