HALOGÊNIOS: OBTENÇÃO E REATIVIDADE

[pic 1]

Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia

Graduação em Engenharia Química

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

DÉLLIS SILVA OLIVEIRA

LENISE MUNFORD

THIARA GOMES DA SILVA LIMA

HALOGÊNIOS: OBTENÇÃO E REATIVIDADE

SALVADOR, BA

2018

Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia

Graduação em Engenharia Química

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

DÉLLIS SILVA OLIVEIRA

LENISE MUNFORD

THIARA GOMES DA SILVA LIMA

HALOGÊNIOS: OBTENÇÃO E REATIVIDADE

[pic 2]

SALVADOR, BA

2018

RESULTADOS E DISCUSSÃO

EXPERIMENTO 01

Colocou-se no kitassato 5 gramas de MnO2 sólido e na ampola de decantação alguns mililitros de ácido clorídrico concentrado. Ao gotejar o ácido no sólido, observou-se a mudança de coloração do meio, que passou a ser amarelo-esverdeado, indicando ocorrência de reação química. Tal reação pode ser expressa por:  

        Equação 1[pic 3]

Como o oxigênio é mais eletronegativo que o manganês, os elétrons da ligação Mn-O estarão mais próximos do oxigênio, de forma que a densidade eletrônica sobre ele é maior que sobre o manganês. Sendo assim, o oxigênio do óxido interage com o hidrogênio do ácido clorídrico, de forma que o hidrogênio não atrai tão fortemente a nuvem eletrônica do cloro e este doa nuvem eletrônica para o manganês ou para outro cloro de uma molécula de ácido clorídrico próxima. A energia liberada nessas interações é suficiente para romper as ligações H-Cl e Mn-O, formando cloreto de manganês, gás cloro e água.

Em seguida, o gás cloro produzido segundo a Equação 1, foi capturado em um Erlenmeyer e borbulhado em um Béquer que continha água destilada, processo descrito pela Equação 2.  

                                        Equação 2[pic 4]

Analogamente, como o oxigênio é mais eletronegativo que o hidrogênio, os elétrons da ligação O-H estarão mais próximos do oxigênio, sendo assim a densidade eletrônica sobre ele é maior que sobre o hidrogênio. Portanto, o hidrogênio atrai a nuvem eletrônica do cloro, e essa interação libera energia necessária para romper as ligações Cl-Cl e O-H, formando ácido hipocloroso e ácido clorídrico.

EXPERIMENTO 02

Montou-se um equipamento para eletrólise e adicionou-se, em um tubo em U, solução saturada de cloreto de sódio. Em seguida, introduziu-se os eletrodos de grafite e ligou-se à fonte contínua conectada a esses eletrodos e acrescentou-se algumas gotas de fenolftaleína. A figura 1 esquematiza o sistema montado no experimento.

[pic 5]
Figura 1: Montagem do sistema de eletrólise.

Observou-se a formação de bolhas em ambos os eletrodos, sendo mais intensa no polo negativo, que também apresentou mudança de coloração para rosa, indicando a produção de hidroxila no meio. Além disso, foi possível notar que no polo positivo existia um odor característico que remetia ao cloro, e no polo negativo o gás era inodoro, indício de que foram formados dois gases diferentes.  

Considerando as espécies presentes no meio, pode-se propor os seguintes pares de oxirredução:

1º Caso:

                  Ԑ°= -2,71 V[pic 6]

        Ԑ°= -0,83 V[pic 7]

        Ԑ°=-3,54V        Equação 3[pic 8]

Para saber se a reação acima é termodinamicamente favorável, utiliza-se a equação que relaciona a energia livre de Gibbs e o potencial padrão global do processo.

                                                                        Equação 4[pic 9]

Tendo em vista que o potencial da Equação 3 é negativo, ao substituir esse valor na Equação 4, o ΔG seria positivo, indicando que o processo não é espontâneo. Portanto, como aplicou-se uma ddp ao sistema descrito inicialmente, nota-se que, de fato, não se trata de um processo espontâneo. Sendo assim, a Equação 3 poderia ser utilizada para descrever o processo. Entretanto, não foi observada a formação de sódio metálico, uma vez que essa substância reage violentamente com a água. Somado a isso, quando se acrescentou fenolftaleína ao tubo em U, constatou-se coloração rosa, indicando pH superior a 8,3, ou seja, meio básico.

2º Caso:

                Ԑ°= -1,23 V[pic 10]

        Ԑ°= -0,83 V[pic 11]

                 Ԑ°=-2,06V        Equação 5[pic 12]

        

Observando a Equação 4 e a Equação 5, presume-se que se trata também de processo não espontâneo, podendo ser adequado para explicar a eletrólise utilizada no experimento 2. Todavia, os gases formados, considerando a equação descrita acima, não explicam o odor detectado e a basicidade do meio.  

3º Caso:

                        Ԑ°= -1,36 V[pic 13]

                        Ԑ°= -2,71 V[pic 14]

        Ԑ°= -4,07 V            Equação 6[pic 15]

Bem como os processos mencionados nos casos anteriores, a Equação 6 seria uma possível explicação para a eletrólise considerada. Entretanto, como já foi dito anteriormente, não se constatou formação de sódio metálico no sistema e tal equação também não explica a basicidade do meio.

4º Caso:

                        Ԑ°= -1,36 V[pic 16]

                Ԑ°= -0,83 V[pic 17]

         Ԑ°=-2,19V         Equação 7[pic 18]

        Um estudo do ΔG permite concluir que essa reação, assim como as demais, representa um processo não-espontâneo, sendo necessária a aplicação de uma diferença de potencial (ddp) para que ocorra. De todas as opções mostradas anteriormente, a Equação 7 é a mais fidedigna ao experimento realizado, já que ela explica o odor característico sentido, bem como o fato de o meio ter se tornado básico.