relatório-Estudo dos Halogênios

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS-UFAM
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS - ICE
Departamento de Química-DQ
Relatório de Inorgânica Experimental
Estudo dos Halogênios 
Maysa Inácio- 21554034
 
Manaus/AM
Setembro/2017
 
Sumário
1.	INTRODUÇÃO	3
2.	OBJETIVOS	4
3.	MATERIAIS E REAGENTES	4
4.	PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	5
4.1	Obtenção de cloro(na capela) estado de oxidação 0	5
4.2	O íon cloreto: estado de oxidação -1	5
4.3	Solubilidade de Iodo e Cloro em solventes polares e não-polares	5
4.4. Comparação das propriedades redutoras e oxidantes entre os halogênios	6
4.5 Hidrácidos	6
4.6 Sublimações do Iodo	6
5.	RESULTADOS E DISCUSSÃO	6
5.1	Obtenção de cloro(na capela) estado de oxidação 0	6
5.2	O íon cloreto: estado de oxidação -1	7
5.3	Solubilidade de Iodo e Cloro em solventes polares e não-polares	7
5.4	Comparação das propriedades redutoras e oxidantes entre os halogênios	7
5.5	Hidrácidos	7
5.6	Sublimações do Iodo	8
6.	CONCLUSÃO	8
7.	PÓS LABORATÓRIO	9
8.	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	9
1. INTRODUÇÃO
O nome ‘’Halogênio’’ vem do grego e significa ‘’formador de sal’ ’Todos os elementos desse grupo reagem diretamente com os metais formando sais, e também são muito reativos frente a não metais. O flúor é o elemento mais reativo conhecido. [1]
Os halogênios (grupo 17 ou família VII) são formados pelos elementos Flúor, Cloro, Bromo e Iodo. Eles são encontrados na natureza na forma combinada por sua alta reatividade. Os elementos desse grupo mostram-se bastante semelhantes, todos possuem sete elétrons no nível mais externo, e ou adquirem um elétron por formação de uma ligação iônica, ou formam uma ligação covalente, completando assim seu octeto eletrônico [2]
O primeiro elemento de cada um dos grupos dos elementos representativos difere significativamente dos demais pertencentes as respectivos grupos. Os motivos dessas diferenças são: [2]
I. O primeiro elemento é menor que os demais e segura mais firmemente seus elétrons 
II. Não possui orbitais d de baixa energia que possam ser utilizados para formar ligações 
Outra característica interessante sobre esse grupo é que todos são agentes oxidantes, mas essa propriedade decresce com o aumento de seu numero atômico. A oxidação implica na remoção de elétrons de modo que um agente oxidante recebe elétrons, e a força de um agente oxidante depende de vários fatores energéticos que podem ser representados em um ciclo de energia do tipo Born-Harber. Ressaltando que o potencial de oxidação é resultado da soma das energias fornecidas pra um sistema como : as entalpias de fusão, dissociação, vaporização menos a energia liberada como a afinidade eletrônica e a entalpia de hidratação.
 
2. OBJETIVOS 
· Preparar o cloro e ‘’água de cloro’’
· Observar a formação dos complexos de metais de transição com cloretos
· Verificar solubilidade do iodo e cloro em solvente polar e apolar 
· Verificar as propriedades redutoras e oxidantes dos halogênios 
· Observar a formação de hidrácidos 
3. MATERIAIS E REAGENTES
	
Para a realização deste experimento, serão utilizados os seguintes materiais: 
8
1. 
8
2. Tubos de ensaio
3. Estante de tubos de ensaio
4. Espátula
5. Pipeta graduada
6. Papel de filtro
7. Bico de Bunsen 
8. Tripé de ferro 
9. Tela de amianto
10. Kitassato
11. Erlenmeyer
12. Argola 
13. Funil de separação
14. Funil de vidro
15. Almofariz e pistilo
16. Suporte universal
17. Mangueira de silicone
18. Cápsula de porcelana 
19. Garra metálica 
20. Papel indicador universal
21. MnO2( ou KMn4) P.A
22. Agua destilada 
23. HCl concentrado
24. NaCl 0,1 mol L-1
25. AgNO3 0,1 mol L-1
26. NH3 6 mol L-1
27. HNO3 6 mol L-1
28. CuSO4 0,1 mol L-1
29. CCl4,C2H5OH,hexano ,éter etílico e clorofórmio
30. KBr ou NaBr 1 mol L-1
31. KBr e Iodo P.A
32. H2SO4 e H3PO4
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Obtenção de cloro(na capela) estado de oxidação 0
A. Colocou-se em Kitassato uma pequena quantidade (aprox.10g) de MnO2 ou (ou KMn4).
B. Colocou-se água destilada no Erlenmeyer até que o tubo de vidro fique mergulhado 
C. Gotejou-se por meio de um funil de separação ,HCl concentrado em qualidade suficiente para cobrir a piro usita(MnO2)
D. Borbulhar o gás produzido no Erlenmeyer contendo água destilada. A formação de cloro pode ainda ser identificada pela característica cor esverdeada do gás. O cloro produzido dissolve-se na água formando uma solução de ‘’água de cloro’ ’Este deve ser guardada em frascos fechados para evitar que cloro gasoso escape da solução. Reservou-se para os próximos experimentos. 
4.2 O íon cloreto: estado de oxidação -1
A. Solubilidade a estabilidade dos cloretos salinos 
Em um tubo de ensaio colocou-se 1mL de NaCl 0,1 mol L-1 e adicionou-se 1mL de AgNO3 0,1 mol L-1.Misturou-se bem. Adicionou-se um volume igual de NH3 6 mol L-1 ao tubo de ensaio. Agitou-se para desfazer quaisquer grumos de precipitado. Por fim, acrescentar um ligeiro excesso de HNO3 6 mol L-1 e misturou-se.
B. Complexos de metais de transição com cloretos
Tubo1- Em um tubo de ensaio colocou-se 2 mL de HCl concentrado e adicionou-se 2mL de CuSO4 0,1 mol L-1 .Diluiu-se com cerca de 5 mL de água. Escreveram-se as equação e interpretar as mudanças de cor observadas. Considerou-se que o novo complexo formado seja o CuCl4-2 .
Tubo 2- Em um tubo de ensaio colocou-se 3 mL de HCl concentrado e adicionou-se 1mL de AgNO3 0,1 mol L-1 .Agitou-se bem por vários minutos para redissolver o AgCl precipitado. Em seguida ,diluiu-se com cerca de 5 mL de água destilada .
4.3 Solubilidade de Iodo e Cloro em solventes polares e não-polares 
Triturou-se em almofariz vários pequenos cristais de Iodo(0,05g) e colocou-se em 4 tubos de ensaio. Adicionou-se 2mL de solvente conforme indicado a seguir. Agitou-se e em seguida deixar em repouso. 
A. Tubo 1: água destilada , Tubo 2 C2H5OH Tubo Hexano
B. Descreveram-se as diferentes solubilidades. 
C. Colocou-se 2mL de ‘’água de cloro’’ em tubo de ensaio. Adicionou-se 2mL de éter etílico (ou hexano). Agitou-se em seguida deixou-se em repouso.
4.4. Comparação das propriedades redutoras e oxidantes entre os halogênios 
A. Colocou-se em um tubo de ensaio 1mLde solução de KBr (ou NaBr) 1 mol L-1 e em seguida ,adicionou-se três gotas de ‘’água de cloro’’(fez-se o gotejamento na capela).Agitou-se e observou-se se ocorreu alguma modificação. Em seguida adicionou-se cerca de 2 mL de Clorofórmio (ou hexano).
B. Colocou-se em um tubo de ensaio 1mL de solução de KI(NaI) e, em seguida adicionou-se três gotas de ‘’água de cloro’’(fez-se o gotejamento na capela).Agitou-se e observou-se se ocorre alguma modificação. Em seguida juntou-se cerca de 3mL de CCl4 .Agitou-se.
4.5 Hidrácidos 
 A. Colocou-se em 2 tubos de ensaio uma pequena quantidade de NaCl e colocar 2mL de H2SO4 e H3PO4 em cada. Aqueceu-se com cuidado e deixou-se atuar o gás produzido sobre um papel indicador umedecido. Repetiu-se substituindo o NaCl por KBr. 
4.6 Sublimações do Iodo
A. Colocaram-se alguns cristais de iodo em capsula de porcelana e cobriu-se com um funil de vidro. Aqueceu-se ligeiramente na chama do bico de Bunsen e observar.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
5.1 Obtenção de cloro(na capela) estado de oxidação 0
Utilizou-se a balança para pesar 10g de KMnO4 e a adicionamos a um kitassato , em seguida colocou-se água destilada em um Erlenmeyer até que a mangueira ficasse mergulhada ,logo após gotejou-se HCl concentrado ao funil de separação até que a quantidade fosse suficiente para cobrir a pirolusita. A primeira coisa observada nessa parte do experimento foi a formação de um gás esverdeado cor característica do gás Cloro, esse gás passa pela mangueira e borbulha na água destilada e dissolve-se formando uma solução de ‘’água de cloro’’, com um odor bem forte.
A equação(1) que descreve a reação em questão é:
2KMnO4(s) + 16 HCl(aq) → 5 Cl2(g)+ 2 KCl(s)+ 2MnCl2(aq) + 8 H2O(l)
O gás cloro ao ser borbulhado na água destilada começa a reagir dentro do Erlenmeyer dando origem ao ácido Hipocloroso( HClO) e ácido clorídrico(HCl) , descrita por essa equação:
Cl2(g)+H2O(l) → HClO(aq)+ HCL(aq)
A reação apresentada acima é extremamente lenta devido a elevada energia de ativação, mas é termodinamicamente possível . Observa-se o estado de oxidação do cloro que vai de (0) para (-1) e (+1) .
Após o termino guardou-se o produto , e o tampou com um pedaço de papel alumínio para o que o gás não fosse perdido.
5.2 O íon cloreto: estado de oxidação -1
Antes de observamos a solubilidade e estabilidade dos cloretos salinos ,preparamos uma solução de 0,1mol.L-1 , pesou-se 0,29 g de NaCl e diluiu-se em 50 ml de água medidos em uma proveta . em seguida usamos uma pipetamos 1mL da solução de NaCl e adicionamos em seguida com auxilio de uma pipeta 1mL de AgNO3 ,observou-se a formação de um precipitado 
Equação que descreve a reação:
NaCl(aq)+ AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)
O precipitado formado é o nitrato de sódio que é um sal ,a solução ficou meio leitosa , em seguida adicionou-se NH3 e o precipitado é dissociado , a solução ficou incolor
NH3(l) + NaNO3(aq)+ H2O → NH4 NO3(aq)+ NaOH
 Por ultimo adicionamos HNO3 em ligeiro excesso e misturamos. A equação que descreve a reação 
NH4 NO3(aq)+ NaOH→ NH4+ NaNO3+ H2O
NO3, NH3 são completamente solúveis, ou seja, a solução final foi incolor o composto que o acompanha também é solúvel.
5.3 Solubilidade de Iodo e Cloro em solventes polares e não-polares
Trituraram-se em almofariz vários pequenos cristais de Iodo (0,05g) e colocou-se em 4 tubos de ensaio. 
Tubo 1 - com iodo + 2mL água destilada , a solução apresentou a coloração dourada menos solúvel de todos os 3 tubos.
Tubo 2 - com iodo + 2mL C2H5OH s, solução apresenta coloração laranja escuro mais solúvel entre tubos.
Tubo 3 – com Iodo + 2mL ,solução ficou na coloração roxa , pouco solúvel 
Tubo 4- Colocou-se 2mL de ‘’água de cloro’’ em tubo de ensaio. Adicionou-se 2 mL de éter etílico (ou hexano), não houve iteração entre a água cloro + éter etílico. f
5.4 Comparação das propriedades redutoras e oxidantes entre os halogênios 
Colocou-se em um tubo de ensaio 1 mL de solução de KBr (ou NaBr) 1 mol L-1 e em seguida ,adicionou-se três gotas de ‘’água de cloro’’(fez-se o gotejamento na capela). Em seguida adicionou-se cerca de 2 mL de hexano. A equação que descreve essa reação :
HClO(aq) + 2 KBr(aq)+ 2 HCl(g) → 2 KCl(s)+ Br2 + H2OHCl
A coloração observada é amarela , Após adicionar o hexano observou-se a formação de duas fases, onde a superior é de Bromo e a inferior é o hexano, as colorações eram laranja e amarelo.
5.5 Hidrácidos
Tubo 1- no primeiro adicionou-se uma pequena quantidade de NaCl e pipetou-se 2ml de H2SO4 o pH encontrado foi 1, ou seja caráter ácido . Equação que descreve essa reação 
NaCl(g)+ H2SO4(aq) → HCl(g)+ NaHSO4(aq)
Tubo 2- no segundo adicionou-se pequena quantidade de NaCl e pipetou-se 2ml de H3PO4 o pH encontrado foi 1 ,ou seja caráter ácido.
NaCl(g)+ H3PO4→HCl+ NaH2PO4
Tubo 3- No terceiro adicionou-se uma pequena quantidade de KBr e pipetou-se 2ml H2SO4 o pH encontrado foi 1 ou seja caráter ácido.
KBr+ H2SO4→ HBr+ KHSO4
Tubo 4- No quarto adicionou-se uma pequena quantidade de Kbr e pipetou-se 2ml de H3PO4 o pH encontrado foi 2 ou seja caráter ácido.
KBr+ H3PO4→ HBr+ KHSO4
Observação : para esse primeiro caso , houve a formação do cloreto de hidrogênio ou ácido clorídrico que é um gás muito solúvel em água por meio da combinação de um cloreto de um metal no caso (Na) e (K) mais um ácido bastante concentrado H2SO4 , para o segundo caso temos a formação do brometo de hidrogênio ou ácido bromídrico que são obtidos por meio da reação de ácido fosfórico concentrado com brometos e iodetos num processo semelhante ao ‘’salt cake’’ para o HCl. Observa-se que é necessário utilizar um ácido não oxidante ,como o acido fosfórico .
5.6 Sublimações do Iodo
Colocou-se uma pequena quantidade de Iodo em uma capsula de porcelana , fechamos cum um funil e levamos á chama do bico de Bunsen ,os cristais de iodo estavam na cor azul escura e aparentemente sem cheiro algum , após aquecermos pelo processo de sublimação que é o processo em que o material passa do estado solido para o estado gasoso sem passar pelo estado liquido , a cor do gás observada foi roxa escura e aparentemente ‘’com glitter’’ , a capacidade de sublimação devido a baixa força de interação entre moléculas. Após isso o gás foi liberado sentiu-se um forte odor ,em seguida ocorreu o processo de ressublimação que é o processo inverso da sublimação, e o gás voltou pro seu estado inicial sólido cristalino.
6. CONCLUSÃO
Todos os halogênios são muito reativos e não ocorrem no estado livre. Contudo ,todos são encontradas na forma de compostos na crosta terrestre, exceto o Astato ( este é radioativo e tem meia-vida curto .O flúor é o décimo terceiro elemento mais abundante em peso na crosta terrestre e o cloro é o vigésimo .Esses dois elementos são razoavelmente abundantes ,mas o Bromo e o Iodo são relativamente raros. Através desse experimento foi possível observar que os elementos em questão Cloro, Iodo e Bromo também chamados de halogênios reagem diretamente com os metais formando sais e também são reativos com os não-metais , Observou-se também que todos os Haletos reagem com Hidrogênio formando os hidretos que foram os casos do HCl,HBr.
7. PÓS LABORATÓRIO 
a) As equações de reação estão nos resultados e discussões 
b) O flúor é o elemento mais reativo de toda a tabela periódica, a reatividade dos demais halogênios diminui na ordem Cl>Br> I . O cloro reage com a maioria dos elementos, embora menos vigorosamente que o flúor , o mesmo oxidam os elementos para estados de oxidação mais elevados que o bromo e o Iodo , provocando a obtenção de compostos nos quais esses elementos se encontram nos seus estados de oxidação mais elevados, como por exemplo PCl5,SCl2.
c) Ácido fluorídrico é um ácido altamente corrosivo, capaz de dissolver muitos materiais, especialmente óxidos. Sua capacidade de dissolver o vidro tem sido conhecida desde o século 17 mesmo antes de o ácido fluorídrico ter sido preparado em grandes quantidades . No processo de gravação do vidro envolve a reação corrosiva do ácido fluorídrico. O ácido fluorídrico reage com o dióxido de silício da superfície do vidro, originando tetrafluoreto de silício gasoso e água conforme a reação:
4 HF(g) + SiO2(aq) →SiF4(g) + 2 H2O(l)
d) O HCl é um acido conhecido também como acido muriático ou cloreto de hidrogênio é um liquido aquoso sem coloração ,odor irritante afunda e mistura com água e produz vapores irritantes, corrosivo para a maioria dos metais com liberação de gás hidrogênio que pode formar misturas explosivas em contato com o ar. Antigamente o HCl era obtido exclusivamente pelo método ‘’salt cake’’ .Nesse método ,sal-gema(NaCl) é tratado com H2SO4 concentrada. A reação é endotérmica e realizada em duas etapas, a diferentes temperaturas. A primeira dessas reações era efetuada a cera de 150 graus Celsius. O NaCl sólido reage com o H2SO4 e fica recoberto com uma camada de NaHSO4 insolúvel. Isso impede a continuação da reação e deu origem ao nome ‘’salt cake’’.Na segunda etapa , a mistura era aquecida a cerca de 550 graus Celsius ,quando ocorria nova reação com H2SO4 e a formação de Na2SO4. Esse subproduto era vendido principalmente para a indústria de papel.
8. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. LEE, J.D Química inorgânica não tão concisa/J.D.Lee; tradução da 5º edição inglesa/ Henrique E. Toma, Koiiti Araki C. Rocha- - São Paulo: Blucher, 1999 . Páginas 267-271.
2. ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. Ed. Porto Alegre. Bookman, 2006. 914 p. ISBN 8536306688 (enc.)