1

UNIVERSIDADE FEDERAL DE CAMPINA GRANDE

- CENTRO DE EDUCAÇÃO E SAÚDE -

UNIDADE ACADÊMICA DE EDUCAÇÃO

CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA

RELATORIO: 1ª a 8ª Prática

“Propriedades dos elementos químicos”

Alunos: Diego Oliveira Cordeiro

Disciplina: Química Inorgânica experimental

Professora: Dr. Paulo Sergio

Cuité - PB

Dezembro de 2008

2

RELATORIO: Aula prática Nº 01

“REATIVIDADE DE METAIS COM ÁCIDO E BASE”

1. INTRODUÇÃO

A primeira prática experimental, que foi realizada no dia 16 outubro de 2008,

na Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde

(CES), Cuité – PB. Enfoca a importância da ocorrência da liberação de bolhas de

hidrogênio, através da reação com acido clorídrico concentrado. Os metais que têm

maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de

reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder,

aparecem no final da fila. Os metais reativos doam elétrons para os menos reativos

espontaneamente, estabelecendo assim, as reações espontâneas. Quando ocorre o

inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo,

constitui-se uma reação não espontânea.

Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au

Maior reatividade, Menor nobreza

2. OBJETIVOS

Observar o que ocorre quando o Ferro e Alumínio são colocados em contato com

uma solução de ácido clorídrico 50% e hidróxido de sódio 10% respectivamente. A

ocorrência ou não da liberação de bolhas de hidrogênio e a velocidade com que essas

bolhas se formam dão uma idéia da reatividade do metal com o ácido e base.

3

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 MATERIAIS

Vidraria especifica para a produção de gás

Béquer

Bastão de vidro

Funil

Isqueiro

Erlenmeyer

Balão volumétrico 100 ml

3.2 REAGENTES

Ácido clorídrico 50%

Palha de aço (ferro metálico)

Hidróxido de sódio 10%

Papel alumínio

3.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.2.1 Experimento 1

3.2.1.1 Preparamos uma solução de 50% de HCl,

1º passo: pegou-se uma proveta de 100 mL, e colocamos 10 mL de água destilada

até o menisco, transferimos a um béquer de 200 mL.

2º passo: em seguida pegamos uma proveta de 100 mL e medimos 10 mL de HCl

até o menisco e adicionamos o acido cuidadosamente na água, com auxilio de um bastão de

vidro para homogeneizar a solução, este procedimento é realizado na capela.

4

Observação: que devemos sempre adicionar o ácido na água e nunca a água no

ácido.

3.2.1.2 Realização do experimento

1º Passo: com auxilio de um funil, transferimos 20 ml da solução de HCl 50% para

uma vidraria específica para a produção de gás.

2º Passo: adicionamos cinco esferas de palhas de aço (ferro metálicos), na vidraria

que contém o ácido.

3º fechamos todas as saídas de ar, e esperamos e observamos o que aconteceu.

3.2.2 Experimento 2

3.2.2.1 Preparamos uma solução de 10% de NaOH,

1º passo: pegou-se uma proveta de 100 mL, e colocamos 10 mL de água destilada até o

menisco, transferimos a um balão volumétrico de 250 mL.

2º passo: em seguida pegamos uma proveta de 40 mL e medimos 10 mL de NaOH, até o

menisco e adicionamos a base cuidadosamente na água, com auxilio de um bastão de vidro

para homogeneizar a solução, este procedimento é realizado na capela.

3.2.2.2 Realização do experimento

1º Passo: com auxilio de um funil, transferimos 20 ml da solução de NaOH 10% para uma

vidraria específica para a produção de gás.

2º Passo: adicionamos cinco esferas de papel Alumínio, na vidraria que contém a base.

3º fechamos todas as saídas de ar, e esperamos e observamos o que aconteceu.

4. RESULTADOS E DISCURÇÕES

Depois de adicionarmos as esperas de palha aço (ferro metálico) na solução de HCl

50%, observamos que rapidamente ocorrer um reação, pois a área de contato de uma palha

5

é maior, obtendo uma liberação de gás de hidrogênio (percebido pelo forte odor) e

formação de Fe3+

como mostra a seguinte equação química abaixo:

Fe(s) + H+ (aq) Fe

3+(g) + H2(g)

Abrimos a entrada de ar, e utilizamos o isqueiro, para identificar o PH através da cor

da chama, liberado na reação.

Depois de adicionarmos as esperas de papel Alumínio na solução de NaOH 10%,

observamos que a reação ocorrer mais lentamente, pois a área de contato do papel

Alumínio é menor do que a palha de aço. Mas também obtendo uma liberação de gás de

hidrogênio (percebido pelo forte odor) e formação de aluminado de sódio e gás de

hidrogênio, como apresenta a equação química abaixo:

2NaOH(aq) + 2Al (s) + 2H2O(l) 2NaAlO2(g) + 3H2(g)

Abrimos a entrada de ar, e utilizamos o isqueiro, para identificar o PH através da cor

da chama, liberado na reação.

5. CONCLUÇÕES

A mudança de PH de uma determinada amostra pode ser identificada através da

cor da chama.

Quando maior a área de contado de uma substância mais rápido será a reação.

A liberação de gás Hidrogênio é percebida pelo seu forte odor.

Podemos produzir H2 a partir de um acido com Fe.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica ,3 edição, Ed. Bookman, Porto

Alegre - RS, 2003;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol.

1, São Paulo - SP, 1994;

6

RELATORIO: Aula prática Nº 02

“TESTE DE CHAMA QUALITATIVO PARA METAIS”

1. INTRODUÇÃO

A segunda prática experimental, que foi realizada em outubro de 2008, na

Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde (CES),

Cuité – PB. Ele se baseia no princípio de níveis de energia atômica. Todo átomo tem

diversos níveis de energia atômica (K L M N...). Se, no entanto um elétron for submetido a

um fonte de energia adequada (calor, luz, etc.), pode sofrer uma mudança de um nível mais

baixo para outro de energia mais alto (excitação). Esta subida de nível é um evento que

duro pouquíssimo tempo, então rapidamente ele decai ao nível de energia retornando ao seu

estado fundamental, emite uma quantidade de energia igual à absolvida. Ao ocorrer esse

decaimento, ele emite um comprimento de onda para equivaler no balanço de energia.

Dependendo do átomo analisado, esse comprimento de onda pode estar dentro do espectro

visível e ser observada a mudança de coloração de chama, sendo assim usado com método

analítico, por exemplo: Sódio - Amarela intensa; Cálcio - Amarela Avermelhada; Potássio

– Violeta; Bário - Amarela Esverdeada; Lítio – Vermelha; Cobre - Verde Azulada

Usa-se uma alça de níquel-cromo (material que não reage facilmente) para tomar

uma amostra do material a ser analisado e leva-se a chama.

A temperatura da chama do bico de Bünsen é suficiente para excitar uma

quantidade de elétrons de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao seu estado

fundamental de cor e intensidade, que podem ser detectados com considerável certeza e

sensibilidade através da observação visual de chama.

Não é um teste muito seguro, já que o olho humano não é capaz de detectar sutis

diferenças entre uma cor e outra e acabar confundindo átomos que tenham coloração de

chama parecida. Funciona mais como um teste confirmatório. Em geral, os metais,

sobretudo os alcalinos e alcalinos terrosos são os elementos cujos elétrons exigem menor

7

energia para serem excitados; por isso foram escolhidos sais de vários destes elementos

para a realização deste experimento.

.

2. OBJETIVO

Identifica a presença de um determinado elemento numa amostra através da

coloração exibida pela chama.

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 materiais

Um bico de Bünsen

Alça de níquel-cromo

Pinça de madeira

5 Vidros de relógio

Espátulas

3.2 substâncias

Sal de bário

Sal de sódio

Sal de magnésio

Sal de amônia

Sal de lítio

Sal de potássio

8

3.3 procedimento experimental

1°passo: pegamos uma pinça de madeira e prendemos na extremidade uma argola

de fio de níquel-cromo, essa argola tem a finalidade de reter uma pequena amostra da

substância a ser queimada.

2° passo: fizemos a limpeza do fio de níquel-cromo utilizando água destilada e

acido clorídrico concentrado.

3° passo: com auxilio de uma espátula transferimos o cloreto de sódio, para o

vidro de relógio.

4º passo: abrimos o registro do botijão de gás metano. Em seguida abrimos a

válvulas do bico de Bünsen, e regulamos a chama na entrada de ar.

5º passo: molhamos o fio de níquel-cromo em acido clorídrico concentrado para

melhor agarra a cloreto de sódio. Em seguida levando-se a substância a chama oxidante do

bico de Bünsen, observando-se a coloração produzida na chama.

6º passo: repetimos este processo com outras substâncias:

KOH – laranja

NiSO4 - amarela

NH4SCN - laranja

CaSO4 - verde

4. ANALISES E DISCUSSÕES

Todos os resultados e discussões serão apresentados em forma de texto, a partir

das conclusões que obtemos, mediante o experimento feito no seguinte procedimento:

Após a limpeza da alça, esta foi colocada ainda úmida no recipiente que continha o sulfato

de cobre sólido. Em seguida, o sal que ficou aderido à alça foi colocado sobre a chama do

bico de Bunsen, em que foi observada uma chama amarelo-avermelhado. A mesma

operação foi realizada para o sulfato de cálcio. Este, porém, apresentou uma chama

esverdeada. veja os resultados das soluções:

KOH – laranja

9

NiSO4 - amarela

NH4SCN - laranja

CaSO4 – verde

Os sais, quando sujeitos a elevada temperatura, vêem os seus íons metálicos,

cátions, que os constituem passarem do estado fundamental a estados excitados, com

posterior emissão de radiações de cor característica, sob a forma de uma chama colorida.

A cor da chama é característica do elemento e permite uma primeira identificação.

No entanto, essa identificação só fica completa com a análise do espectro dessa chama, com

um espectroscópio, de forma a comparar o espectro obtido com os espectros de referência.

Questões

1- Qual o motivo da lavagem do fio após cada experimento?

É importante que ocorra a lavagem do fio de níquel-cromo com água destilado e

ácido concentrado para retirar as impurezas deixadas após cada experimento

realizado, não ocorrendo alterações no resultado da coloração da chama

realizado na experiência (teste de chama).

2- Como você poderia explicar o aparecimento de cores diferentes, relacionando

elétrons e níveis de energia?

Todo elemento químico possuem número atômico diferente, sendo assim quando

realizada sua distribuição eletrônica percebe-se que existem números de elétrons

diferentes distribuídos em diferentes camadas, absolve esta energia passa para um

nível de energia mais elevado, produzindo o q chamamos de estado excitado,

quando um desses elétrons excitados retorna ao seu estado fundamental emitem

uma quantidade de energia radiante, igual aquela absolvida. A cor da chama é a

cor complementar deste comprimento de onda que é caracterizado pela mudança

de nível eletrônico de energia.

10

3- Qual será a cor da chama, se você efetuar o mesmo procedimento utilizando giz

branco escolar, sabendo que a sua composição é sulfato de cálcio – CaSO4?

O giz branco escolar (CaSO4) tem em sua composição o elemento cálcio, que

apresenta uma coloração laranja diante do teste de chama.

4- Teste de chama - qual a energia envolvida na ionização de um metal

A energia envolvida na ionização do metal é o fóton, que é medido pelo

comprimento de onda em (nm). Como mostra essa equação ∆E = hc/λ

5. CONCLUSÃO

Que o método de teste de chama não tem muita precisão na sua analise,

pois depende da cor dos nossos olhos.

A cor da chama é independente da família e do período do elemento.

A coloração laranja corresponde aos compostos KOH e NH4SCN

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- FARIAS, R. F, Química Inorgânica Experimental, Ed. Átomo, Natal - RN, 2006;

- FAVERO, L. O. B; FILHO, E. A. V; LENZI, E; SILVA, M. B; TANAKA, A. S, Química

Geral Experimental, Freitas Bastos Editora S. A. Rio de Janeiro - RJ, 2004;

11

RELATORIO: Aula prática Nº 03

“METAIS ALCALINOS TERROSOS E GRUPO 13(SÓ AL3+

)”

1. INTRODUÇÃO

A primeira prática experimental, que foi realizada em Novembro de 2008, na

Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde (CES),

Cuité – PB. Os alcalino-terrosos são os elementos químicos do grupo 2 (2 A) da tabela

periódica, formando uma família ou uma série química, e são os seguintes: berílio ( Be),

magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e radio (Ra). Este último apresenta

um tempo de vida média muito curto.

Os elementos do grupo 2 são caracterizados pela configuração eletrônica da camada

de valência ns2. Onde n é o número quântico principal (número do período); formam

compostos no estado de oxidação +2, como por exemplo, o óxido de cálcio – CaO.

O termo “terroso” no nome do grupo é da época da alquimia, onde os alquimistas

medievais chamavam as substâncias que não se fundiam e não sofriam transformações com

o calor (com os meios de aquecimento da época), de "terrosos".

Esses elementos são metais e apresentam uma alta reatividade para ocorrerem livres

na natureza. Ocorrem sob a forma de compostos, como cátions +2.

O grupo 13 é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros possuem a configuração

da camada de valência, ns2 np1, podemos esperar um número de oxidação +3 para seus

elementos. Com exceção do boro, que é um metalóide, todos os elementos do grupo são

metais.

O alumínio é o elemento metálico mais abundante da costa terrestre e o terceiro

elemento mais abundante, depois do oxigênio e do silício, tem baixa densidade é um metal

resistente e um excelente condutor elétrico. Embora seja um forte redutor e, portando, se

oxida facilmente. o alumínio é resistente a corrosão, sua superfície é apassivada no ar pela

formação de um filma de oxido estável.

12

2. OBJETIVO

Verificação de Algumas propriedades exibidas pelos elementos dos Grupos 2

(alcalino-terrosos )e (só Al3+

)

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Materiais

10 tubos de ensaio

Pipeta de 20ml

Espátula

Proveta de 10ml

Aparelho de PH

papel indicador PH

3.2 soluções

Cloreto de Magnésio hexahidratado (MgCl2.6H2O)

Cloreto de estrôncio SrCl2

Cloreto de Aluminio Hexahidratado AlCL3.6H2O

Cloreto de cálcio dihidratado CaCl2.6H2O

Cloreto de Bário BaCl2

Solução de hidróxido de sódio 4M

Solução de acido sulfúrico 4M

3.3. Procedimento experimental

1°passo: medem-se 2mmol dos seguintes sais.

MgCl2 = 95,211/ 1000 x 2 = 019g

CaCl2 =110,984/1000 x 2 = 0,22g

13

SrCl2 =158,526/1000 x 2 = 0,32g

BaCl2 = 208,236/1000 x 2 = 0,42g

AlCl3 = 133,341/1000 x 2 = 0,27g

2°passo: medem-se 10 ml de água destilada em uma proveta de 10 ml e

transferem-se para dez tubos de ensaio, medem-se o PH e em seguida dividem-se ao meio

todas as soluções dos tubos e reserve para os testes 3 e 4.

3° passo: no teste 3 adicionam-se gota a gota da solução de NaOH 4M nas cincos

soluções, logo agitam-se e observe:

4°passo: no teste 4 adicionam-se gota a gota de solução H2SO4 nas cincos

soluções, logo agitam-se e observe:

4. RESULTADO E DISCURSÕES

O PH das soluções aquosas apresentou:

MgCl2 = 5,59

CaCl2 = 5,82

SrCl2 = 6,01

BaCl2 = 5,91

AlCl3 = 3,21

Quando adicionamos as gotas de NaOH nas cincos soluções observamos que:

Mg: foi formado um precipitado gelatinoso

Ca: foi formado muito precipitado branco e fino

Ba: foi formado pouco precipitado branco e fino

Sr: foi formado pouco precipitado branco e fino

Al: soluvel

Quando foi adicionado as gotas de H2SO4 nas cinco soluções observamos que:

Mg: soluvel

14

Ca: formação de uma nuvem branca com 5 gotas

Ba: formação de precipitado branco e fino com 2 gotas,

Sr: formação de pequena quantidade de precipitado branco com 5 gotas ,

Al: soluvel

como mostra a (figura 1)

questionário

1ª configuração eletrônica dos elementos do grupo 2? ns2

2ª estado de oxidação mais habitual: 2+ exemplo: CaO

3ª raio iônico: Be2+

0,9 ,Mg2+

1,3 ,Ca2+

1,74 ,Sr2+

1,92 ,Ba2+

2,14

4ª energia ionização

4ª escreva a reação correspondente ao teste 1.

MgCl2 → Mg2+

+ 2Cl-

CaCl2 → Ca2+

+ 2Cl-

SrCl2 → Sr2+

+ 2Cl-

BaCl2 → Ba2+

+ 2Cl-

AlCl2 → Al2+

+ 2Cl-

5ªExplique os valores obtidos e escreva a equação genérica:

Mg(II) Ca(II) Sr(II) Ba(II) Al(III)

pH 5,96 4,97 5,96 6,34 3,01

Energ. ioniz Be Mg Ca Sr Ba

1ª 900 736 590 548 502

2ª 1760 1450 1145 1060 966

15

6ª Identifique em cada retângulo: precipita (cor do precipitado; N° de gotas); não

precipita

Mg(II) Ca(II) Sr(II) Ba(II) Al(II)

NaOH 3/branco 2/branco 5/branco 5/branco 5/soluvel

H2SO4 5/soluvel 5/branco 5/branco 2/branco

7ª interprete com uma equação química a redissolução do AlCl3 com excesso de NaOH:

AlCl3- + NaOH ↔ AlOH + NaCl

8ª Com base nos resultados anteriores ordene os elementos do grupo 2 dos vários modos a

seguir descritos:

a) Reatividade crescente do elemento em relação a NaOH

Mg < Sr < Ba < Ca

b) Solubilidade crescente dos hidróxidos em água (justifique com base em valores de

Kps)

Mg < Sr < Ba < Ca

c) Caráter covalente decrescente dos cloretos

d) Reatividade crescente do elemento em relação a H2SO4

Ca = Mg < Sr < Ba

e) Solubilidade crescente dos sulfatos em água (justifique com base em valores de Kps)

Ba(OH2) < Sr(OH2) < Ca(OH2) < Mg(OH2)

Quando adicionamos as gotas de NaOH nas cincos soluções observamos que

ocorreu formação de precipitado mais intenso e Mg com 2 gotas, Ca com 3 gotas, Sr com 2

gotas, os sedimentos apresentaram coloração branca (não observaram cor).

16

Quando foi adicionado as gotas de H2SO4 nas cinco soluções observamos a

formação de precipitado no Ba com duas gotas, no Sr com três gotas, Ca com dez gotas e

no Mg e Al não ocorreu formação de precipitado com dez gotas.

5. CONCLUSÃO

Todos os elementos do grupo 2 tem um numero de oxidação igual a +2.

Os elementos do grupo 2 quando a reação é insolúvel apresenta precipitado

branco.

Os elementos do grupo 2, apresentam comportamento diferentes (solúvel ou

não, quantidade de precipitado, tipo do precipitado) reagindo com o mesmo

reagente.

Estes elementos apresentam diferentes numero de PH

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica ,3 edição, Ed. Bookman, Porto

Alegre - RS, 2003;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol. 1,

São Paulo - SP, 1994;

17

RELATORIO: Aula prática Nº 04

“PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 14”

1. INTRODUÇÃO

A primeira prática experimental, que foi realizada em Novembro de 2008, na

Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde (CES),

Cuité – PB. Os elementos pertencentes ao grupo 14 (C, Si, Ge, Sn,e Pb) apresentam caráter

metálico menor que os elementos do grupo 13. O carbono é o elemento que apresenta maior

Caráter não metálico.

Os elementos da família do carbono apresentam configuração eletrônica da

camada de valência igual a ns2np

2 e todos formam cátions com números de oxidação iguais

a +2 e +4.

O carbono é o elemento que possui maior destaque, entre todos deste grupo, uma

vez que, existe até uma parte da Química para estudo dos compostos de carbono, a Química

Orgânica. Ele é o único elemento da tabela periódica que forma mais de 1.000.000 de

compostos e tem seu próprio ramo da química.

O silício é outro elemento deste grupo que apresenta grande importância, pois é

um elemento altamente abundante.

Os outros elementos deste grupo: germânio, estanho e chumbo são também

bastante conhecidos e utilizados, principalmente, o estanho e o chumbo que são usados e

trabalhados desde muito tempo, seja na fabricação de ligas metálicas importantes como o

bronze (Cu + Sn) ou nos seus usos separadamente.

O carbono é distintamente um não metal, silício e germânio são metalóides e

estanho e chumbo são metais.

2. OBJETIVOS

Verificação de algumas propriedades físicas e químicas exibidas pelos elementos

do grupo 14(C, Si, Ge, Sn, Pb).

18

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Materiais

Tubos de ensaio

Proveta

Pipeta volumétrica de 10ml

pipetador ( para aspirar o HCL)

Piceta

Vidros de relógios

Balança de precisão

Balão volumétrico de 50 ml

3.2 Reagentes

Solução de cloreto estanoso 0,1M em HCl 1M, SnCl2 (preparada de fresco)

Solução de acetato de chumbo 0,1M, Pb(CH3CO2)2,em acido acético

4M,CH3CO2H

Solução de cloreto férrico 0,1M, FeCl3

Solução de ferricianeto de potássio 0,1M, K3[Fe(Cn)6]

3.3. Procedimento experimental

3.3.1 Cálculos preparativos para a preparação das soluções:

3.3.1.1 preparação de 50 mL de uma solução-padrão 0,1M de ferricianeto de potássio

PM K3 [Fe(CN)6] P.A. (M = 329,27g/mol). Para calcular quantos gramas de ferricianeto

de potássio utilizaremos este seguinte calculo:

19

1mol 1L = 1M

329,27g/mol 1L = 1M

32,927g 1L

X 0,05L

X = 1,65g

3.3.1.2 solução-padrão de cloreto de ferro III 0,1M PM FeCl3 (M = 270.32g/mol).

1mol 1L = 1M

270,32g /mol 1L = 1M

27,30g 1L

X 0,05L

X = 1,365 gramas

3.3.1.3 solução de acetato de chumbo 0,1M, Pb(CH3CO2)2, em ácido acético 4M,

CH3CO2H

1mol Pb(CH3CO2)2 1L = 1M

264g/mol 1L = 1M

26,4g 1L

X 0,05L

X = 1,32g gramas

3.3.1.4 solução de Ácido ácetico

20

d= 1,05cm3

d=m/v

1,05=12,5/v V=11,9ml

1000ml 60,05g 1M

1000ml 240,2 4M

50ml X

X = 12,01 gramas

100g 96g de acido acético

X 12g

X= 12,5g

Depois de calcula as massas do soluto

1º passo: coloca-se num béquer de 100 mL 1,65g de K3[Fe(CN)6]. Seguida adicione ao

mesmo béquer água destilada para dissolver o soluto, com auxilio de um bastão de

vidro e um funil transfere-se para um balão volumétrico de 50 mL. Com auxilio de um

pisseta adiciona-se água destilada até que o menisco inferior do nível do liquido

tangencie a marca de calibração do balão, logo tapa o balão volumétrico, e emborcá-lo

de modo a homogeneizar a solução. Repetir este procedimento para preparação das

outras soluções Acetato de chumbo.

2º passo: medem-se 2 mL da solução de cloreto de férrico (cor amarelo) em uma pipeta

de 10 mL e transfere-se para 2 tubo de ensaio (1 mL para cada). Em seguida foram

adicionadas algumas gotas de acetato de chumbo em um dos tubos. Depois adiciona-se

cloreto estanoso no outro tubo de ensaio. Observaram-se:

3º passo: em seguida foram adicionadas 2 gotas da solução ferricianeto de potássio, nos

mesmos tubos de ensaio.

21

4. RESULTADO E DISCURSÕES

Quando adicionada as gotas de acetado de chumbo no tubo de ensaio contendo a

solução de cloreto de ferro foi observado que formou um complexo de ferro grupo 4. Fe3+

de coloração laranja. Quando adicionada as duas gotas de solução cloreto estanoso, no tubo

de ensaio contendo a solução de cloreto de ferro, observou que a coloração muda de

amarelo para incolor, pois ocorreu uma redução do Fe2+

para Fe3+

.

Quando adicionada as duas gotas de ferricianeto de potássio nas soluções

formadas observamos que a solução de coloração laranja muda para a coloração marrom a

formação de precipitado insolúvel. Observa-se na reação:

Fe2+

+ CN- ↔ [Fe(CN)6]Cl2 Marron

Já na solução incolor, quando foi adicionado de ferricianeto de potássio mudou para

cor azul de Prússia com foi observado na reação.

Fe 3+

+ Sn

2+ → Sn

4+ + Fe

2+ Azul

Questionário

a) Configuração eletrônica dos elementos do Grupo 14

Configuração eletrônica da camada de valência igual a ns2np

2

b) Estado de oxidação mais habitual +2 e +4. Exemplo de composto CO2, SiO2 –

c) Outros estados de oxidação: Exemplo de composto

1. Resultados:

Solução FeCl3

Cor Inicial:

K3[Fe(CN)6]

Cor inicial:

Cloreto estanoso

Cor inicial: incolor Amarelo limpido Azul da prussia

22

Acetato de chumbo

Cor inicial: laranja

Ferricianeto de potássio

Cor inicial

Cloreto de ferrico

Cor inicial: amarelo

Laranja

Castanho

d) Que tipo de reações observou?

Fe2+

+ CN- ↔ [Fe(CN)6]Cl2 Marron

Fe 3+

+ Sn2+

→ Sn4+

+ Fe2+

Azul

e) Escreva as respectivas equações químicas, referindo-se aos números da tabela.

SnCl2(aq) + FeCl3(aq) → [SnCl5](aq)

- + Fé

+2(aq)

Pb(CH3CO2)2 + FeCl3 → (CH3CO2)2 Cl + PbCl2

SnCl2(aq) + FeCl3(aq) + K3[Fé(CN)6] → FeK[Fe(CN)6] + K2[SnCl5]

FeCl3 + Pb(CH3CO2)2 + K3[Fe(CN)6] → 2K + Fe(CH3CO2)2Cl + PbCl2

f) Os iões Sn2+

e Pb2+

tiveram o mesmo comportamento?Justifique.

Não tiveram comportamento diferente o Sn2+

oxidou passando para o estado de

oxidação Sn4+

e o Pb reduziu do estado de oxidação +4 para +2.

5. CONCLUSÃO

Notamos que mesmo os elementos estando no mesmo grupo apresenta o

comportamento diferente.

Os elementos deste bloco formam complexos ligantes.

A coloração dos elementos também é influenciada com a redução e oxidação dos

íons.

23

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica ,3 edição, Ed. Bookman, Porto

Alegre - RS, 2003;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol.

1, São Paulo - SP, 1994;

24

RELATORIO: Aula prática Nº 05

“Os Elementos do grupo XIV carbono e Silicio”

1. INTRODUÇÃO

No grupo IVA da tabela periódica há somente que pode ser classificado como um

típico não-metal: o carbono. (o nome provem do latim e significa “carvão”.).O silício, logo

abaixo do carbono no grupo ,é melhor classificado como metalóide, porque apresenta um

caráter considerável de semimetal. À medida que percorremos a tabela periódica da direta

para a esquerda, os grupos vão aumentando o caráter metálico, com os elementos não-

metálicos limitados ao topo do grupo. O carbono, o menos metálico do grupo apresenta

uma variedade alotrópica que é condutora de eletricidade assim, vemos traços de caráter

metálico também neste elemento. Os hidroxicompostos do carbono são, no entanto

claramente ácido o que é uma evidência do seu predominante comportamento não-metalico.

O carbono (C) difere dos demais elementos do grupo, por vários motivos tem uma

grande capacidade de se ligar a vários outros átomos de carbono formando enormes cadeias

(catenação). Isso devido as ligações c-c são fortes, e as ligações de Si-Si, Ge-Ge e Sn-Sn

diminuem progressivamente de energia. O carbono é o único elemento capaz de formar

ligações múltiplas (duplas e triplas).

Os demais elementos do grupo têm dificuldade de formar essas ligações, devido

aos seus orbitais atômicos que são muito grandes e difusos para permitir uma interação

efetiva. Entretanto, eles podem utilizar orbitais d para formar estas ligações, principalmente

entre Si e N e entre Si e O.

O elemento carbono formou alguns compostos importantes, tais como o dióxido de

carbono (CO2) e o monóxido de carbono (CO). O monóxido de carbono é tóxico porque

forma um complexo com a hemoglobina do sangue, impedindo-a de transportar Oxigênio

25

para as células do organismo, isso ocorre devido o carbono apresentar um par de elétrons

capazes de efetuar uma ligação coordenada com o metal chamada de retrodoação é fraco,

por isso uma pessoa intoxicada por CO volta a um ambiente bem arejado, ela volta a

respirar normalmente. A reação, portanto é reversível. O diamante é um Isolante elétrico

porque todos os elétrons de valência estão firmemente envolvidos na formação de ligação

signa (δ). Possui alto índice de refração, o que significa que a luz que penetra sobre um

forte desvio para o interior do diamante, dispersão, o que significa que o ângulo de desvio

da luz varia com o seu comprimento de onda (cor). A grafite tem grande emprego amplo na

indústria metalúrgica. É também usado como moderadora de nêutrons reatores nucleares. A

estrutura do grafite permite que ela seja facilmente esfoliada em laminas planas, bem

escorregadios umas sobre as outras. Esta propriedade é aproveitada para produzir óleos

com partículas de grafia em suspensão coloidal. O silício (Si), só perde em abundancia,

para o oxigênio. A grande maioria das rochas, solos, areia e terras são compostos de Silício,

ou das formas de sílica pura ou impuro SiO2 (quartzo, sílex, tridemita, ágota, opala etc), ou

silicatos tais como feldspatos, micas talco e muitos outros.

Sua obtenção no estado elementar pode ser feita de varias maneiras, uma delas

consiste em aquecer o magnésio em presença de silício.

Na indústria sua obtenção é realizada pelo método de redução da sílica com carvão

(2200°C) apesar de o produto conter um grau de impureza relativamente alto:

SiO2 + 2C Si + 2CO

Quando aquecemos um mistura de área e coque em um forno elétrico, obtemos

Carbeto de Silício (SiC)

SiO2 + 3C SiC + 2CO

O Silício é muito utilizado na indústria, devido a suas inúmeras aplicações, quando

é adicionado ao acido para a remoção de oxigênio tornado o aço residente à corrosão na

indústria de vidro e eletrônica é utilizada como componentes transistores e micro

processadores, também usado em cromatografia e como agente desidratante.

26

2. OBJETIVO

Verificação das propriedades do Carbono e Silício (grupo XIV).

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Material

Béquer de 100 ml

Vidro de relógio

Bico de Bunsen

Pinça de mateira

Balança analítica

Proveta de 50 ml

Pipeta de 10 ml

Bastão de vidro

3.2 Reagentes

Açúcar (sacarose)

HCl 6M 50%

H2SO4 concentrado

Solução concentrada de NaOH 2,5M

Solução diluída de NaOH 1M 0,1M

Fenolftaleína

Carbonato de cálcio

3.3 Procedimento experimental

3.3.1 Preparação de carbono a partir do açúcar:

27

1° passo: Em uma balança de precisão pesam-se 5g de açúcar em um vidro de

relógio. Em seguida adicionam-se 5 gotas de H2SO4 concentrado,

espera-se alguns segundos e observa-se:

2º passo: Adiciona-se na substancia formada mais 3 gotas de H2SO4, depois foi

colocado um pequeno pedaço de papel e adiciona-se 2 gotas de H2SO4.

Observa-se:

3º passo: adiciona-se novamente 5 gotas de H2SO4 sobre a substância obtida,

depois leva-se a chama do pico do bunsen com auxilio de uma pinça de

madeira, ate aquecer, observa-se:

3.3.2 Preparação de CO2:

1º passo: Em uma balança de precisão pesam-se 2,5g de carbonato de cálcio

numa proveta de 50 mL.

2º passo: Em seguida adiciona-se 1 mL de água destilada meço numa pipeta 10

mL. Depois foi adicionado 1 gota de fenolftaleína.

3º passo: colocam-se 5 mL de solução de HCl de solução meço em uma pipeta

de 10 mL. Observa-se:

4 ANALISE E DISCUSSÕES:

Quando se adicionam as cinco gotas de H2SO4 no açúcar observa-se a rápida

transformação do açúcar na presença do mesmo. Ficando com uma cor amarelo

esverdeado, logo se transforma em uma massa negra de carbono. Isso ocorre devido à ao

H2SO4 ser um agente desidratante tão forte que consegue facilmente retirar a água do

açúcar. Essa reação de decomposição é altamente exotérmica, apresentando a seguinte

equação química:

C6H12O6 + H2SO4 6C + 7H2O + SO2 + ½O2

28

Após adicionar as gotas de H2SO4 no pedaço de papel. Observa-se que o papel

demora a escurecer devido a sua velocidade ser muito lenta, pois existem cadeias mais

complexas no papel do que na sacarose.

Quando aquecemos a substancia no bico de Bunsen ocorre uma liberação de CO2,

SO2 e H2O, ou seja, carboniza, obtemos o carvão. o carbono oxida e reduz o enxofre do

ácido. Observa-se na reação:

C + H2SO4 CO2 + 2SO2 + 2H2O

Na preparação de CO2 observasse quando adiciona o indicador fenolftaleína no

carbonato de cálcio contendo 1 mL de água destilada (afim de ajudar na indicação),

observamos aparte que contem a água fica rosa. Quando foi adicionado 5 mL de ácido

Clorídrico. Ocorreu uma formação de uma solução meio esverdeada com o auxilio de um

bastão de vidro, foi homogeneizada a solução ate se tornar rosa. Pois ocorreu uma liberação

de CO2 areação apresenta-se exotérmica em meio básico o PH final de carbonato de sódio é

baixo. Observa-se a reação:

CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2(g)

Questionários

a) Discutir as reações observadas e estabelecer as equações correspondentes?

Todas essas reações são classificadas como reações irreversíveis, ocorrem de forma

significativa, em um único sentido.

C6H12O6 + H2SO4 6C + 7H2O + SO2 + ½O2

CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2(g)

Durante estas reações químicas ocorre troca de energia em forma de calor, podemos

classificar essas reações como exotérmica. Pois durante o processo reativo, libera calor para

o meio ambiente.

29

C + H2SO4 CO2(g) + 2SO2 + 2H2O

Durante esta equação química, o sistema absolveu energia do meio em forma de calor,

produzido pelo bico de bunsen, podemos classificar essa reação como endotérmica.

b) Discutir o poder redutor do carbono?

O carbono apresenta um decréscimo da estabilidade do estado de oxidação +4 e um

aumento da estabilidade do estado de oxidação +2

c) Em quais processos técnicos o monóxido de carbono é usado como redutor?

Em alguns processos industriais como na produção de ferro e outro metais, o monóxido

de carbono atua como agente redutor retirando o oxigênio dos compostos, formando CO2.

Exemplo:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

d) Que conclusão geral se obtém a respeito da reatividade química do silício?

Suas propriedades químicas se assemelham às do carbono, com estado de oxidação +4,

no qual 4 elétrons no seu orbital de Valencia, (3s2, 3p

2), são elementos mais

eletronegativos. É relativamente inerte à temperatura ambiente, experimenta, com o

aquecimento, um notável aumento de sua reatividade com os halogênios (flúor, cloro,

bromo e iodo) e com certos metais.

e) Qual a diferença e o quartzo e o vidro?

A diferença está no arranjo dos átomos. Enquanto o quartzo é formado por um cristal

em que há muita organização na posição dos átomos, o vidro, apesar de possuir a mesma

fórmula (SiO;), não possui tanta organização microscópica. Costuma-se dizer que o quartzo

é um sólido cristalino e o vidro é um sólido amorfo.

30

f) Compare a capacidade de oxidação do carbono e silício?

O carbono é +2 e +4 e do silício apenas +4.

5 CONCLUSÃO

O composto H2SO4 é um excelente agente desidrataste, consegue com facilidade.

retirar a água do açúcar

Formação de dióxido de carbono na maioria das reações de redução formada.

Quando mais complexas são as cadeias de carbono, mais demorada será a reação.

O numero de oxidação do carbono facilita formação e quebra das suas ligações.

5.6 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- OTTO, A O, Química Inorgânica, vols. 1 e 2, Editora da Universidade de São Paulo -

SP, 1971;

- LEE, J. D, Química Inorgânica Concisa, Editora Edgard Blücher Ltda. 4º Edição, São

Paulo - SP, 1996;

- ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica ,3 edição, Ed. Bookman, Porto

Alegre - RS, 2003;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol.

1, São Paulo - SP, 1994;

31

RELATORIO: Aula prática Nº 06

“PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 15”

1 INTRODUÇÃO

A primeira prática experimental, que foi realizada em Novembro de 2008, na

Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde (CES),

Cuité – PB. A maioria dos compostos formados pelos elementos do grupo XVA é

covalente. A remoção dos cinco elétrons da camada de valência implica numa energia de

ionização muito elevada, de modo que não se formam íons M5+

. Contudo, os elementos

maiores do grupo (Sb e Bi) podem ser transformados em íons M3+

, perdendo três de seus

elétrons externos.

Somente o nitrogênio existe sob a forma de molécula diatômica, porque os demais

átomos do grupo são grandes e seus tamanhos dificultam o estabelecimento de duas

ligações п (M - M). Nos hidretos destes elementos a energia de ligação e a estabilidade

decrescem de cima para baixo no grupo. Assim, a arsina (AsH3), a estibina (SbH3) e a

bismutina (BiH3) só são obtidas em pequenas quantidades. Nestes hidretos, os ângulos de

ligação se tornam menores a medida que se desce no grupo. Isso ocorre provavelmente

devido ao tamanho crescente dos átomos centrais, fazendo com que o orbital p, com dois

elétrons, seja mais difuso e se aproxime da forma esférica, “comprimindo” as ligações.

Tanto a arsina quanto a estibina são gases tóxicos.

O composto de nitrogênio de maior importância é a amônia cujo ponto de ebulição

é maior do que se deveria esperar, devido à formação de pontes de hidrogênio no estado

líquido. O caráter fortemente básico ela amônia faz dela um excelente doador de elétrons.

Assim, ela forma sais de amônia [NH4]+ e também compostos de coordenação com íons

metálicos, como por exemplo o [Co(NH3)6]3+

. A hidrazina (N2H4) é um líquido fumegante

quando exposto ao ar, de cheiro semelhante ao da amônia. Alguns de seus derivados são

utilizados como combustíveis para foguetes e ônibus espaciais.. A hidrazina é obtida pelas

seguintes reações:

NH3 + NaClO → NH2Cl + NaOH (lenta)

32

2 NH3 + NH2Cl → N2H4 + NH4CI (rápida)

O nitrogênio puro é obtido industrialmente pela destilação fracionada do ar

resfriado. O nitrogênio líquido (-180 °C) é muito utilizado na conservação de embriões,

sêmen e outros materiais, além de encontrar emprego na medicina como antisséptico e para

retirada de verrugas na pele. Os nitratos são empregados como fertilizantes agrícolas e na

fabricação de explosivos e o nitrito é usado em testes laboratoriais. Junto com o ácido

clorídrico o ácido nítrico (na proporção 3: 1) forma a água-régia - único solvente capaz de

dissolver ouro e outros metais nobres. mais resistentes a ácidos.

O fósforo existe sob três formas alotrópicas: O fósforo amarelo é uma variedade

venenosa e instável, que se oxida espontaneamente a temperaturas próximas de 40° C,

gerando uma intensa luminosidade e liberando grande quantidade de calor (a combustão

produz o pentóxido de fósforo - P20S). Por isso ele deve ser conservado imerso em água.

Suas moléculas são formadas por quatro átomos de fósforo, formando um tetraedro.

Com o oxigênio, o fósforo forma vários óxidos de caráter ácido: P203 (P com

valência +3), P20S (P com Valencia +5), P204 (P com valências +3 e +5). Dos três, o

pentóxido é o óxido mais ávido por água, e constitui um dos melhores agentes desidratantes

disponíveis no laboratório e na indústria.

O fósforo reage com halogênios, produzindo haletos, dentre quais os mais

importantes são os cloretos (PCI3 e PCl5). O PCI3 é obtido pela síntese direta do fósforo

com o halogênio. Fazendo-se borbulhar o cloro através do tricloí8to, que é líquido à

temperatura ambiente, obtém-se o pentacloreto. O fósforo também forma o hidreto PH3

(fosfina), mas o PH5 não existe porque o hidrogênio não possui orbitais d para distorcer a

nuvem eletrônica do fósforo e híbridizá-Io.

O ácido fosfórico é empregado na produção de fosfatos que são utilizados como

fertilizantes. Os fosfatos de sódio e potássio são ainda usados como aditivos em

detergentes. Os cloretos de fósforo (PCIs e PCls) são muito utilizados em várias sínteses

orgânicas, como agente clorador.

Muitos compostos de arsênio são poderosos agentes venenosos, decorrendo daí sua

aplicação como inseticidas e raticidas. Alguns compostos aromáticos de arsênio são

empregados como medicamentos no tratamento de al9umas formas de malária e também no

combate à sífilis.

33

Os estados de oxidação do antimônio são +5, +3 e -3. O estado -3 é o menos estável.

Um exemplo conhecido é o hidreto (SbH3), conhecido corno estibina - um gás venenoso e

altamente instável: sob leve aquecimento decompões-se em hidrogênio e antimônio. O

óxido de antimônio III (Sb203) é um óxido anfótero, que se dissolve em ácidos, produzindo

cátions Sb(OH)2+ ou SbO

+ e na presença de bases, dá origem a ânions SbO

- ou Sb(OH)4

-.

O bismuto é utilizado na preparação de ligas de baixo ponto de fusão, usadas na

fabricação de fusíveis protetores de fusíveis protetores de circuitos elétricos. Também se

usa o bismuto no endurecimento de placas de chumbo dos acumuladores, mas a maior parte

do elemento é utilizada pela indústria farmacêutica, que explora Seu poder adstringente e

suas propriedades anti-sifilíticas.

2 OBJETIVO

Verificação de algumas propriedades exibidas pelos elementos do grupo 15 (N, P,

As, Sb, Bi).

3 PARTE EXPERIMENTAL

3.1 REAGENTES

Solução de nitrito de sódio 0,1 M, NaN02

Solução de hidrogenofosfito de sódio 0,1M, Na2HP03

Ácido acético 2 M, CH3COOH

Solução de iodeto de potássio 2 M, KI

Ácido clorídrico 2 M, HCI

Solução de nitrato de sódio 0,2 M, NaN03

Solução de hidrogenofosfato de sódio 0,1M, Na2HP04

Permanganato de potássio 1M, KMn04

Clorofórmio

3.2 MATERIAIS

34

Provetas

Pipeta

Tubos de ensaio

Béqueres

3.3 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAL

1ª Parte - Tome 1 mL de cada uma das soluções de nitrito de sódio e fosfito de

sódio, todas 0,1 M, para diferentes tubos de ensaio, adicione 8 gotas de ácido acético 2 M e

0,5 mL de solução de KI. Agite e adicione 1 mL de CHCl3 e agite de novo.

2ª Parte - Tome 1 mL de cada uma das soluções de nitrito de sódio e fosfito de

sódio, todas

0,1 M, para diferentes tubos de ensaio, adicione 8 gotas de ácido acético 2 M e 4

gotas da solução de KMn04 1 M. Aqueça em banho-maria se a cor roxa do permanganato

não desaparecer a frio.

3ª parte - Tome 1 ml de cada uma das soluções de nitrato de sódio 0,2 M e fosfato

de sódio 0,1 M, adicione 8 gotas de HCl 2 M, 0,5 mL de solução de KI 2 M.e 1 mL de

clorofórmio.

4ª parte - Tome 1 ml de cada uma das soluções de nitrato de sódio e fosfato de

sódio, todas 0,1 M, para diferentes tubos de ensaio, adicione 8 gotas de ácido acético 2 M e

4 gotas da solução de KMnO4 1 M. Aqueça em banho-maria se a cm roxa do permanganato

não desaparecer a frio.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

As soluções incolores de NO2, CH2O, e KI quando se misturam formam uma reação

homogenia de cor castanha, ao adicionar CHCl3, ocorre uma reação da solução de 2 fase

liquidas castanho e roxo, característica do iodo molecular.

Quando foi adicionado as 4 gotas KMnO4 apresentou cor dispersante de cor marrom

35

Quando foi adicionado KI a solução fica de coloração amarela. Depois ao adicionar

clorofórmio, observamos uma reação de duas fases coloração amarela e branca que é o

clorofórmio.

Ao adicionar nitrato de sódio, fosfato de sódio, todas 0,1 M, para diferentes tubos de

ensaio, adicione 8 gotas de ácido acético 2 M e 4 gotas da solução de KMnO4 1 M. porém a

coloração roxa do permanganato não desapareceu nem a frio e nem a quente. O que

significa dizer que o Manganês não reage nem com fosfato nem com nitrato na presença de

um ácido fraco.

Diga qual o estado de oxidação do elemento do grupo 15 nele presente:

NH3: +3 ;P4: ;KNO3: +5 ;NaH2PO4: +5 ;N2O: +1 ;NO-: +1

NO2-: +3 ;NaNO2: +3 ;K2HAsO3: +3

5. CONCLUSÃO

O grupo 15 apresenta vários estados de oxidação, tem elemento que

apresenta cinco os estado de oxidação -1, +1, +3, +5, +7.

O Manganês não reage nem com fosfato nem com nitrato na presença de

um ácido fraco.

O Iodo apresenta uma grande solubilidade com clorofórmio.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica ,3 edição, Ed. Bookman, Porto

Alegre - RS, 2003;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol.

1, São Paulo - SP, 1994;

36

RELATORIO: Aula prática Nº 07

“PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 16”

1. INTRODUÇÃO

A primeira prática experimental, que foi realizada em Dezembro de 2008, na

Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde (CES),

Cuité – PB. Os elementos do grupo 16 são formados por: Oxigênio (O), Enxofre (S),

Selênio (Se), Telúrio (Te) e Polônio (Po), são comumente conhecidos como calcogênios.

Este termo deriva do grego e significa “gerador de minério”. Esta denominação é dada, pois

os minérios que se obtém cobre são formados com elementos deste grupo: Cu2S, Cu2O,

CuFeS2, Cu2O3(OH)2.

Os calcogênios O, S, Se tem caráter de não-metal, o Te e Po tem característica semi-

metal. Sendo polônio o único que é radioativo

Estes elementos possuem configuração eletrônica da camada de valência igual a

ns2np

4 e apresentam a capacidade de forma pelo menos um íon com carga negativa igual a -

2. O polônio é o único elemento deste grupo que não forma íon com carga -2. Os números

de oxidação +2, +4 e +6 ocorrem quando os elementos do grupo formam compostos com

outros elementos do seu próprio grupo, ou com os elementos do grupo 17 (7A), os

halogênios.

O oxigênio é o elemento de maior destaque presente neste grupo. Isso é um reflexo

da sua grande abundância na Terra e sua valiosa importância para a vida em geral.O

oxigênio ocorre livre na atmosfera, com outros elementos, ocorre em diversas rochas e

minerais. Na forma livre, o oxigênio ocorre principalmente como gás oxigênio, O2 e como

gás ozônio, O3. Combinado, ocorre principalmente como óxidos.

O enxofre é outro elemento bastante importante, seu estado normal, o enxofre é

formado por anéis octatômicos. Os vapores de enxofre são formadostambem por moléculas

octatômicos, mas quando a temperatura ultrapassa 860°C. Ele é utilizado na forma de

37

diversos compostos, principalmente, na forma de ácido sulfúrico, que é o produto industrial

mais utilizado no mundo.

O selênio encontra-se sob diversas formas alotrópicas, No estado amorfo é mal

condutor de eletricidade, enquanto no cristalino é fotocondutor, é usado em fotocélulas.

O telúrio é raramente encontrado, Para preparar o telúrio, dissolve em os sulfetos

que o contem em ácidos clorídricos e trata-se a solução com SO2. Assim, se precipita o

telúrio metálico, sob a forma de um pó negro.

2. OBJETIVOS

Verificação de algumas propriedades exibidas pelos elementos do Grupo 16 (O, S,

Se, Te).

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 REAGENTES

Solução de iodeto de potássio, 0,1M, KI

Solução de Tiossulfato de sódio, Na2S2O3 (2%)

Solução de sulfato de sódio 0,1M, Na2S2O3

Solução de sulfito de sódio 0,1M, Na2SO3 (fresca)

Solução de cloreto de bário 0,1M, BaCl2

Ácido clorídrico concentrado

ácido clorídrico 2M

Dicromato de potássio 0,02M, K2Cr2O7

Iodeto de potássio (em 0,1M KI)

Água oxigenada a3%, H2O2

Sulfato de ferro (II) 0,1M, (fresca)

Solução de Hidroxido de sódio 4M, NaOH

Solução de tiocianato de amônio 0,1M, NH4SCN

Solução de ácido sulfúrico 0,5M, H2SO4

38

3.2 MATERIAIS

Balança de precisão

Tubos de ensaio

Beques de 10mL 20mL

Conta gotas

Pipetas de 1 mL e 2 mL

Vidro de relógio

Balão volumétrico de 250 mL

3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1º passo: Pegam-se 3 tubo de ensaio e adicionam-se 2 mL de sulfato de sódio, 2 mL

de sulfito de sódio, e alguns cristais, em cada um dos 3 tubos de ensaio. Em seguida foi

adicionado 5 gotas de HCl nos 3 tubos de ensaio contendo os mesmos, agita-se ate

homogeneizar.

2º passo: Pegam-se 3 tubo de ensaio e adicionam-se 1mL de sulfado, sulfito e

tiossulfato de sódio, adicionam-se 5 gotas de BaCl2 em cada tubo de ensaio, observa-se; Em

seguida foi colocado 1 mL de HCl, observa-se; depois mais 5 gotas de acetado de chumbo,

observa-se; logo foi adicionado 1 mL da solução aquosa de iodeto de potássio, observa-se,

e por fim adiciona-se 1 mL de H2SO4, 0,5 M observa-se.

3º passo: pegam-se 3 tubo de ensaio, e adicionam-se 2 mL de água oxigenada a 3%,

em seguida, foi colocado em um tubo 1 mL de HCl, 1 mL de solução de Na2SO3,

adicionam-se algumas gotas de BaCl2, observa-se. No segundo tubo foi adicionado um 1

mL de H2SO4 (1:10/0,05M) e 1 mL de solução de KI, observa-se, no ultimo tubo de ensaio

foi adicionado 1 mL de H2SO4 e 1mL de solução fresca de FeSO4, logo dividi-se esta

solução ao meio, para dois tubos de ensaio. e adiciona-se no tubo num tubo de ensaio uma

solução de NaOH e no outro solução de NH4SCN, Observa-se:

39

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

No (1º passo), foi observado à formação de uma solução branca esverdeada que

indica o enxofre. Não ocorre precipitação rápida devido às moléculas apresentar cargas

semelhantes.

No (2º passo), foi observado, que, ao adicionar cloreto de bário e HCl no Sulfato e

Sulfito a reação ocorreu a formação de precipitado de com coloração típica do enxofre, no

sulfato ocorreu uma maior formação do precipitado cor amarela. No tiossulfado apresentou

uma coloração turva quando foi adicionado 5 gotas de BaCl2 e em seguida ao adicionar 1

mL de HCl reação ficou um pouco mais amarelo, não ouve formação de precipitado

imediato.

Ao adicionar 5 gotas de acetado, observou-se a formação de uma maior quantidade

de precipitado nos três tubos principalmente no tubo do sulfato. Também ocorreu a

formação de precipitado fino de coloração branca no tubo do Tiossufato em menor

quantidade que os demais.

Depois ao acrescentar 1 mL da solução de iodeto de potássio, foi observado, que a

solução ficou mais clara, ocorreu um aumento do precipitado dos três tubos, no sulfito e

sulfato os precipitados ficaram mais fino.

Ao adicionar adicionado 1 mL da solução aquosa de iodeto de potássio, e 1 mL de

H2SO4, 0,5 M. Foi observado uma mudança de coloração na solução no tubo do sulfato e

sulfito para a cor verde, e no tubo de tiossulfato a mudança ocorreu para uma coloração

azul (figura 2).

No (3º passo) ao adicionar em um tubo 1 mL de HCl, 1 mL de solução de Na2SO3

e algumas gotas de BaCl2, em um tubo contendo água oxigenada 3%, foi observado a

formação de um solução turva, ao acrescentar 1 mL de solução de Na2SO3. Ao acrescentar

algumas gotas de HCl concentrado a solução começa a liberar gás sulfito.

No outro tubo, ao adicionar em um tubo 1 mL de H2SO4 e 1 mL de solução de KI,

em um tubo contendo água oxigenada 3%, foi observado uma mudança de cor marrom e

40

formação de precipitado. Quando foi adicionado clorofómio, ocorreu um aumento do

precipitado.

Ao adicionar 1 mL de H2SO4 e 1 mL de solução de FeSO4, em um tubo contendo

água oxigenada 3%, não ocorreu nenhuma reação. Dividimos essa reação em 2 tubos: ao

acrescentar NaOH 4M, ocorreu uma efervescência e formação de gás, como formação de

precipitado marrom. Ao acrescentar NH4SCN, no outro tubo a solução ficou coloração

vermelha homogenia.

Questões:

Estado de oxidação formal do enxofre em:

Sulfato: +5 SO22-

, Sulfito: +4 SO32-

, Sulfureto: não usou, Etiossulfato: +2 S2O32-

Estado de formal de oxidação do oxigênio em:

Peróxidos: O22-

, Óxidos: O2-, Superóxidos: O3

-, H2O: 0

Baseado na teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de Valencia preveja

a geometria e desenhe a estrutura dos íons sulfito e tiossulfato.

Sulfato, SO4 2-Sulfito, SO3 2-Sulfureto, S2 2-tiossulfato, S2O3

HCl 1 2 3 4

BaCl2 5 6 7 8

Pb(CH3COOH)2 9 10 11 12

KI 13 14 15 16

H+ 17 18 19 20

Nos casos em que reação, escreva as equações químicas correspondentes,

referindo. Se aos números da tabela:

5. CONCLUSÃO

Quando as moléculas apresentam cargas iguais semelhantes, a formação de

precipitado é lenta.

O gás sulfito é indicado pelo seu forte odor.

O sulfito de sódio e sulfato de sódio se comporta de maneira semelhante nas

reações apresentadas.

41

Nas maiorias das reações descrita do 1º e 2º passo e ocorre formação do

enxofre

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- ATKINS, P. W; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica ,3 edição, Ed. Bookman, Porto

Alegre - RS, 2003;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol.

1, São Paulo - SP, 1994;

42

RELATORIO: Aula prática Nº 08

“PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS DO GRUPO 17”

1. INTRODUÇÃO

A primeira prática experimental, que foi realizada em Dezembro de 2008, na

Universidade Federal de Campina Grande (UFCG), Centro de Educação e Saúde (CES),

Cuité – PB.Os elementos do grupo 17 são também conhecidos como halogênios, que deriva

do grego e significa formador de sal. Essa denominação foi inicialmente dada ao elemento

cloro, em 1811, por J. S. C. Schweigger, para descrever as propriedades do elemento, que

sempre estava associado a metais, dando origem a sais. Posteriormente, o termo halogênios

foi estendido para os outros elementos com características semelhantes ao cloro. Anos

depois, eles vieram a pertencer ao mesmo grupo na classificação periódica dos elementos

químicos.

Compostos de halogênios são usados desde a antiguidade. Em aproximadamente

200 a.C. o cloreto de sódio era usado como forma de pagamento, ou seja, como uma

espécie de moeda. Evidências arqueológicas mostram que em muito antes de 200 a.C., em

3000 a.C., um sal de halogênio já era utilizado. No entanto, só depois de muitos séculos que

os elementos foram obtidos em formas puras.

Os halogênios possuem caráter não metálico elevado, sendo o flúor o de maior

caráter não metálico. Na forma natural são encontrados como moléculas diatômicas, X2.

Nas moléculas Cl2, Br2, e I2 as ligações são mais fortes do que no F2, devido à hibridação

de orbital p e d.

Os elementos deste grupo possuem configuração eletrônica da camada de valência

igual a ns2np

5 e todos possuem a capacidade de formar, pelo menos, um íon com número de

oxidação -1. O cl, Br e I podem apresentar valência elevada, com números de oxidação +3,

+5 e +7, pois têm orbitais d disponíveis, o que não acontece com o flúor, cuja valência é

sempre -1. Para um halogênio adquirir estabilidade química, o seu último nível de energia

precisa receber um elétron, transformando-se num íon mononegativo, X-. Este íon é

43

denominado haleto e os seus sais de haletos. Um dos haletos mais famosos é o cloreto de

sódio, conhecido como sal de cozinha.

Possuem uma eletronegatividade ≥ 2,5 segundo a escala de Pauling, sendo o fluor

o de maior eletronegatividade (4,0). O valor da eletronegatividade no grupo decresce de

cima para baixo, sendo o menos eletronegativo o astato. São altamente oxidantes

(decrescendo esta propriedade, no grupo, de cima para baixo), por isso reagem

espontaneamente com os metais, não-metais, substâncias redutoras e até com os gases

nobres.

Os valores para a energia de ionização dos halogênios diminuem de cima para

baixo, à medida que os elementos aumentam de tamanho. A energia de ionização do flúor é

consideravelmente maior que os elementos aumentam de tamanho. A energia de ionização

do flúor é consideravelmente maior que a dos outros elementos do grupo, por causa de

repulsão entre seus pares eletrônicos não ligantes em conseqüência do seu pequeno

tamanho.

A afinidade eletrônica diminui com o aumento do temanho do elemento ( de cima

para baixo).

Devido a esta alta reatividade podem ser perigosos ou letais para organismos vivos

se em quantidade suficiente. O cloro e iodo são usados como desinfetantes para água

potável, piscinas, ferimentos recentes, pratos, etc. Eles matam bactérias e outros

microorganismos. Sua reatividade também é útil no branqueamento de materiais.

Os halogênios são bastante abundantes e possuem diversas aplicações,

principalmente, seus compostos, que podem ser aplicados no cotidiano das pessoas, assim

como na indústria de uma forma em geral. Muitos compostos orgânicos sintéticos e alguns

naturais contêm halogênios. Estes compostos são denominados compostos halogenados.

O flúor e cloro são gasosos, o bromo é líquido, o iodo e o ástato são sólidos.

2. OBJETIVOS

Verificação de algumas propriedades exibidas pelos elementos do grupo 17 (F, Cl,

I)

44

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 REAGENTES

Solução de cloreto de sódio 0,1 M, NaF

Solução de brometo de sódio 0,1 M, NaCl

Solução de Iodeto de sódio 0,1 M, NaBr

Água e cloro (KMnO4 + HCL concentrado)

Solução de sulfato de cobre 0,1 M, CuSO4

Iodo, I2

Ácido clorídrico concentrado

Clorofórmio

3.2 MATERIAL

Conta gotas

Pipetas

Tubo de ensaio

Béquer

3.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1º Passo: foi feito 3 teste, utilizando em cada um deles Ca. de 1 mL das soluções de

fluoreto, cloreto, brometo e iodeto de potássio 0,1 M.

a) Foi adicionado á solução de halogeneto igual volume de água de cloro. Para os testes

que deram positivos, adicione Ca. de 2 mL de clorofórmio, agite e anote a cor.

b) Foi adicionada Ca. de 1mL de solução de sulfato de cobre 0,1 M às solução em

estudo. observe:

45

2º passo: foi colocado em 3 tubos de ensaio diferentes: 5mL de água; 5mL de

solução KI 0,1M; 5 mL de ácido clorídrico concentrado, adicionado em cada um 2 cristal

de iodo, observe:

4. RESULTADO E DISCUSSÕES

Ao adicionar Ag+NO nas soluções de iodeto, cloreto, brometos de sódio irão se

foram precipitados: o iodeto de sódio forma um precipitado esverdeado claro, formando um

precipitado de iodeto de prata; brometo de sódio forma um precipitado esverdeado muito

claro, formando precipitado de brometo de prata; cloreto de sódio forma um precipitado

branco intenso, formando precipitado de cloreto de prata. Os ânios dos halogenetos

reagiram com os íons Ag+, formando sólidos insolúveis com cores características de seus

ânions.

Ao adicionar 2 cristais de iodo no tubo contendo água, observou-se que não

ocorreu nenhuma reação. Ao colocar 2 cristais de iodo no tubo contendo KI 0,1M, foi

observado uma reação, que as poucos a solução ficou homogenia com coloração marrom

claro por causa da oxidação do iodeto a iodo. No caso, do acido clorídrico concentrado

ouve liberação de gás, pois sob condições ácidas, o I2 é facilmente oxidado, devido à

formação de acido iodídrico (HI), o qual é um poderoso agente redutor.

Diga qual o estado de oxidação do elemento do grupo 17 nos reagentes:

F2: -1 HF: -1 HBrO: -1

HClO2: -3 NalO3: -5 KClO4: -7

1ª energia de ionização /KJ mol-1

F: 1687

Cl: 1257

Br:1146

I: 1015

2-nos casos em que houve reação escrevam as equações químicas correspondentes,

KCl + AgNO3

→ AgCl(s) + KNO3

KBr + AgNO3 → AgBr(s)

+ KNO3

KI + AgNO3 → AgI(s)

+ KNO3

46

5. CONCLUSÕES

A coloração dos precipitados de iodeto de prata, cloreto de prata, brometo de prata,

são semelhantes.

Todos os ânios de halogênio que reagiram com os íons Ag+, formando sólidos

insolúveis com cores características de seus ânions.

O iodo em condições acida é facilmente oxidado

A oxidação de iodeto a iodo, emite uma coloração marrom claro.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

- OTTO, A O, Química Inorgânica, vols. 1 e 2, Editora da Universidade de São Paulo -

SP, 1971;

- LEE, J. D, Química Inorgânica Concisa, Editora Edgard Blücher Ltda. 4º Edição, São

Paulo - SP, 1996;

- RUSSEL, J. B, Química Geral, Makron Books do Brasil Editora Ltda. 2º edição, vol.

1, São Paulo - SP, 1994;

47

Figura 1: Resultado final do PH dos compostos, na pratica 3.

Figura 2: O resultado final sulfato, sulfito e tiossulfato, na pratica 7.

48