Estudo da Relatividade dos Halogênios

Universidade de Caxias do Sul

Centro de Ciências Exatas e de Tecnologias

Disciplina: Química Inorgânica II – QUI0307AA

Professor: Almir Luís Brancher

Prática: Estudo da Relatividade dos Halogênios

Data: 04/09/2014

Aluno: Patrich Sandri

1. Objetivos
Construção da escala comparativa de cores em clorofórmio dos halogênios a fim de analisar a reatividade do cloro, bromo e iodo. Testar a reatividade dos halogênios com os metais, por meio da redução do ferro. E também, verificar a oxidação do cobre pela água de bromo.
Introdução.

2. 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. Todos esses elementos possuem  sete elétrons no nível eletrônico mais externo. Os halogênios apresentam semelhanças muito grandes dentro do grupo eles existem como moléculas diatômicas e são coloridos. Seus representantes são: Flúor (F), Cloro (Cl), Bromo (Br), Iodo (I) e Astato (At).

3. Materiais

3.1 Vidrarias tubo de ensaio e pipeta.
3.2 Reagentes e Soluções NaClO, Cl2, Br2, I2, CHCl3, NaBr, HCl, KI, NaCl, FeCl3, Cu, NH4OH, AgNO3
3.3 Equipamentos capela
3.4 Outros algodão

4. Procedimentos

4.1 Construção da escala comparativa de cores em CHCl3
Em três tubos de ensaio foram colocados solução aquosa de três halogênios. No primeiro, água de cloro, no segundo, água bromo, e, no terceiro, solução aquosa de iodo. Aos três tubos foi adicionado 1mL de clorofórmio. Em seguida os tubos foram agitados e tampados com algodão.

4.2 Reatividade do Cloro

 Em um tubo de ensaio foi colocado 20 gotas de NaBr, 1mL de CHCl3, 1 mL de água de cloro e 3 gotas de HCl. Em outro tubo de ensaio, foi adicionado 20 gotas de KI, 1mL de água de cloro (foi adicionado gota a gota) e 3 gotas de HCl. Os tubos foram agitados e comparados aos da análise anterior.

4.3 Reatividade do Bromo

Em um tubo de ensaio, foi colocado 20 gotas de NaCl e em outro tubo de ensaio foi colocado 20 gotas de KI. Em ambos os tubos foi adicionado 1mL de água de bromo e 1mL de CHCl3. Os tubos foram agitados e comparados aos da análise anterior.

4.4 Reatividade do Iodo

Em um tubo de ensaio foi colocado 20 gotas de dolução de NaCl, e, em outro tubo de ensaio foi colocado 20 gotas de NaBr. Em ambos os tubos foi adicionado 1mL de CHCl3 e 10 gotas de solução de iodo. Os tubos foram agitados e comparados aos da análise anterior.

4.5 Reação dos Halogênios com os Metais

Em um tubo de ensaio foi adicionado 20 de FeCl3 e 20 gotas de NaBr. Em outro tubo foi colocado 20 gotas de FeCl3 e 20 gotas de KI. Em ambos os tubos foi adicionado 10 gotas de solução de iodo. Os tubos foram agitados e comparados aos da análise anterior.

4.6 Oxidação do Cobre Metálico

Em um tubo de ensaio foi adicionado 2mL de água de bromo e alguns fios de cobre, após agitar foi adicionado algumas gotas de AgNO3 e 20 gotas de NH4OH.

5. Resultados e Discussões
5.1 Construção da escala comparativa de cores em CHCl3
No primeiro tubo observou-se a redução do cloreto para cloro, apresentando a coloração amarelada. No segundo ouve a oxidação do brometo a bromo apresentando coloração alaranjada e no terceiro de iodeto a iodo com coloração púrpura.

5.2 Reatividade do Cloro

Após a reação no primeiro tubo a fase orgânica apresentou coloração alaranjada, oxidando o brometo a bromo.

2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

SRO: Br2 + 2é →2Br- (-1,087V)

SRR: 2Cl- → Cl2 + 2é  (+1,396V)

Equação Global: 2Br- + Cl2 → Br2 + 2Cl- (+0,309V) – ocorre reação

No segundo tubo, após a reação, a fase orgânica apresentou coloração púrpura, oxidando o iodeto a iodo.

2KI + Cl2 → 2KCl + I2

SRO: 2I- → I2(s) + 2é (-0,5355)

SRR: Cl2 + 2é → 2Cl- (+1,396V)

Equação Global: 2I- + Cl2 → I2 + 2Cl- (+0,8605V) – reação  ocorre

5.3 Reatividade do Bromo
No primeiro tubo de ensaio, após a reação, a fase orgânica apresentou coloração alaranjada, comprovando a oxidação do brometo a bromo.

2NaCl + Br2  → 2NaBr + Cl2

SRR: Br2 + 2é →2Br- (+1,087V)

SRO: 2Cl-  → Cl2 + 2é (-1,396V)

Equação Global: Br2 + 2Cl-  → 2Br- + Cl2 (-0,309V) – reação não ocorre

No segundo tubo de ensaios, a fase orgânica apresentou coloração púrpura, comprovado a oxidação do iodeto a iodo.
2KI + Br2 → 2KBr + I2

SRO: 2I- → I2(s) + 2é (-0,5355V)

SRR: Br2 + 2é → 2Br- (+1,087V)

Equação Global: 2I- + Br2 → I2(s) + 2Br – (0,5155V) – ocorre a reação

5.4 Reatividade do Iodo

No primeiro tubo de ensaio, a fase orgânica apresentou coloração púrpura, pois não conseguiu oxidar o cloreto.
I2 + 2NaCl → 2NaI + Cl2
SRR: I2(s) + 2é →2I-  (+0,5355V)
SRO: 2Cl-  → Cl2 + 2é  (-1,396V)
Equação Global: 2Cl- + I2(s) → 2I- + Cl2  (-0,8605V) não ocorre reação

No segundo tubo, a fase orgânica apresentou coloração púrpura, pois não conseguiu realizar a oxidação do brometo a bromo.
I2 + 2NaBr → 2NaI + Br2
SRR: I2(s) + 2é → 2I- (+0,5355)
SRO: 2Br-  → Br2 + 2é  (-1,087)
Equação Global: I2(s) + 2Br- → 2I- + Br2 (-0,5515V) – não ocorre reação

5.5 Reação dos Halogênios com os Metais
No primeiro tubo, a fase orgânica amarelada, pela presença do cloro. O ferro não oxida o brometo, não havendo reação, apenas uma mistura.
FeCl3 + 3NaBr → 3NaCl + FeBr3

No segundo tubo, a fase orgânica apresentou coloração púrpura, reduzindo o Fe3+ para Fe2+ e oxidando o iodeto a iodo.
2FeCl3 + 2KI → 2FeCl2 + I2 +2KCl
SRO: 2I- → I2(s) + 2é (-0,5355V)
SRR: Fe3+ + 1é → Fe2+ (*2)
       : 2Fe3+ + 2é → 2Fe2+ (0,771V)
Equação Global: 2I- + 2Fe3+ → I2(s) +2Fe2+ (0,2355V) – ocorre reação

5.6 Oxidação do Cobre Metálico
Reagiu Br2 com Cu2+, e obteve a seguinte reação.
Br2 + Cu → CuBr2
SRO: Cu(s) → Cu2+ + 2é (-0,3419V)
SRR: Br2 + 2é → 2Br- (1,087V)
Equação Global: Cu(s) + Br2 → Cu2+ + 2Br- (+0,7451V) – ocorre reação

Ao adicionar AgNO3, a solução de CuBr ficou amarelado.
CuBr2 + 2AgNO3 → 2AgBr + Cu(NO3)2

Depois, ao adicionar NH4OH na solução, ela tomou coloração azulada.
Ao adicionar NH4OH ficou azulada.
CuBr2 + NH4OH → NH4Br + Cu(OH)2

6. Conclusões

A construção da escala comparativa de cores permitiu a observação e comprovação da coloração característica do cloro, bromo e iodo em clorofórmio, sendo elas respectivamente amarelo, laranja e púrpuro.
Além disso, esta escala foi importante para verificar a presença destes elementos nos experimentos de reatividade do cloro, do bromo e do iodo.
Comprovando-se a tendência de que o cloro é mais reativo, seguido pelo bromo e pelo iodo. Por este fato, o iodo não consegue descolar nem o bromo e nem o cloro, e o bromo não consegue deslocar o cloro.
Por meio da reação de redução do Fe3+ a Fe2+, nota-se que os halogênios mais eletronegativos (no caso do experimento, o cloro) têm tendência de oxidar os elementos para seus estados de oxidação mais elevados que os halogênios com menor eletronegatividade (menor potencial de redução, no caso do experimento, o iodo). A tendência dos halogênios de atuarem como agentes oxidantes também pode ser comprovada na prática de oxidação do cobre metálico.

7. Observações
O CHCl3 foi pipetado dentro da capela.

8. Bibliografia
LEE, J.d.. Química Inorgânica Não Tão concisa. 5. ed. Loughborough: Blucher, 1999.

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