O documento descreve propriedades gerais dos halogênios, incluindo experimentos sobre a obtenção de gás cloro, solubilidade do iodo e reações de iodeto de zinco. Resumidamente: (1) Os halogênios são altamente reativos e formam ligações iônicas; (2) Experimentos demonstraram a baixa solubilidade do iodo em água e sua solubilidade em álcool e éter; (3) A titulação do iodo com tiossulfato de sódio resultou na descoloração da solução.
Química Inorgânica - Estudo da família dos Halogênios
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SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONALE TECNOLÓGICA
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de
Janeiro Campus Duque de Caxias
Disciplina: Inorgânica I
Professor: Éverton Tomaz
Família dos Halogênios
Turma: QIM 231
Alunos: Daniel Vasconcelos,
Lucas Leite
Duque de Caxias
Abril – 2015
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Introdução
O grupo dos halogênios (do grego: formador de sais) corresponde ao 7A
das tabelas periódicas mais atuais e 17 das mais antigas. Esse grupo é constituído
pelos elementos: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato, cujos gases
nobres correspondentes à adição de um elétron na camada de valência em cada
elemento são respectivamente: Neônio, Argônio, Criptônio, Xenônio e Radônio.
Por necessitarem de apenas um elétron para se tornarem estáveis isoladamente,
os elementos desse grupamento são altamente eletronegativos e tendem a formar
ligações fortes com metais do grupo 1A (Metais Alcalinos) e 2A (Metais Alcalinos
Terrosos), geralmente iônicas. A eletronegatividade decresce no grupo de cima para
baixo, logo o Flúor é o mais eletronegativo (4,0 na escala de Pauling) e o Astato o
menos eletronegativo (2,2 na mesma escala).
O estado de agregação desses elementos é variado, sendo o Flúor e o Cloro gasosos, o
Bromo líquido e, o Iodo e o Astato sólidos. Todos, a exceção do Astato, possuem
atomicidade 2, ou seja, na natureza encontra-se (mesmo que dificilmente, devido a
alta reatividade dos halogênios) F2 (gás flúor) e não F, I2 (sólido Iodo) e não l: apenas
o Astato é monoatômico (At). A explicação dessa diversidade de estados físicos para
um mesmo tipo de elementos está na densidade eletrônica de cada um: quanto maior o
número atômico maiores as forças intermoleculares, sendo assim, explica-se o porquê
de o Flúor (Z = 9) ser gasoso e o Iodo (Z = 53) ser sólido.
Objetivos
Reconhecer e identificar as propriedades gerais do grupo dos Halogênios.
Procedimento Experimental
1.1 Obtenção do gás cloro
Colocou-se em um tubo de ensaio 0,1g de dióxido de manganês.
Na capela, adicionou-se 1 mL de ácido clorídrico concentrado.
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Umedeceu-se um papel tornassol azul e o colocou-se na boca do tubo de ensaio.
Deixou-se por 15 min.
Observou-se o descoramento do papel pela ação oxidante do gás.
2.2 Solubilidade
Colocaram-se alguns cristais do iodo obtido em três tubos de ensaio.
a) Adicionou-se ao primeiro 2 mL de água. Observou-se a baixa solubilidade.
Acrescentou-se ao primeiro tubo com água, alguns cristais de iodeto de potássio
sólido.
Observou-se novamente a solubilidade.
b) Ao segundo tubo adicionou-se 2 mL de álcool etílico.
c) Ao terceiro tubo adicionou-se 2 mL de éter etílico.
2.3 Reações
a) Titulação de iodo com tiossulfato de sódio
Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de solução de iodo e um pouco de goma
de amido.
Em seguida adicionou-se solução de tiossulfato de sódio 0,1M até o descoramento
total da solução.
Deixou-se o frasco em repouso. Observou-se novamente no fim da aula.
b) Iodeto de Zinco (DEVE SER REALIZADA NA CAPELA)
Em um vidro de relógio seco e limpo, colocou-se alguns mg de zinco em pó.
Colocou-se a mesma quantidade de iodo e misturou-se com a espátula.
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Na capela, adicionaram-se algumas gotas de água para iniciar a reação.
Observou-se a reação violenta com desprendimento de vapores violáceos.
Resultados e Discussão
2.2) Solubilidade
O Iodo solubilizou com éter, álcool etílico, mas não em água. Tais experimentos estão
relacionados à forças intermoleculares. O iodo apresenta força molecular "dipolo-
induzido", assim como o éter e o álcool, diferentemente da água que apresenta
ligações de hidrogênio. As substâncias que possuem força "dipolo-induzido" são
apolares, e conjuntamente com outras substâncias apolares, formam interações mais
fortes. Já a água é polar e suas ligações de hidrogênio são muito fortes para serem
rompidas e formar interações mais fortes. Sendo assim, percebe-se que os resultados
estão corretos.
2.3) Titulação de iodo com tiossulfato de sódio
O Iodo com a goma de amido produziu uma solução azul, e após a adição de 1 mL de
tiosulfato de sódio, a solução ficou incolor. Para entender este processo, é necessário
entende que molécula de alto peso molecular ( como a amilase e a amilapectina),
possuem um grau de possibilidade de fazer reações de complexos, com formação de
compostos coloridas. O amido é a combinação dessas duas moléculas citas
anteriormente. Sendo que, a amilase forma um complexo azul com iodo, desenvolvido
pela eclusão nas cadeias lineares da amilase. A amilapectina forma um complexo
vermelho. No entanto, a eclusão do iodo nas cadeias lineares da amilase é tão grande,
que há pouca interação do iodo com a amilapectina. Em relação à descoloração, deve-
se analisar a oxidação do ion iodeto (iodometria) ou a redução do iodo (iodimetria),
baseada na semi- reação:
I2 + 2e- 2I- E0= 0,535 V
Substâncias potencialmente redutivas menores que a do sistema I2/I- são oxidadas pelo
iodo, e podem ser tituladas com um solução padrão. Já as substâncias com um grande
potencial oxidativo, tendem a formar uma quantidade equivalente de iodo. Sendo
assim, a titulação com uma solução de tiosulfato de sódio oxida o I3
- (triodeto) do
complexo com a amilase à I2, acarretando o desaparecimento da coloração azul.
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Conclusão
A aula prática aconteceu mais rápido do que o esperado, as propriedades foram
visualizadas e identificadas.
Questionário
4.1)Qual a geometria do íon triiodeto I3
- ?
I3
- I-I-I (Linear)
4.2) Por que a energia de ligação do F2 não segue o padrão esperado para a família dos
halogênios sendo esta menor que a do Cl2 ?
(Imagem 4.2.1; Google imagens)
Esse diagrama representa as energias dos orbitais moleculares para o F2. Neste
caso, a ordem dos orbitais π2pz e π2py é invertida com o orbital sigma2px. O F2 possui
uma baixa força de ligação ( entalpia de dissociação= 159 KJ/mol), comparada ao do
Cl2 (entalpia de dissociação= 243 KJ/mol). Essa ligação fraca é devido ao seu
pequeno comprimento de ligação ( F2= 143 pm; Cl2= 243 pm). Isso corrobora para
que haja repulsão eletrônica entre os pares de elétrons não ligantes, acarretando um
enfraquecimento na ligação. Essa diferença na força de ligação é perceptível quando
observado o ponto de ebulição do F2 comparado ao Cl2: PE do F2= -188,2 Cº e do
Cl2= -34,0 Cº. Os orbitais moleculares do Cl2, Br2 e I2 não são invertidos, desta
forma, o F2 não segue o padrão.
