RELATÓRIO - PROPRIEDADES PERIÓDICAS
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UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
ALÉXIA REIS TAVARES
ANA CAROLINE BARRETO SOARES
CLARISSA GUIMARÃES ROCHA SPÓSITO PAIVA
RAISA MOURA MORAES
TAMILES DE SOUZA FERREIRA
SALVADOR, BAHIA, BRASIL
2012
UNIVERSIDADE SALVADOR – UNIFACS
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA QUÍMICA
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA
PROPRIEDADES PERIÓDICAS
ALÉXIA REIS TAVARES
ANA CAROLINE BARRETO SOARES
CLARISSAGUIMARÃES ROCHA SPÓSITO PAIVA
RAISA MOURA MORAES
TAMILES DE SOUZA FERREIRA
Relatório referente à prática de
Propriedades Periódicas.
Curso: Engenharia Química,
Disciplina Química Geral I, Turma
MR01A, 1º semestre. Professora:
Leila Aguilera.
SALVADOR, BAHIA, BRASIL
2012
1.Referencial Teórico
Observa-se a tendência de certos elementos a relacionar-se reativamente com
outros isso pode ser visto, na análise da tabela periódica, como exemplo pode-se
observar o Sódio (Na), o Magnésio (Mg) e Alumínio(Al) elementos pertencentes ao
terceiro período da tabela que são bastante eletropositivos, pois possuem entre 1 e
3 elétrons na camada de valência, ou seja tem maior tendência a ceder elétrons,
oxidando-se, consequentemente possuem uma alta reatividade. Funcionando como
um agente redutor.
Com tendências diferentes as dos metais estão os halogênios, localizados na
família VIIA da tabela periódica. Estes elementos são providos de 7 elétrons em sua
camada de valência, portanto, são altamente eletronegativos. Consequentemente,
eles têm a tendência de receber um elétron, reduzindo-se, e formando íons
monovalentes negativos. Funcionando como um agente oxidante.
Além de metais e halogênios existem outros grupos de elementos com
propriedades químicas semelhantes, como exemplo um grupo, denominado funções
químicas. As principais funções são ácidos, bases sais e óxidos. Existem varias
teorias que focam nos conceitos de acidez e basicidde das substancias entre elas
estão a Teoria da Dissociação iônica de Arrehenius, segundo ele todo acido sofre
ionização em solução aquosa, formando assim um único tipo de íon positivo o H+,
enquanto as bases são compostos que sofrem dissociação iônica em meio aquoso
liberando um único tipo de íon negativo OH-. Para Arrehenius uma reação ácido-
base é a neutralização do H+ pelo H-, formando água. Em 1923 Bronsted e Lowry
introduziram um novo conceito, de acordo com eles “ácidos são espécies doadoras
de prótons (H+), e bases espécies aceptoras de prótons”, ou seja, bases são
espécies com um par de elétrons livres, sendo elas negativas ou neutras. Segundo
Bronsted e Lowry uma reação ácido-base é uma transferência prótica.
A definição mais atual para ácidos e bases foi proposta por Lewis. Em sua teoria
ácido é toda espécie química que recebe par de elétrons por meio de ligação
coordenada e as bases são as doadoras do par eletrônico. Para Lewis a reação
ácido-base é uma transferência de par eletrônico.
2. Objetivo
Analisar o caráter redutor de elementos de um mesmo período tendo como
exemplares o sódio (Na), magnésio (Mg) e alumínio (Al).
Analisar o caráter oxidante dos halogênios tendo como exemplares o cloro
(Cl), bromo (Br) e iodo (I).
Com o uso do indicar ácido-base, identificar o caráter funcional das
substâncias.
3. Parte Experimental
3.1. Materiais e Reagentes
Parte I – Propriedades Redutoras dos Metais
Pinça
Espátula
Papel de filtro
Cápsula de Porcelana
Proveta
Água destilada
Fenolftaleína (indicador ácido-base)
Tubo de ensaio
Água destilada
Sódio (Na(s))
Magnésio (Mg(s))
Alumínio (Al(s))
Parte II – Caráter Oxidante dos Halogênios
Tubo de ensaio
Pipeta graduada
Pipetador
Solução de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L
Heptano (solvente orgânico)
Cl(aq) (água de cloro)
Solução de iodeto de sódio (NaI) 0,1 mol/L
I2 (aq) (água de iodo)
3.2. Procedimento Experimental
Parte I - Propriedades redutoras dos metais
a) Sódio
1- Colocou-se em uma cápsula de porcelana 10 mL de água destilada e adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína. Observou-se a coloração da fenolftaleína na água.
2- Cuidadosamente, retirou-se um pedaço de sódio metálico do recipiente, no qual estava imerso em querosene, utilizando-se uma pinça, e colocou-se sobre um pedaço de papel filtro.
3- Cortou-se com uma espátula um pequeno fragmento de sódio metálico (tamanho de uma cabeça de palito de fósforo) e observou-se a superfície metálica recém cortada.
4- Colocou-se o fragmento de sódio na cápsula de porcelana contendo a solução recém preparada. Observou-se a coloração da solução.
b) Magnésio
1- Colocou-se em um tubo de ensaio 2 mL de água destilada e adicionou-se 3
gotas de fenolftaleína. Observou-se a coloração da fenolftaleína na água.
2- Colocou-se um pedaço de fita de Mg previamente lixada no tubo de ensaio
contendo a solução acima. Observou-se o resultado após 5 minutos.
c) Alumínio
1- Colocou-se em um tubo de ensaio 2 mL de água destilada e adicionou-se 3
gotas de fenolftaleína. Observou-se a coloração da fenolftaleína na água.
2- Colocou-se neste mesmo tubo de ensaio um pedaço de Al. Observou-se o
resultado após 5 minutos.
Parte II - Caráter oxidante dos halogênios
a) Obtenção do Bromo
1- Colocou-se 2 mL de solução de NaBr 0,1 mol/L em um tubo de ensaio.
Adicionou-se 1 mL de heptano (solvente orgânico). Agitou-se o sistema e
observou-se a coloração das fases.
2- Em seguida adicionou-se ao referido tubo algumas gotas de Cl(aq). Agitou-se o
sistema mais uma vez para que suas fases fossem novamente observadas.
b) Obtenção do Iodo
1- Colocou-se 2 mL de solução de NaI 0,1 mol/L em um tubo de ensaio.
Adicionou-se 1 mL de heptano (solvente orgânico). Agitou-se o sistema e
observou-se a coloração das fases.
2- Em seguida adicionou-se ao referido tubo algumas gotas de Cl(aq). Agitou-se o
sistema mais uma vez para que suas fases fossem novamente observadas.
c) Obtenção de Bromo
1- Colocou-se 2 mL de solução de NaBr 0,1 mol/L em um tubo de ensaio.
Adicionou-se 1 mL de heptano (solvente orgânico). Agitou-se o sistema e
observou-se a coloração das fases.
2- Em seguida adicionou-se ao referido tubo algumas gotas de I2 (aq). Agitou-se o
sistema mais uma vez para que suas fases fossem novamente observadas.
4. Resultados
Parte I - Propriedades Redutora dos Metais
Tabela Parte I
Substâncias Caráter Propriedade Redutora
Sódio Básico Redutor
Magnésio Básico Redutor
Alumínio Ácido Redutor
Tabela 1: Propriedades redutoras e caráter dos metais.
Parte II – Caráter Oxidante dos Halogênios
Tabela Parte II
Substâncias FasesColoração das
fases
NaBr + heptano 2 Incolores
Tabela 2: Caráter Oxidante dos Halogênios. Obtenção do Bromo.
Tabela 3: Caráter Oxidante dos Halogênios. Obtenção do Iodo
Tabela Parte II
Substâncias Fases Coloração das fases
NaI + heptano 2 Incolores
NaI + heptano + Cl2(aq) 2Fase superior incolor e
fase inferior amarelada
Tabela Parte II
Substâncias Fases Coloração das fases
NaBr + heptano 2 Incolores
NaBr + heptano + Cl2(aq) 2Fase superior rosa e
fase inferior amareladaTabela 4: Caráter Oxidante dos Halogênios. Obtenção do bromo
5. Discussão
Parte I - Propriedades Redutora dos Metais
a) Sódio
Ao adicionar fenolftaleína na água a mesma continuou incolor, pois o
Ph da água gira em torno de 7 e o ponto de viragem da fenolftaleína é 8,3.
Quando o Na foi adicionado a água ocorreu uma reação muito intensa, com
liberação de luz, calor e gás.
2 Na0 (s) + 2 H+12 O(l) 2 Na+1OH(aq.) + H0
2(g) Equação 1
Na reação descrita na equação 1 inicialmente é formado o óxido de sódio
(Na2O), porém, por se tratar de um óxido básico e estar em meio aquoso, ele
reage com a água formando NaOH cujo pH é 13,5 logo a fenolftaleína
apresentou uma coloração rósea, pois o meio estava básico. A equação
também informa que o gás liberado foi o H2. Percebe-se a propriedade
redutora do metal Na, pois ele reduziu o H e foi oxidado, ou seja, perdeu
elétrons característica típica dos metais alcalinos que possuem alta
reatividade e eletropositividade.
b) Magnésio
Ao adicionar fenolftaleína na água a mesma continuou incolor, pois o
Ph da água gira em torno de 7 e o ponto de viragem da fenolftaleína é 8,3.
Mg0(s) + 2 H+1
2O(l) Mg+1(OH)2(aq.) + H02(g) Equação 2
Ao introduzir a fita de Mg no tubo ocorreu uma reação mais lenta, inicialmente
forma óxido de magnésio (MgO), porém trata-se de um óxido básico, que
estando em meio aquoso implica na formação de uma base conforme
mostrado na equação 2, o que tornou a solução rosa pois, o pH do Mg(OH)2 é
em torno de 9,5. Através da equação é possível perceber que o Mg reduziu o
H e foi oxidado, ou seja, perdeu elétrons. O Mg possui alta eletropositividade,
porém não é tão reativo quanto o Na, como pode ser visto na fila de
reatividade dos metais (fig.1). Por isso sua reação possui uma menor
intensidade, já que envolve uma menor quantidade de energia.
c) Alumínio
Ao adicionar fenolftaleína na água a mesma continuou incolor, pois o
Ph da água gira em torno de 7 e o ponto de viragem da fenolftaleína é 8,3.
Após os 5 minutos de observação não houve alteração na coloração do
sistema, o que indica que ao contrário dos experimentos anteriores não houve
a formação de uma base. As evidências de ocorrência de reação química
foram a formação de precipitado branco e a liberação gasosa.
2 Al0(s) + 3 H+12O(l) Al2O3(s) + 3H2(g) Equação 3
A equação 3 mostra que a formação posterior de uma base, através do óxido,
não acontece, pois o Al2O3 é um óxido insolúvel e anfótero, ou seja, não reage
com a água, sendo ele o precipitado branco citado anteriormente. Ele foi
oxidado e consequentemente reduziu o H, dentre os metais analisados o Al é
o de menor reatividade, como mostrado na figura 1.
Parte II - Propriedades Oxidantes dos halogênios
a) Obtenção do bromo
Com a adição do heptano (solvente orgânico utilizado para tornar o
bromo solúvel em água) no tubo de ensaio, ocorreu à formação de duas fases
incolores, a fase orgânica e a fase do NaBr, após agitar e observar a mistura,
a mesma não se modificou permanecendo as duas fases incolores. Da
mesma forma aconteceu com a adição das gotas de água de cloro, as fases
continuaram incolores e imiscíveis.
2Na+Br -(aq) + Cl02(aq) 2Na+Cl-(aq) + Br0
2 (aq) Equação 4
Obs.: De acordo com os nossos conhecimentos a obtenção do bromo na
presença da água de cloro, deveria ser indicada pela coloração amarelada,
fato que não aconteceu, pois se observou duas fases incolores.
b) Obtenção do Iodo
Com a adição do solvente orgânico ao NaI houve a formação de duas fases
incolores, a fase orgânica (heptano) e a outra com o sal (NaI). A coloração das fases
permaneceu igual, mesmo depois da agitação, porém após o acréscimo de gotas da
água de cloro a fase mais densa adquiriu uma coloração amarelada como indicada
na tabela 3.
2NaI-1 + Cl02 2Na+1Cl-1 + I02 Equação 5
Através da equação 4 é possível ver a formação de uma sal e a obtenção do I2, que
oxidou e consequentemente reduziu o Cl2, pois como elemento da família dos
halogênios sua tendência é receber um elétron para se tornar mais estável, as
propriedades oxidantes do I2 se comparada as do bromo são bem menores.
c) Obtenção do bromo
Com adição do heptano ao tubo de ensaio contendo NaBr, após agitar o sistema
observou-se duas fases incolores, adicionando-se a água de iodo obteve-se uma
fase superior (menos densa) rosa e uma fase inferior (mais densa) amarela.
Na+Br+2(aq) + I0
2(aq) Na+I-(aq) + Br0
2(aq)
Obs.: Esperava-se a obtenção de uma fase incolor, uma vez que, a reação não
acontece, pois o iodo é menos reativo que o bromo.
6. Conclusão
Através da análise dos resultados obtidos, provou-se que elementos pertencentes
ao terceiro período da tabela periódica por proverem de 1 a 3 elétrons em sua
camada de valência, são altamente eletropositivos. O sentido desta tendência é
justificado pelo tamanho de seu átomo e pela força nuclear forte, sendo o Na mais
eletropositivo seguido do Mg e do Al. Todos eles apresentam, portanto, propriedades
oxidantes ao reagirem.
Com relação aos halogênios foi observado que:
São elementos providos de alta eletronegatividade, logo, em uma reação química
eles recebem elétrons reduzindo-se. O sentido da eletronegatividade é justificado,
também, pelo tamanho de átomo e pela força nuclear forte, sendo o Cl mais
eletronegativo seguido do Br e do I.
As soluções que apresentavam metais como reagentes, em sua maioria
apresentaram caráter básico, pois após a reação do metal com a água formou-se
um óxido que instantaneamente reagiu com a água gerando a base. Exceto o
alumínio que apresentou caráter ácido.
8.Referências
COSTA, Paulo; FERREIRA, Vitor; ESTEVES, Pierre; VASCONCELLOS, Mário.
Ácidos e Bases em Química Orgânica. Editora Artmed. Reimpressão 2006. Cap. 1,
pag. 20 a 24.
Russell, John Blair. (1994) Química Geral; vol. I, 2. Edição; Makron Books, São
Paulo; Cap. 6.
9. Anexos
Figura 1: Fila de Reatividade dos Metais.