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SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONALE TECNOLÓGICA
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de
Janeiro Campus Duque de Caxias
Disciplina: Inorgânica I
Professor: Éverton Tomaz
Família dos Halogênios
Turma: QIM 231
Alunos: Daniel Vasconcelos,
Lucas Leite
Duque de Caxias
Abril – 2015
2
Resumo
Abstract
3
Sumário
Resumo--------------------------------------------------------------------------------- Pág.02
Abstract--------------------------------------------------------------------------------- Pág.02
Introdução------------------------------------------------------------------------------ Pág.04
Objetivos-------------------------------------------------------------------------------- Pág.04
Procedimento Experimental---------------------------------------------------------- Pág.04
Resultados e Discussão--------------------------------------------------------------- Pág.06
Conclusão------------------------------------------------------------------------------- Pág.07
Questionário---------------------------------------------------------------------------- Pág.07
Referências----------------------------------------------------------------------------- Pág.08
4
Introdução
O grupo dos halogênios (do grego: formador de sais) corresponde ao 7A
das tabelas periódicas mais atuais e 17 das mais antigas. Esse grupo é constituído
pelos elementos: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato, cujos gases
nobres correspondentes à adição de um elétron na camada de valência em cada
elemento são respectivamente: Neônio, Argônio, Criptônio, Xenônio e Radônio.
Por necessitarem de apenas um elétron para se tornarem estáveis isoladamente,
os elementos desse grupamento são altamente eletronegativos e tendem a formar
ligações fortes com metais do grupo 1A (Metais Alcalinos) e 2A (Metais Alcalinos
Terrosos), geralmente iônicas. A eletronegatividade decresce no grupo de cima para
baixo, logo o Flúor é o mais eletronegativo (4,0 na escala de Pauling) e o Astato o
menos eletronegativo (2,2 na mesma escala).
O estado de agregação desses elementos é variado, sendo o Flúor e o Cloro gasosos, o
Bromo líquido e, o Iodo e o Astato sólidos. Todos, a exceção do Astato, possuem
atomicidade 2, ou seja, na natureza encontra-se (mesmo que dificilmente, devido a
alta reatividade dos halogênios) F2 (gás flúor) e não F, I2 (sólido Iodo) e não l: apenas
o Astato é monoatômico (At). A explicação dessa diversidade de estados físicos para
um mesmo tipo de elementos está na densidade eletrônica de cada um: quanto maior o
número atômico maiores as forças intermoleculares, sendo assim, explica-se o porquê
de o Flúor (Z = 9) ser gasoso e o Iodo (Z = 53) ser sólido.
Objetivos
Reconhecer e identificar as propriedades gerais do grupo dos Halogênios.
Procedimento Experimental
1.1 Obtenção do gás cloro

Colocou-se em um tubo de ensaio 0,1g de dióxido de manganês.

Na capela, adicionou-se 1 mL de ácido clorídrico concentrado.

5
Umedeceu-se um papel tornassol azul e o colocou-se na boca do tubo de ensaio.

Deixou-se por 15 min.

Observou-se o descoramento do papel pela ação oxidante do gás.
2.2 Solubilidade

Colocaram-se alguns cristais do iodo obtido em três tubos de ensaio.
a) Adicionou-se ao primeiro 2 mL de água. Observou-se a baixa solubilidade.

Acrescentou-se ao primeiro tubo com água, alguns cristais de iodeto de potássio
sólido.

Observou-se novamente a solubilidade.
b) Ao segundo tubo adicionou-se 2 mL de álcool etílico.
c) Ao terceiro tubo adicionou-se 2 mL de éter etílico.
2.3 Reações
a) Titulação de iodo com tiossulfato de sódio

Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de solução de iodo e um pouco de goma
de amido.

Em seguida adicionou-se solução de tiossulfato de sódio 0,1M até o descoramento
total da solução.

Deixou-se o frasco em repouso. Observou-se novamente no fim da aula.
b) Iodeto de Zinco (DEVE SER REALIZADA NA CAPELA)

Em um vidro de relógio seco e limpo, colocou-se alguns mg de zinco em pó.

Colocou-se a mesma quantidade de iodo e misturou-se com a espátula.

6
Na capela, adicionaram-se algumas gotas de água para iniciar a reação.

Observou-se a reação violenta com desprendimento de vapores violáceos.
Resultados e Discussão
2.2) Solubilidade
O Iodo solubilizou com éter, álcool etílico, mas não em água. Tais experimentos estão
relacionados à forças intermoleculares. O iodo apresenta força molecular "dipolo-
induzido", assim como o éter e o álcool, diferentemente da água que apresenta
ligações de hidrogênio. As substâncias que possuem força "dipolo-induzido" são
apolares, e conjuntamente com outras substâncias apolares, formam interações mais
fortes. Já a água é polar e suas ligações de hidrogênio são muito fortes para serem
rompidas e formar interações mais fortes. Sendo assim, percebe-se que os resultados
estão corretos.
2.3) Titulação de iodo com tiossulfato de sódio
O Iodo com a goma de amido produziu uma solução azul, e após a adição de 1 mL de
tiosulfato de sódio, a solução ficou incolor. Para entender este processo, é necessário
entende que molécula de alto peso molecular ( como a amilase e a amilapectina),
possuem um grau de possibilidade de fazer reações de complexos, com formação de
compostos coloridas. O amido é a combinação dessas duas moléculas citas
anteriormente. Sendo que, a amilase forma um complexo azul com iodo, desenvolvido
pela eclusão nas cadeias lineares da amilase. A amilapectina forma um complexo
vermelho. No entanto, a eclusão do iodo nas cadeias lineares da amilase é tão grande,
que há pouca interação do iodo com a amilapectina. Em relação à descoloração, deve-
se analisar a oxidação do ion iodeto (iodometria) ou a redução do iodo (iodimetria),
baseada na semi- reação:
I2 + 2e- 2I- E0= 0,535 V
Substâncias potencialmente redutivas menores que a do sistema I2/I- são oxidadas pelo
iodo, e podem ser tituladas com um solução padrão. Já as substâncias com um grande
potencial oxidativo, tendem a formar uma quantidade equivalente de iodo. Sendo
assim, a titulação com uma solução de tiosulfato de sódio oxida o I3
- (triodeto) do
complexo com a amilase à I2, acarretando o desaparecimento da coloração azul.
7
Conclusão
A aula prática aconteceu mais rápido do que o esperado, as propriedades foram
visualizadas e identificadas.
Questionário
4.1)Qual a geometria do íon triiodeto I3
- ?
I3
- I-I-I (Linear)
4.2) Por que a energia de ligação do F2 não segue o padrão esperado para a família dos
halogênios sendo esta menor que a do Cl2 ?
(Imagem 4.2.1; Google imagens)
Esse diagrama representa as energias dos orbitais moleculares para o F2. Neste
caso, a ordem dos orbitais π2pz e π2py é invertida com o orbital sigma2px. O F2 possui
uma baixa força de ligação ( entalpia de dissociação= 159 KJ/mol), comparada ao do
Cl2 (entalpia de dissociação= 243 KJ/mol). Essa ligação fraca é devido ao seu
pequeno comprimento de ligação ( F2= 143 pm; Cl2= 243 pm). Isso corrobora para
que haja repulsão eletrônica entre os pares de elétrons não ligantes, acarretando um
enfraquecimento na ligação. Essa diferença na força de ligação é perceptível quando
observado o ponto de ebulição do F2 comparado ao Cl2: PE do F2= -188,2 Cº e do
Cl2= -34,0 Cº. Os orbitais moleculares do Cl2, Br2 e I2 não são invertidos, desta
forma, o F2 não segue o padrão.
8
Referências
http://www.infoescola.com/quimica/halogenios/
 http://www.iq.usp.br/breno/4110_Halogenios.pdf
 www.ebah.com.br/content/abaaabd0mab/relatorio-iodometria.
 www.fcfar.unesp.br/alimentos/bioquimica/praticas-ch)/teste_amido.htm
 http://m.brasilescola.com/quimica/relacao-entre-força-intermolecular-solubilidade-
das-substancias.htm

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  • 1. 1 SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONALE TECNOLÓGICA Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro Campus Duque de Caxias Disciplina: Inorgânica I Professor: Éverton Tomaz Família dos Halogênios Turma: QIM 231 Alunos: Daniel Vasconcelos, Lucas Leite Duque de Caxias Abril – 2015
  • 3. 3 Sumário Resumo--------------------------------------------------------------------------------- Pág.02 Abstract--------------------------------------------------------------------------------- Pág.02 Introdução------------------------------------------------------------------------------ Pág.04 Objetivos-------------------------------------------------------------------------------- Pág.04 Procedimento Experimental---------------------------------------------------------- Pág.04 Resultados e Discussão--------------------------------------------------------------- Pág.06 Conclusão------------------------------------------------------------------------------- Pág.07 Questionário---------------------------------------------------------------------------- Pág.07 Referências----------------------------------------------------------------------------- Pág.08
  • 4. 4 Introdução O grupo dos halogênios (do grego: formador de sais) corresponde ao 7A das tabelas periódicas mais atuais e 17 das mais antigas. Esse grupo é constituído pelos elementos: Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato, cujos gases nobres correspondentes à adição de um elétron na camada de valência em cada elemento são respectivamente: Neônio, Argônio, Criptônio, Xenônio e Radônio. Por necessitarem de apenas um elétron para se tornarem estáveis isoladamente, os elementos desse grupamento são altamente eletronegativos e tendem a formar ligações fortes com metais do grupo 1A (Metais Alcalinos) e 2A (Metais Alcalinos Terrosos), geralmente iônicas. A eletronegatividade decresce no grupo de cima para baixo, logo o Flúor é o mais eletronegativo (4,0 na escala de Pauling) e o Astato o menos eletronegativo (2,2 na mesma escala). O estado de agregação desses elementos é variado, sendo o Flúor e o Cloro gasosos, o Bromo líquido e, o Iodo e o Astato sólidos. Todos, a exceção do Astato, possuem atomicidade 2, ou seja, na natureza encontra-se (mesmo que dificilmente, devido a alta reatividade dos halogênios) F2 (gás flúor) e não F, I2 (sólido Iodo) e não l: apenas o Astato é monoatômico (At). A explicação dessa diversidade de estados físicos para um mesmo tipo de elementos está na densidade eletrônica de cada um: quanto maior o número atômico maiores as forças intermoleculares, sendo assim, explica-se o porquê de o Flúor (Z = 9) ser gasoso e o Iodo (Z = 53) ser sólido. Objetivos Reconhecer e identificar as propriedades gerais do grupo dos Halogênios. Procedimento Experimental 1.1 Obtenção do gás cloro  Colocou-se em um tubo de ensaio 0,1g de dióxido de manganês.  Na capela, adicionou-se 1 mL de ácido clorídrico concentrado. 
  • 5. 5 Umedeceu-se um papel tornassol azul e o colocou-se na boca do tubo de ensaio.  Deixou-se por 15 min.  Observou-se o descoramento do papel pela ação oxidante do gás. 2.2 Solubilidade  Colocaram-se alguns cristais do iodo obtido em três tubos de ensaio. a) Adicionou-se ao primeiro 2 mL de água. Observou-se a baixa solubilidade.  Acrescentou-se ao primeiro tubo com água, alguns cristais de iodeto de potássio sólido.  Observou-se novamente a solubilidade. b) Ao segundo tubo adicionou-se 2 mL de álcool etílico. c) Ao terceiro tubo adicionou-se 2 mL de éter etílico. 2.3 Reações a) Titulação de iodo com tiossulfato de sódio  Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de solução de iodo e um pouco de goma de amido.  Em seguida adicionou-se solução de tiossulfato de sódio 0,1M até o descoramento total da solução.  Deixou-se o frasco em repouso. Observou-se novamente no fim da aula. b) Iodeto de Zinco (DEVE SER REALIZADA NA CAPELA)  Em um vidro de relógio seco e limpo, colocou-se alguns mg de zinco em pó.  Colocou-se a mesma quantidade de iodo e misturou-se com a espátula. 
  • 6. 6 Na capela, adicionaram-se algumas gotas de água para iniciar a reação.  Observou-se a reação violenta com desprendimento de vapores violáceos. Resultados e Discussão 2.2) Solubilidade O Iodo solubilizou com éter, álcool etílico, mas não em água. Tais experimentos estão relacionados à forças intermoleculares. O iodo apresenta força molecular "dipolo- induzido", assim como o éter e o álcool, diferentemente da água que apresenta ligações de hidrogênio. As substâncias que possuem força "dipolo-induzido" são apolares, e conjuntamente com outras substâncias apolares, formam interações mais fortes. Já a água é polar e suas ligações de hidrogênio são muito fortes para serem rompidas e formar interações mais fortes. Sendo assim, percebe-se que os resultados estão corretos. 2.3) Titulação de iodo com tiossulfato de sódio O Iodo com a goma de amido produziu uma solução azul, e após a adição de 1 mL de tiosulfato de sódio, a solução ficou incolor. Para entender este processo, é necessário entende que molécula de alto peso molecular ( como a amilase e a amilapectina), possuem um grau de possibilidade de fazer reações de complexos, com formação de compostos coloridas. O amido é a combinação dessas duas moléculas citas anteriormente. Sendo que, a amilase forma um complexo azul com iodo, desenvolvido pela eclusão nas cadeias lineares da amilase. A amilapectina forma um complexo vermelho. No entanto, a eclusão do iodo nas cadeias lineares da amilase é tão grande, que há pouca interação do iodo com a amilapectina. Em relação à descoloração, deve- se analisar a oxidação do ion iodeto (iodometria) ou a redução do iodo (iodimetria), baseada na semi- reação: I2 + 2e- 2I- E0= 0,535 V Substâncias potencialmente redutivas menores que a do sistema I2/I- são oxidadas pelo iodo, e podem ser tituladas com um solução padrão. Já as substâncias com um grande potencial oxidativo, tendem a formar uma quantidade equivalente de iodo. Sendo assim, a titulação com uma solução de tiosulfato de sódio oxida o I3 - (triodeto) do complexo com a amilase à I2, acarretando o desaparecimento da coloração azul.
  • 7. 7 Conclusão A aula prática aconteceu mais rápido do que o esperado, as propriedades foram visualizadas e identificadas. Questionário 4.1)Qual a geometria do íon triiodeto I3 - ? I3 - I-I-I (Linear) 4.2) Por que a energia de ligação do F2 não segue o padrão esperado para a família dos halogênios sendo esta menor que a do Cl2 ? (Imagem 4.2.1; Google imagens) Esse diagrama representa as energias dos orbitais moleculares para o F2. Neste caso, a ordem dos orbitais π2pz e π2py é invertida com o orbital sigma2px. O F2 possui uma baixa força de ligação ( entalpia de dissociação= 159 KJ/mol), comparada ao do Cl2 (entalpia de dissociação= 243 KJ/mol). Essa ligação fraca é devido ao seu pequeno comprimento de ligação ( F2= 143 pm; Cl2= 243 pm). Isso corrobora para que haja repulsão eletrônica entre os pares de elétrons não ligantes, acarretando um enfraquecimento na ligação. Essa diferença na força de ligação é perceptível quando observado o ponto de ebulição do F2 comparado ao Cl2: PE do F2= -188,2 Cº e do Cl2= -34,0 Cº. Os orbitais moleculares do Cl2, Br2 e I2 não são invertidos, desta forma, o F2 não segue o padrão.
  • 8. 8 Referências http://www.infoescola.com/quimica/halogenios/  http://www.iq.usp.br/breno/4110_Halogenios.pdf  www.ebah.com.br/content/abaaabd0mab/relatorio-iodometria.  www.fcfar.unesp.br/alimentos/bioquimica/praticas-ch)/teste_amido.htm  http://m.brasilescola.com/quimica/relacao-entre-força-intermolecular-solubilidade- das-substancias.htm