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Obje�vo
Foram realizadas atividades práticas de eletrólise no qual utilizou algumas soluções tais como: Ácido sulfúrico, Iodeto de potássio, brometo de potássio no laboratório de química da Universidade Federal Rural de Pernambuco utilizando equipamentos e vidrarias adequadas para este tipo de análise. Os objetivos principais foram: verificar que através da indução de corrente elétrica é possível realizar uma reação não espontânea levando-se em conta de uma reação muito importante a de óxido-redução.
Introdução
Os halogênios apresentam comportamento químico muito parecido e formam compostos com propriedades semelhantes. Todos produzem sais de sódio, entre os quais o cloreto de sódio, ou sal de cozinha, é o mais conhecido. A capacidade de reação ou de combinação com outros elementos é tão grande nos halogênios que raramente são encontrados em estado livre na natureza. Aparecem, sobretudo na forma de sais dissolvidos na água do mar, ou em extensos depósitos salinos originados em eras geológicas remotas pela evaporação de mares interiores.
Em condições ambientais normais, o cloro ocorre em estado gasoso; o iodo em estado sólido; e o bromo, em estado líquido. A característica química fundamental dos halogênios é seu poder como agente oxidante. Essa característica permite que o átomo do halogênio aceite mais um elétron em sua configuração, para atingir um arranjo eletrônico mais estável. No processo, o átomo adquire carga elétrica negativa e torna-se um íon. Cl2, Br2, I2, tem em comum uma química que é essencialmente não metálica, embora em alguns casos especiais eles devem possuir algum grau de caráter positivo nos seus compostos.
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 mais forte.
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.
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. O cloro é o agente ativo da maioria dos branqueadores usados na produção de papel, por exemplo. São tóxicos (exceto o iodo), voláteis em condições ambientais, podendo ocasionar queimaduras na pele e nas vias respiratórias.
1- Preparação química do cloro;
- Colocou-se água destilada num erlenmeyer;
- Colocou-se 1g de dióxido de manganês em pó num balão de fundo redondo;
- Adicionou-se 5 ml HCl no balão;
- Agitou-se e acoplou-se a conexão no balão ao erlenmeyer;
- Fonte aquecedora aqueceu-se o balão;
- Observou-se a reação.
2- Preparação química de bromo;
- Pegou-se um tubo de ensaio;
- Adicionou-se 2 ml de brometo de potássio;
- Adicionou-se 2 ml de água de cloro e agitou-se;
- Adicionou-se 1 ml de tetracloreto de carbono e agitou-se;
- (^) Observou-se a reação.
3- Preparação química de iodo;
- Pegou-se um tubo de ensaio;
- Adicionou-se 2ml de iodeto de potássio;
- Adicionou-se 2ml de água de cloro e agitou-se;
- Adicionou-se 1ml de tetracloreto de carbono e agitou-se;
- Observou-se a reação.
4- (^) Preparação química de iodo usando bromo;
- Com ajuda de uma pipeta e de uma pêra foi transferido para um tubo de ensaio a fase de tetracloreto de carbono resultante na preparação química de bromo;
- Adicionou-se 2ml de solução de iodeto de potássio no tubo e agitou-se;
- Observou-se a reação.
5- Eletrólise da água acidificada com H2SO (^) 4;
- Colocou-se água acidificada com H2SO 4 (Ácido sulfúrico) num bécker;
- Colocou-se água acidificada em dois tubos de ensaio até encher por total;
- Sem que deixasse entrar ar nos tubos, colocou-se emborcado dentro do bécker;
- Com o auxílio de um voltímetro testou-se a passagem de elétrons nos eletrodos de platina;
- Colocaram-se os dois eletrodos de platina um em cada tubo de ensaio;
- Foi ligada a fonte e observou-se;
- Após algum tempo, pegou-se o tubo que continha o gás recolhido no cátodo e aproximou-se uma vela;
- Pegou-se o outro tubo que continha o gás obtido pelo ânodo e com uma vela logo após de apagada foi introduzida no tubo;
- Observou-se.
Resultados e discussões
A prática realizada foi dividida em dois momentos, um deles foi a preparação química do cloro, do bromo e iodo e no outro realizou-se a eletrólise da solução de ácido sulfúrico, iodeto de potássio e brometo de potássio.
Preparação química do Cloro:
Aquecendo o dióxido de manganês com ácido clorídrico no balão, observou-se a cor que estava sendo formada dentro dele, no qual estava ficando esverdeado. Aconteceu à exalação do gás cloro no qual foi identificado pelo forte odor. O gás cloro desprendeu com seu aquecimento e foi recolhido na água destilada, verificamos que ficou com uma coloração esverdeada, devido ao gás cloro. Para ser comprovada a existência do cloro, adicionou-se iodo e o produto apresentou-se duas fases mostrando a existência do cloro.
Reação: MnO (^) 2(s) + 4HCl (^) (aq) F 0E 0 Mn+2^ + Cl 2 + 2Cl-^ + 2H2O
Preparação química do bromo:
Ao misturar a solução de brometo de potássio com água de cloro, observamos uma coloração amarela e logo em seguida adicionamos tetracloreto de carbono, no qual formou-se duas fases, uma fase ficou com cor laranja e a outra amarela.
Reação: 2K+^ + 2Br-^ + Cl 2 F 0E 0 Br 2 + 2Cl-^ + 2K+
2Br -^ + Cl 2 F 0E 0 Br (^2)
Preparação química do Iodo:
Foi feita no mesmo procedimento da preparação química do bromo, sendo substituído o brometo de potássio por iodeto de potássio. Observou-se que ao misturar o iodeto de potássio com água de cloro, a solução tornou-se laranjada e misturando a solução laranjada ao tetracloreto de carbono observou-se que o tetracloreto não mistura com a água. Com isso, notaram-se duas fases, no qual a de baixo apresentou-se uma coloração roxa, que é o iodo, e a de cima apresentou uma coloração marrom.
Reação: 2K+^ + 2I-^ + Cl 2 F 0E 0 I 2 + 2Cl 2 -^ + 2K+
Preparação química de iodo usando bromo:
Com o auxílio de uma pipeta, foi retirado o tetracloreto de carbono do tubo de ensaio da preparação química do bromo para outro tubo de ensaio contendo solução de iodeto de potássio. Observamos que formou duas fases, no qual a de baixo com coloração roxa, indicando o iodo e a de cima amarela.
Reação: 2K+^ + 2I-^ + Br 2 F 0E 0 I 2 + 2Br -^ + 2K+
Eletrólise da solução de brometo de potássio:
A solução estava preparada e ao induzir corrente elétrica no qual foi aplicado elétrons através do ânodo e pelo brometo de potássio ser considerado um sal obtido pelo produto de um ácido forte o ácido bromídrico e uma base forte o hidróxido de potássio sofreria um processo de dissociação quase que completa como pode-se observar a formação das seguintes espécies na equação química abaixo:
HBr(aq) F 0E 0 H +^ + Br -^ + OH-^ + H +^ + H (^) 2O
Observa-se na equação acima que o cátion hidrogênio, o cátion potássio e o ânion iodo estariam em grande concentração na solução já a hidroxila em pequena quantidade. O fato para que o cátion potássio e o ânion bromo estar em grande concentração é devido a ser um sal obtido pela reação entre um ácido forte e uma base forte por conseqüência possui tendência em se dissociar ou ionizar quase que 100%.
Os respectivos íons durante o processo foram recolhidos pelos seus respectivos eletrodos, ou seja, o ânodo (-) recolheu as espécies catódicas enquanto o cátodo (+) recolheu as espécies anódicas e estes levariam de volta em mesma proporção completando assim o circuito elétrico, já a água por apresentar ambos os pólos tanto poderia ser recolhida pelo eletrodo catiônico ou aniônico. Durante a eletrólise observou- se a formação do gás hidrogênio e bromo na mesma proporção como pode-se observar nas proporções estequiométricas da equação global abaixo:
2e-^ + 2H+^ F 0E 0 H 2 Eq. Parcial 2Br -^ F 0E 0 Br0 0 1 F 2 + 2e-^ Eq. Parcial 2H+^ + 2Br -^ F 0E 0 H 2 + Br 2 Eq. Global
Vale salientar que o precursor do gás hidrogênio é o próprio cátion hidrogênio presente na solução mais para a formação do gás iodo é o próprio da dissociação do brometo de potássio
Conclusões
A prática realizada foi de suma importância acadêmica, visto que foi observado que através de uma indução de corrente elétrica é possível realizar reações não espontâneas.
Foi verificado como é importante para que a eletrólise seja eficiente a grande necessidade de transformar uma corrente alternada em uma corrente continua e verificação adequada dos ajustes dos equipamentos para que a prática não seja ineficiente. Observou-se que quando ocorreu a formação de gás hidrogênio e oxigênio respectivamente a quantidade do gás hidrogênio foi teoricamente o dobro da do gás oxigênio de acordo com a com as proporções estequiométricas. Vale salientar que as reações químicas foram evidenciadas através da mudança de coloração, formação de gás e a presença desses gases foi comprovada durante a aula prática.
Os experimentos realizados nessa aula de experimental e descritos neste relatório visam reforçar conceitos fundamentais de Química Geral, complementando o conteúdo das disciplinas teóricas do curso introduzindo novos métodos, e técnicas laboratoriais. Logo, espera-se que possam desenvolver e ampliar a capacidade de compreensão de fenômenos, dados e de análise crítica dos resultados obtidos.
Questões
1 Em princípio, um procedimento semelhante àquele utilizado para produção de cloro com dióxido de manganês seria eficaz para produção de bromo e de iodo? Por que? Sim, o dióxido de manganês é utilizado para tirar todo cloro da solução, liberando-o em forma de gás, pois o manganês é um íon espectador. Por serem da mesma família, tanto o Bromo como o Iodo possuem propriedades semelhantes as do Cloro. O bromo e o iodo são halogênios que se oxidam muito fácil entrando em contato com o dióxido de manganês irão formar Br 2 e I 2 por ser um forte agente.
- Quais as semi-reações e a reação total em cada eletrólise efetuada? Em quais delas ocorre eletrólise apenas do solvente, resultando após a eletrólise uma solução mais concentrada do que a solução inicial?
MnO2(s) + 4HCl (^) (aq) F 0E 0 Mn+2^ + Cl 2 + 2Cl-^ + 2H2O
2K+^ + 2Br -^ + Cl 2 F 0E 0 Br 2 + 2Cl-^ + 2K+
2Br -^ + Cl 2 F 0E 0 Br (^2)
2K+^ + 2I -^ + Cl 2 F 0E 0 I 2 + 2Cl 2 -^ + 2K+
2K+^ + 2I -^ + Br 2 F 0E 0 I 2 + 2Br -^ + 2K +
- 2H2O F 0E 0 O 2 + 4H +^ + 4e-
4e-^ + 4H+^ F 0E 0 2H (^2)
2H2O F 0E 0 O 2 + 2H (^2)
H2O F 0E 0 O 2 + H (^2)
2K+^ + 2Cl-^ + H2O F 0E 0 Cl 2 + 2K+^ + H 2
2K+^ + 2Cl-^ F 0E 0 Cl 2 + 2é + 2K+
2é + 2H+^ + H2O F 0E 0 H 2 + H (^) 2O
2Cl-^ + 2H+^ F 0E 0 H 2 + Cl 2
- 2Br -^ F 0E 0 Br 2 + 2é
2é + 2H+^ + H2O F 0E 0 H 2 + H (^) 2O
2Br -^ + 2H +^ F 0E 0 Br 2 + H 2
- 2I -^ F 0E 0 I 2 + 2é
2é + 2H+^ + H2O F 0E 0 H 2 + H (^) 2O
2I -^ + H (^) 2O F 0E 0 H 2 + I (^2)
3Entre as substâncias cloro, bromo e iodo, qual o oxidante mais forte e o mais fraco?
modificador. Independentemente do grau de complexidade da sua constituição, a fase orgânica resultante é sempre chamada de solvente (estritamente, a fase aquosa também é um solvente!).
Universidade Federal Rural de Pernambuco
Pró- reitoria de ensino de graduação
Departamento de Química
Relatório de Aula pra�ca
Propriedades dos Halogênios
Recife, Junho de 2009
Universidade Federal Rural de Pernambuco
Pró- reitoria de ensino de graduação
Departamento de Química
Disciplina: Química experimental
Professores: Valberes Nascimento e Elaine
