A ERVA DOCE DA AMIZADE

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PROPRIEDADES PERIÓDICAS

Amilton Carneiro de Morais Júnior ([e-mail]),Johnny Nolasco Leal Junior ([e-mail]), João Miguel Chaves Almeida ([e-mail]),João Victor Cruz Mendes ([e-mail]), Rafaela Fontenelle Capelão ([e-mail]), Raphael Batista de Santana ([e-mail]);

RESUMO

O artigo tem como objetivo caracterizar, através de experimentos, a variação das propriedades ácido-básicas e propriedades oxidantes e redutoras de elementos de um período. A parte prática do trabalho foi realizada em laboratório, onde desenvolveram-se os experimentos para obtenção dos resultados necessários à discussão.

Palavras-chave: ácido, base, oxidante, redutor, halogênio.

INTRODUÇÃO

        As propriedades periódicas têm uma relação importante com as configurações eletrônicas dos átomos através destas, pode-se observar algumas propriedades físico – químicas dos elementos. Entre eles, destaca-se o raio atômico, energia de ionização e afinidade eletrônica.

        O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos.         O raio atômico de cada elemento, geralmente decresce da esquerda para a direita em cada período. À medida que se aumenta o número atômico e cresce a família, aumenta-se também o número das camadas eletrônicas.

        O efeito de blindagem é quando os elétrons mais internos repelem os elétrons mais externos, ou seja, os elétrons da camada mais distante do núcleo sentem menos a intensidade da atração do núcleo, pois os elétrons internos “blindam” a carga do núcleo e assim os elétrons nas camadas mais exteriores não sentem a mesma atração que os elétrons inferiores sentem.

        A carga nuclear de um átomo é dada pelo número de prótons do núcleo. E a carga nuclear efetiva equivale à carga de atração que os prótons exercem sobre os elétrons internos. Logo, percebe-se que a carga nuclear efetiva aumenta em um período quando o número atômico aumenta.

        Outra característica periódica relevante é a energia de ionização que o átomo pode exigir, ou seja, é a energia necessária para um átomo ionizar (produzir íons). Essa energia poderá ser grande, se os elétrons estiverem fortemente atraídos pelo núcleo, e aumenta mais quando o átomo vai diminuindo. A energia de ionização é inversamente proporcional ao raio atômico, apresentando uma tendência de crescimento ao contraria, porém, essa propriedade tem exceções importantes como, por exemplo, está localizado nas colunas 15 e 16 e períodos 5A e 6A, que são o nitrogênio (N) e o oxigênio (O).

        Utilizando a distribuição dos elétrons através do número de spin, verifica-se que o nitrogênio fica um composto estável, com um elétron em cada orbital destinado a ele, porém o oxigênio que devia apresentar uma energia de ionização maior fica com dois elétrons em um orbital, gerando repulsão eletrônica, pois os polos são diferentes.

        Há também a afinidade eletrônica dos átomos que variam na tabela periódica contrariamente à variação do raio atômico. A afinidade eletrônica se trata da facilidade que certos átomos possuem em receber elétrons extras e formarem ânions.         Quanto menor é o átomo, maior é sua carga nuclear efetiva e consequentemente maior será a atração do núcleo. Se o núcleo tem alto poder atrativo e o átomo é relativamente pequeno, pode facilmente adquirir novos elétrons.

        Uma reação de oxidação ou redução é aquela que envolve transferência de elétrons entre os reagentes. Para que isto ocorra, deve-se ter um elemento que perde elétrons (se oxida), partículas elementares de sinal elétrico negativo, e o mecanismo inverso, consiste no ganho de elétrons por um átomo (se reduz), que os incorpora a sua estrutura interna. Os metais têm sempre tendência para ceder elétrons; consequentemente, eles se oxidam e agem como redutores. Os não-metais têm sempre tendência para receber elétrons; consequentemente, os não-metais se reduzem e agem como oxidantes.

        Os mais fortes agentes redutores são os metais extremamente eletropositivos, que facilmente reduz os compostos de metais nobres e libera o hidrogênio da água. Entre todos os não-metais, os halogênios são os mais reativos. Nas reações químicas, os halogênios apresentam propriedades oxidantes, característica essa que facilita no ganho de elétrons que necessitam para se tornarem estáveis. A atividade oxidante dos halogênios aumenta com a diminuição do raio atômico, sendo o flúor o oxidante mais forte. Suas propriedades redutoras apresentam-se muito fracas, sendo o iodo, em comparação com os outros halogênios, um redutor forte.

EXPERIMENTAL

PARTE I: Propriedades redutoras dos metais

Experimento I: sódio metálico.

Em uma cápsula de porcelana foram adicionados 10 mL de água destilada juntamente com 3 gotas de fenolftaleína (C20H16O40), e posteriormente, foi acrescentado um pequeno fragmento de sódio metálico, que estava imerso em querosene.

Experimento II: magnésio

Em um tubo de ensaio foi adicionado 2 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína (C20H16O40) e observou a coloração. Em seguida, foi incluído um pedaço de fita de magnésio e verificou o resultado após a espera de 5 minutos.

Experimento III: alumínio (Al)

Em um tubo de ensaio foi acrescentado 2 mL de água destilada com 3 gotas de fenolftaleína (C20H16O40). Logo após adicionou-se um pedaço de alumínio (Al) e observou sua coloração depois de 5 minutos de espera.

PARTE II: Caráter oxidante dos halogênios

Experimento I: Obtenção do bromo (substituído por sódio)

Em um tubo de ensaio, colocou-se 1 mL de uma solução de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L com 1mL de clorofórmio. Agitou o sistema e observou a coloração das duas fases. Logo após, foi adicionado ao tubo 2 mL de ácido clorídrico (HCl) 0,1 mol/L e 2 mL de uma solução de hipoclorito de sódio (NaClO), agitou-se e observou a coloração das fases.