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.