Grupo Dos Halogênios

Universidade Estadual de Mato Grosso do Sul

Unidade de Dourados

Química Industrial

Elementos do grupo dos Halogênios

Dourados – MS

2014

Universidade Estadual de Mato Grosso do Sul

Unidade de Dourados

Química Industrial

Elementos do grupo dos Halogênios

Trabalho apresentado à

disciplina de Química

Inorgânica Experimental I

do 2° ano do curso de

Química Industrial,

sob a orientação do

Profª .Dra. Jandira Simoneti.

Acadêmicos: Carla Batista,

Diego Ferreira e Jéssica

Caetano.

Dourados – MS

2014

Procedimento Experimental

Preparação da água de cloro

Preparou-se em laboratório gás cloro através reação de dióxido de manganês com ácido clorídrico. Em um sistema previamente montado (figura 1).

Colocou-se uma ponta de espátula de MnO2 no tubo de ensaio grande, adicionou-se 2 mL de HCl concentrado e tampou-se o tubo.

O tubo foi aquecido em um bico de bunsen e o gás formado durante o aquecimento foi borbulhado com o auxilio de uma mangueira num béquer contendo 100 mL de água destilada, com seu pH previamente medido, durante aproximadamente 1 minuto.

Retirou-se a mangueira do béquer antes de retirá-lo do bico de bunsen para evitar que a água do béquer fosse para dentro do tubo. O béquer com água de cloro foi reservado e outro béquer foi colocado contendo 100 mL de NaOH 0,5 mol.L-1 para neutralizar a solução do tubo.

Em um tubo colocou-se 2 mL da água de cloro preparada e mediu-se o pH. Os resultados foram observados e anotados.

Figura 1: Sistema para preparação de água de cloro.

Reatividade do Iodo

Reações do íon Iodeto: Numeraram-se três tubos de ensaio.

No tubo 1 adicionou-se 1 mL de solução de KI 0,1mol.L-1, adicionou-se 1 mL de solução de AgNO3 5% agitou e observou os resultados.

No tubo 2 adicionou-se 1 mL de solução de KI 0,1 mol.L-1, adicionar 2,5 mL de solução de amido 5 % agitou-se, adicionou-se 1 gota de solução de NaClO 5% agitou-se novamente e observou. Continuou-se adicionando a solução de NaClO até que se ocorre uma segunda variação de cor.

No tubo 3 adicionou-se 1 mL de solução de KI 0,1 mol.L-1, adicionou-se 2,5 mL de solução de amido 5% e algumas gotas de H2O2 a 3 %, observou.

Reação do Iodo com solução básica: Adicionou-se alguns cristais de iodo sólido em um tubo de ensaio e 10 gotas de solução de KOH 6 mol.L-1. Agitou-se o tubo suavemente até o iodo desaparecesse e a solução ficou incolor, adicionou-se 1 mL de solução de AgNO3 5%.

Resultados e discussão

Cloro

Ao misturar-se dióxido de manganês com ácido clorídrico tem-se a formação de gás cloro que é um gás fortemente irritante de cor amarelo esverdeado, como mostra a reação a seguir (equação 1).

MnO2(S) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) → Mn2+(aq) + Cl2(g)+ 2H2O(l) eq. 1

Ao borbulhar o gás cloro em água (equação 2) formou-se o ácido hipocloroso e ácido clorídrico. O cloro reage lentamente com a água, e o ácido hipocloroso também se dissocia, produzindo na água o íon hipoclorito (equação 3).

Cl2 + H2O  HClO + H+ + Cl- eq. 2

HOCl  H+ + OCl- eq. 3

Este caso de equilíbrio químico é dependente do pH. Para valores de pH acima de 7,0 prevalece o íon hipoclorito e, abaixo de 7,0, o ácido hipocloroso não dissociado. Isto é importante porque o ácido hipocloroso é um desinfetante muito superior quando comparado com seu íon. Portanto, deve-se manter pH inferior a 7,0 para a cloração das águas, porém o pH não pode ser muito baixo, pois em pH 6,5 temos um maior rendimento de HOCl, superior a 90%. É importante que não se ultrapasse o valor de 7,0; pois o processo se inverte. O estudo deste equilíbrio, através dos valores de sua constante em função da temperatura, resulta nas seguintes proporções entre as duas frações, em função do pH (figura 2). A água que apresentava pH 7,0 antes do procedimento passou a ter pH 2,0 após o borbulhamento do gás, ficando evidente a formação de ácido clorídrico em solução.

Figura 2: Efeito do pH na distribuição de ácido hipocloroso e íon hipoclorito na água. Fonte: CETESB (1978).

Iodo

Tubo 1- Ao adicionar nitrato de prata à solução de iodeto de potássio, ambas as soluções são incolores e passou a ficar amarelo pálido, essa coloração é devido a formação do iodeto de prata que se formou (equação 4):

KI(aq) + AgNO3(aq) → AgI(s) + KNO3(aq) eq. 4

Essa reação não é reversível, ou seja, os produtos não podem ser recombinados para voltar a formar os reagentes, isso ocorre devido à baixa solubilidade do iodeto de prata que foi o produto formado em água. Esse produto adquire uma estrutura cristalina similar à do gelo.

Tubo 2- A mistura de iodeto de potássio com amido era inicialmente incolor, porém ao adicionar uma gota de NaClO notou-se que a solução que era incolor ficou roxa, (equação 5).

NaClO(aq) + 2KI(aq) + H2O(l) → NaCl(aq) + 2KOH(aq) + I2(s) eq. 5

Em solventes não polares ou pouco polares, o iodo dissolve-se conservando a cor violeta própria das moléculas de I2.

Tubo 3- O iodeto de potássio serve como catalisador na decomposição do peróxido de hidrogênio em água e oxigênio (equações 6 e 7), na presença de amido pode o iodo fica com coloração azul.

KI(aq) + H2O(l) → KIO(aq) + H2O(l) eq. 6

KIO(aq) + H2O2(aq) → KI(aq) + H2O(l) + O2(g) eq. 7

Ao dissolver os cristais de iodo com hidróxido de potássio em um tubo de ensaio até a formação de uma solução incolor com precipitado branco (equação 8), o tubo foi aquecido até que todo o precipitado estivesse dissolvido na solução e adicionou-se nitrato de prata que imediatamente mudou a cor da solução de incolor para verde, essa alteração de cor aconteceu porque o iodo que é um agente redutor oxidou a prata (equação 9).

6KOH(aq) + 3I2(s) → 5KI(s) + KIO3(aq) + 3H2O(l) eq. 8

KI(aq) + AgNO3(aq) → AgI(s) + KNO3(aq) eq. 9

Resíduos: Os resíduos de cloro foram tratados com hidróxido de sódio para neutraliza-los e foram descartados na pia. Os resíduos de iodo foram armazenados em frascos devidamente identificados.

Conclusão

Através dos experimentos realizados foi possível obter água de cloro em pequena quantidade e analisar seu caráter acido, bem como visualizar as propriedades químicas dos halogênios através de teste com iodo sólido e em solução, verificando o leve caráter metálico que o iodo apresenta na forma sólida e também a função de indicador que o amido apresenta na presença de iodo ficando azul. Os resultados obtidos foram condizentes com os esperados e relatados na literatura.

Referências Bibliográficas

J. D. Lee. Fundamentos da Química Inorgânica, Edgard Blücher.1971, p.137(propriedades gerais dos halogênios).

CETESB, “Técnicas de Abastecimento e Tratamento de Águas – Volume II”. CETESB/ASCETESB. 2ª ed. 1988.

http://www.brasilescola.com/quimica/oxidacao-reducao.htm