PROCEDIMENTO Obtenção da água de cloro. Foi adicionada uma ponta de espátula de MnO2 em um tubo de ensaio grande. Em seguida, 2 ml de HCl concentrado foram adicionados, o tubo tampado e aquecido. O gás cloro foi recolhido no Becker contendo 100ml de água destilada. Borbulhou-se o gás aproximadamente por 1 minuto. Retirou-se o tubo de vidro do Becker, antes de retirar o bico de Bunsen. Reservou-se a água de cloro para posteriores experiências. O Béquer contendo água de cloro foi substituído por outro Béquer contendo 100ml da solução 0,5M de NaOH. Mergulhou-se uma tira de papel tornassol azul na solução de aquosa de cloro. Reação de água de cloro com iodeto de potássio. Colocou-se 1,5ml de água de cloro em um tubo de ensaio. Em seguida, adicionou-se 1,5ml de solução de KI, agitou-se a solução e o fenômeno foi observado. Adicionou-se 1 ml de clorofórmio, CHCl3, agitou-se a solução e o fenômeno foi observado. Reação de água de cloro com brometo de potássio. Foram adicionados 1,5 ml de água de cloro em um tubo de ensaio juntamente com 1,5 ml de solução de KBr, agitou-se a solução e o fenômeno foi observado. Logo após, adicionou-se 1 ml de clorofórmio. Reação de íon iodeto. Foi adicionado 1 ml de solução de KI em um tubo de ensaio juntamente com 1 ml de solução de AgNO3agitou-se a solução e o fenômeno foi observado. Em seguida, em um tubo de ensaio, foi adicionado 1 ml de solução de KI e 2,5 ml de solução de amido. Agitou-se a solução e o fenômeno foi observado. Foi adicionada uma solução de NaClO gota a gota até variação de cor o fenômeno foi observado. Logo após, em um tubo de ensaio, foi adicionado 1 ml de solução de KI e 2,5 ml de solução de amido. Em seguida, adicionou-se algumas gotas de H 2O2 e o fenômeno foi observado. Reação do iodo com solução básica Em um tubo de ensaio um pequeno cristal de iodo foi adicionado juntamente com 10 gotas de solução de KOH, o tubo foi agitado e aquecido. Logo após, foi adicionado 1ml de solução de AgNO 3, e o fenômeno foi observado. Solubilidade do iodo Em um tubo de ensaio um pequeno cristal de iodo foi adicionado juntamente com 3ml de água destilada e o fenômeno foi observado. Foi adicionado ao mesmo tubo um pequeno cristal de KI. Agitou-se durante 3060 segundos e o fenômeno foi observado. Em seguida foi adicioanado a esta solução, 2 ml de clorofórmio. Agitou-se e o fenômeno foi observado. Sublimação do iodo Foi colocado em um balão de fundo redondo 3/4 de água e em um Becker 10 cristais de iodo. Montou-se a aparelhagem, aqueceu-se o Becker sobre a tela de amianto e o fenômeno foi observado. RESULTADOS Obtenção da água de cloro. Observou-se que ao mergulhar o papel tornassol azul na solução aquosa de cloro ele ficou rosa. Reação de água de cloro com iodeto de potássio. Ao colocar 1,5ml de água de cloro em um tubo de ensaio e adicionar 1,5ml de solução de KI. Observou-se uma coloração amarela da solução. Após ao adicionar clorofórmio observou-se a formação de duas fases. Reação de água de cloro com brometo de potássio. Ao Colocar 1,5 ml de água de cloro em um tubo de ensaio e adicione 1,5 ml de solução de KBr. Observou-se uma coloração amarela da solução. Após ao adicionar clorofórmio observou-se a formação de duas fases. Reação de íon iodeto. Ao colocar 1 ml de solução de KI em um tubo de ensaio e adicionar 1 ml de solução de AgNO3. Observou-se a formação de um precipitado amarelo. Ao colocar 1 ml de solução de KI em um tubo de ensaio e adicionar 2,5 ml de solução de amido e também NaClO gota a gota. Observou-se que nas primeiras gotas de NaClO houver formação de um precipitado de coloração azul escura. Posteriormente com o aumento da concentração de NaClO observou-se a formação de um precipitado de coloração preta. Ao colocar 1 ml de solução de KI em um tubo de ensaio e adicionar 2,5 ml de solução de amido e algumas gotas de H2O2. Observou-se a formação de um precipitado de coloração azul escuro. Reação do iodo com solução básica. Ao colocar um pequeno cristal de iodo em um tubo de ensaio e adicionar 10 gotas de solução de KOH, O iodo não se dissolveu devido a isso aqueceu-se brandamente e adicionou-se mais KOH, assim observamos que o iodo foi dissolvido e observou-se a coloração branca na solução. Após adicionarmos AgNO3 a solução observou-se a formação de precipitado de coloração amarela. Solubilidade do iodo Ao colocarmos cristais de iodo em água, observou-se que o iodo não é solúvel em água. Mas após adicionarmos cristais de KI na solução observou-se que p iodo se solubilizou na solução se iodeto de potássio. Sublimação do iodo Ao aquecermos o Becker contendo cristais de iodo observou-se que o iodo sublimou em um gás roxo e posteriormente houve a formação de cristais azuis na parede do balão. DISCUSSÃO E CONCLUSÃO Obtenção da água de cloro. Obteve-se a água de cloro quando o cloro reage com a água formando Cl e HClO, a solução resultante recebe o nome de água de cloro: Cl2 (g) + H2O (l) HCl (aq) + HClO Observou-se que ao mergulhar o papel tornassol azul na solução aquosa de cloro ele ficou rosa, devido a solução ser ácida pois há formação de HCl e HClO, os quais são ácidos, como mostra a reação: Cl2 (g) + H2O (l) HCl (aq) + HClO Reação de água de cloro com iodeto de potássio Ao adicionar água de cloro ao iodeto de potássio ocorre reação formando cloreto de potássio e iodo. A coloração amarela é característica do cloreto. Conforme mostra a reação: HClO + 2 KI + 2 HCl → 2 KCl + I2 + H2OHCl Após adicionar clorofórmio observou-se a formação de duas fases, onde a superior é de iodo e a inferior é o clorofórmio. Reação de água de cloro com brometo de potássio. Ao adicionar água de cloro ao brometo de potássio ocorre reação formando cloreto de potássio e bromo. A coloração amarela é característica do cloreto. Conforme mostra a equação: HClO + 2 KBr + 2 HCl → 2 KCl + Br2 + H2OHCl Após adicionar clorofórmio observou-se a formação de duas fases, onde a superior é de Bromo e a inferior é o clorofórmio. Reação de íon iodeto. Ao adicionar a solução de KI e adicionar a solução de AgNO3. Observou-se a formação de um precipitado amarelo (AgI), como mostra a reação: KI(aq) + AgNO3(aq) → KNO3(aq) + AgI(s) Ao adicionar a solução de KI e adicionar a solução de amido e também NaClO gota a gota. Observou-se que nas primeiras gotas de NaClO houve formação de um precipitado de coloração azul escura. Conforme a equação: NaClO + KI → KClO3+ NaI Posteriormente com o aumento da concentração de NaClO observou-se a formação de um precipitado de coloração preta. Ao adicionar a solução de KI, adicionar a solução de amido e algumas gotas de H 2O2. Observou-se a formação de um precipitado de coloração azul escuro. Conforme a equação: H2O2 + KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + H2O + O2 Reação do iodo com solução básica. Ao colocar cristal de iodo em um tubo de ensaio e adicionar a solução de KOH, o iodo não se dissolveu na solução devido a isso aqueceu-se brandamente e adicionou-se mais KOH, assim observamos que o iodo foi dissolvido e observou-se a coloração branca na solução. Conforme a equação: I2 + 2 KOH → 2 KI + H2O2 Adicionamos a solução de AgNO3 ao mesmo tubo e observou-se a formação de precipitado de coloração amarela.Conforme a equação: AgNO3 + KI → AgI + KNO3 Solubilidade do iodo Ao colocarmos cristais de iodo em água, concluímos que o iodo é insolúvel em água.Mas adicionarmos cristais de KI na solução conclui-se que este é solúvel em água, pois a solução passa de incolor para caramelo. Os cristais de iodo sofrem uma suave alteração em sua massa, porém não dissolvem por completo. Sublimação do iodo Ao aquecer o Becker contendo cristais de iodo concluímos que o iodo solido possui coloração azul e é aparente inodoro. Já na forma de gás possui coloração roxa porem possui odor desagradável. Através dos experimentos pode-se concluir que os halogênios são compostos abundantes, bastante reativos e utilizados na indústria, na agricultura, na medicina e no uso doméstico. RESPOSTAS DAS QUESTÕES PROPOSTAS Por que na obtenção da água de cloro, devemos retirar o tubo de descarga de gás cloro do Becker, antes de retirar o aquecimento? O gás cloro no estado puro, na sua forma biatômica (Cl 2) e em condições normais de temperatura e pressão, é um gás extremamente tóxico, de odor irritante e coloração amarelo esverdeada, sendo duas vezes e meia mais pesado que o ar. Devido a essas propriedades do gás cloro deve-se retirar o tubo de descarga de gás cloro do Becker, antes de retirar o aquecimento. Porque quando se recolhe cloro em água, devemos ao final, substituir o Becker contendo água de cloro por outro contendo hidróxido de sódio? Ao final da obtenção de água de cloro deve-se substituir o Becker contendo água de cloro por outro contendo hidróxido de sódio devido a toxidez do gás cloro, que não deve ser dispersado no ar para não prejudicar a saúde dos laboratoristas. Assim, quando o cloro entra em contato com NaOH reage formando compostos não tóxicos, conforme a reação: 3Cl2 + 6NaOH NaClO3 + 5NaCl + 3H2O Por que o iodo apresenta boa solubilidade em KI? O iodo puro (I2), é muito pouco solúvel em água (sendo mais solúvel em álcool, éter etc.); mas quando fazemos uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI), que é bastante solúvel em água, o iodo passa a ser mais facilmente solúvel (atribui-se a isso a formação do complexo triiodeto de potássio – KI3). Outro exemplo é o enxofre, que é insolúvel em água, mas totalmente solúvel em dissulfeto de carbono (CS2). Água de cristalização é água que ocorre em cristais mas não é ligada covalentemente a molécula ou íon "hospedeiro". O termo é arcaico e anterior a moderna química inorgânica estrutural, de uma époações entre estequiometria e estrutura eram pouco entendidas. No entanto, o conceito é amplo e quando empregado precisamente o termo pode ser útil. Quando cristalizados a partir de água ou outros solventes, muitos compostos incorporam moléculas de água em suas grades cristalinas. Frequentemente, de fato, os casos específicos não podem ser cristalizados na ausência de água, mesmo que nenhuma ligação forte entre moléculas de água "hóspedes" possa ser evidente. Classicamente, "água de cristalização" refere-se a água que é encontrada em uma grade cristalina de um complexo metálico mas que não é diretamente ligada ao íon metálico. Obviamente a "água de cristalização" é ligada ou interage com "alguns" outros átomos e íons ou não seria incluído na estrutura cristalina. Considere-se o caso do cloreto de níquel (II) hexahidrato. Este espécime tem a fórmula NiCl2(H2O)6. Exame desta estrutura molecular revela que o cristal consiste de subunidades [trans-NiCl2(H2O)4] que são ligadas por ligação de hidrogênio a cada outra ou duas outras moléculas isoladas de H2O. Então 1/3 das moléculas de água no cristal não são diretamente ligadas ao Ni 2+, e esta pode ser denominada "água de cristalização". Comparadas a sais inorgânicos, as proteínas cristalizam com quantidades anormalmente grandes de água na estrutura cristalina. Um conteúdo de água de 50 % não é incomum. O extenso "escudo" de hidratação é o que em cristalografia de proteínas se discute que na conformação do cristais não seja muito distante do que seja a conformação em solução. Exemplos adicionais[editar | editar código-fonte] Um sal com água de cristalização associada é conhecido como um hidrato. A estrutura dos hidratos pode ser bastante elaborada, por causa da existência de ligações de hidrogênio que definem estruturas poliméricas. Historicamente, as estruturas de muitos hidratos eram desconhecidas, e o ponto na fórmula de um hidrato foi empregado para especificar a composição sem indicar como a água é limitada. Exemplos: CuSO4•5H2O - sulfato de cobre (II) pentahidrato CoI2•6H2O - iodeto de cobalto (II) hexahidrato SnCl2•2H2O - cloreto de estanho (II) dihidrato Desde a segunda metade do século XX, as estruturas dos hidratos mais comuns tem sido determinados por cristalografia, então o formalismo do ponto na grafia da fórmula tem tido crescentemente obsoleto. Outra razão para o uso do ponto é a simplicidade. Para muitos sais, a ligação exata da água não é importante porque as moléculas de água tornam-se lábeis sob dissolução. Por exemplo, uma solução de aquosa preparada a partir de CuSO4•5H2O e CuSO4 anidro comportam-se identicamente. Entretanto, o conhecimento do grau de hidratação é importante somente para determinação da massa equivalente: um mol de CuSO4•5H2O pesa mais que um mol de CuSO4, evidentemente. Em alguns casos, o grau de hidratação pode ser crítico para o resultado das propriedades químicas. Por exemplo, RhCl3 anidro não é solúvel em água e é relativamente inútil em química de organometálicos aonde RhCl3•3H2O é versátil. Similarmente, AlCl3 hidratado é um pobre ácido de Lewis e então é inativo como um catalisador das reações de Friedel-Crafts. Amostras de AlCl3, portanto, devem ser protegidas da umidade atmosférica para prevenir a formação de hidratos. Cristais do anteriormente mencionado sulfato de cobre hidratado consistem de centros [Cu(H2O)4]2+ ligados a íons SO42-. O cobre é cercado por seis átomos de oxigênio, providos por dois grupos distintos sulfato e por quatro molécules de água. Uma quinta água reside noutra parte da estrutura mas não se liga diretamente ao cobre. O iodeto de cobalto mencionado acima ocorre como [Co(H2O)6]2+ e I-. No cloreto de estanho, cada Sn(II) central é piramidal (medindo o ângulo O/Cl-Sn-O/Cl 83°) sendo ligado a dois íons cloreto e uma molécula de água. A segunda água na fórmula unitária é ligada por ligação de hidrogênio ao cloreto e a molécula de água coordenada. A água de cristalização é estabilizada por atrações eletrostáticas, consequentemente hidratos são comuns para sais que contém cátions +2 e +3 assim como ânions -2. Em alguns casos, a maior parte da massa de um composto pode dever-se a água. O sal de Glauber, um sólido branco cristalino de fórmula Na2SO4(H2O)10 é mais de 50% em peso. OXIGÊNIO Ocorrência O oxigênio é o elemento mais abundante da natureza. As principais ocorrências são: a) 21% na atmosfera (em volume); b) 89% na água dos oceanos, lagos, mares, gelos polares, etc (em peso); c) 47% na crosta terrestre (até a profundidade de 15 km). Preparação do Gás Oxigênio a) No Laboratório 1º) Por aquecimento do clorato de potássio (decomposição térmica). MnO2 2 KClO3(s) ====> 2KCl(s) + 3O2(g) Esta decomposição é fácil porque a ligação entre Cl e O é muito fraca. 2º) Por aquecimento de óxido de mercúrio. 2 HgO(s) ⇒ 2 Hg(l) + O2(g) Essa decomposição é fácil porque o mercúrio é metal nobre, estabelecendo ligação fraca com o oxigênio. b) Na Indústria A matéria prima utilizada na obtenção do gás oxigênio é o ar atmosférico. O ar atmosférico é submetido a compressão e resfriamento, após os quais abre-se uma válvula, para provocar uma expansão brusca do ar frio. Esquema: Propriedades Físico-Químicas e Aplicações 1º) Combustão de substâncias não metálicas: 2 H2 + O2 => H2O (Industrial) S + O2 => SO2 (Dióxido de Enxofre) 4 P + 5 O2 => 2 P2O5 (Muito Luminosa) C + O2 => CO2 (Gás Carbônico Industrial) 2º) Combustão de substâncias metálicas: 2 Na + O2 => Na2O2 (Peróxido de Sódio) 4 Fe + O2 => 2 Fe2O3 (Óxido de Ferro III) 2 Mg + O2 => 2 MgO (Óxido de Magnésio) Obs: A facilidade de combustão do Sódio e do Fósforo nos obriga guardá-los em querosene. As combustões do Magnésio e do Fósforo são muito luminosas. 3º) Combustão de compostos orgânicos (compostos carbônicos hidrogenados): Gás Metano (Gás Natural): CH4 + 2 O2 => CO2 + H2O Gás Butano (Gás de Botijão): C4H10 + 13/2 O2 => 4 CO2 + 5 H2O Álcool (etanol): C2H6OH + 3 O2 => 2 CO2 + 3 H2O Gasolina: C8H18 + 25 O2 => 16 CO2 + 3 H2O O oxigênio também é utilizado na queima de outros combustíveis orgânicos e, como exemplo, podemos citar: Querosene (C15H3) => em aviões Óleo Diesel (C18H38) => Navios, Caminhões, etc. Glicose (C6H12O6) => No Sangue durante a respiração. Acetileno (C2H2) => Nos maçaricos oxiacetilenicos, para corte de barras, chapas, trilhos, etc. Ciclo do Oxigênio A atmosfera contém 21% de oxigênio, usado pelas plantas e pelos animais durante a respiração. Além disso, fungos e muitas bactérias utilizam oxigênio quando decompõe plantas e animais mortos. Queimar madeira e outros combustíveis também exige oxigênio.As plantas devolvem oxigênio para o ar durante a fotossíntese. Os ciclos do oxigênio e do carbono estão ligados: a fotossíntese consome dióxido de carbono e produz oxigênio, a respiração por sua vez, consome o oxigênio e produz dióxido de carbono. Pela figura abaixo, é mais fácil compreender como se dá o ciclo do oxigênio: Dureza da água é a propriedade relacionada com a concentração de íons de determinados minerais dissolvidos nesta substância. A dureza da água é predominantemente causada pela presença de sais de Cálcio e Magnésio, de modo que os principais íons levados em consideração na medição são os de Cálcio (Ca2+) e Magnésio (Mg2+).1Eventualmente também o Zinco, Estrôncio, Ferro ou Alumínio podem ser levados em conta na aferição da dureza.2 Dureza geral A dureza da água é composta de duas partes, a dureza temporária e a dureza permanente. A dureza temporária é gerada pela presença de carbonatos e bicarbonatos, que podem ser eliminadas por meio de fervura da água. A dureza permanente é devida a cloretos, nitratos e sulfatos, que não são susceptíveis à fervura. À somatória da dureza temporária e permanente dá-se o nome de "Dureza Geral" (ou total) da água. AGUA OXIGENADA O peróxido de hidrogênio também é conhecido como água oxigenada, de fórmula H2O2, ou HOOH. É um composto muito instável porque os dois oxigênios estão ligados entre si, e, como ambos são muito eletronegativos, "roubam" os elétrons dos H's e ambos ficam com carga negativa. Cargas iguais se repelem, então a ligação entre eles é fraca e a tendência é que ela se rompa se a molécula receber mais um pouco de energia. Quando essa ligação se rompe, formam-se dois íons OH-. Esse "-" é a valência livre do oxigênio. O O de um íon, muito eletronegativo, fica puxando o H dum outro , até que consegue quebrar a ligação entre o O e o H do outro íon e "roubar" o H para si. Com isso, forma-se um HOH e o O do outro íon fica sozinho, ou seja, formam-se [O] (O nascente, oxigênio com 6 elétrons livres, oxidante e altamente reativo). Se você tiver só peróxido de hidrogênio, os [O] vão se ligar entre si. Cada 2 [O] se juntarão para formar 1 O2. Então, na decomposição de H2O2 forma-se H2O e O2: 2H2O2 --> 2H2O + O2 Água de cristalização Água de cristalização é água que ocorre em cristais mas não é ligada covalentemente a molécula ou íon "hospedeiro". O termo é arcaico e anterior a moderna química inorgânica estrutural, de uma époações entre estequiometria e estrutura eram pouco entendidas. No entanto, o conceito é amplo e quando empregado precisamente o termo pode ser útil. Quando cristalizados a partir de água ou outros solventes, muitos compostos incorporam moléculas de água em suas grades cristalinas. Frequentemente, de fato, os casos específicos não podem ser cristalizados na ausência de água, mesmo que nenhuma ligação forte entre moléculas de água "hóspedes" possa ser evidente. Classicamente, "água de cristalização" refere-se a água que é encontrada em uma grade cristalina de um complexo metálico mas que não é diretamente ligada ao íon metálico. Obviamente a "água de cristalização" é ligada ou interage com "alguns" outros átomos e íons ou não seria incluído na estrutura cristalina. Considere-se o caso do cloreto de níquel (II) hexahidrato. Este espécime tem a fórmula NiCl2(H2O)6. Exame desta estrutura molecular revela que o cristal consiste de subunidades [trans-NiCl2(H2O)4] que são ligadas por ligação de hidrogênio a cada outra ou duas outras moléculas isoladas de H2O. Então 1/3 das moléculas de água no cristal não são diretamente ligadas ao Ni 2+, e esta pode ser denominada "água de cristalização". Comparadas a sais inorgânicos, as proteínas cristalizam com quantidades anormalmente grandes de água na estrutura cristalina. Um conteúdo de água de 50 % não é incomum. O extenso "escudo" de hidratação é o que em cristalografia de proteínas se discute que na conformação do cristais não seja muito distante do que seja a conformação em solução. Exemplos adicionais Um sal com água de cristalização associada é conhecido como um hidrato. A estrutura dos hidratos pode ser bastante elaborada, por causa da existência de ligações de hidrogênio que definem estruturas poliméricas. Historicamente, as estruturas de muitos hidratos eram desconhecidas, e o ponto na fórmula de um hidrato foi empregado para especificar a composição sem indicar como a água é limitada. Exemplos: CuSO4•5H2O - sulfato de cobre (II) pentahidrato CoI2•6H2O - iodeto de cobalto (II) hexahidrato SnCl2•2H2O - cloreto de estanho (II) dihidrato Desde a segunda metade do século XX, as estruturas dos hidratos mais comuns tem sido determinados por cristalografia, então o formalismo do ponto na grafia da fórmula tem tido crescentemente obsoleto. Outra razão para o uso do ponto é a simplicidade. Para muitos sais, a ligação exata da água não é importante porque as moléculas de água tornam-se lábeis sob dissolução. Por exemplo, uma solução de aquosa preparada a partir de CuSO4•5H2O e CuSO4 anidro comportam-se identicamente. Entretanto, o conhecimento do grau de hidratação é importante somente para determinação da massa equivalente: um mol de CuSO4•5H2O pesa mais que um mol de CuSO4, evidentemente. Em alguns casos, o grau de hidratação pode ser crítico para o resultado das propriedades químicas. Por exemplo, RhCl3 anidro não é solúvel em água e é relativamente inútil em química de organometálicos aonde RhCl3•3H2O é versátil. Similarmente, AlCl3 hidratado é um pobre ácido de Lewis e então é inativo como um catalisador das reações de Friedel-Crafts. Amostras de AlCl3, portanto, devem ser protegidas da umidade atmosférica para prevenir a formação de hidratos. Cristais do anteriormente mencionado sulfato de cobre hidratado consistem de centros [Cu(H2O)4]2+ ligados a íons SO42-. O cobre é cercado por seis átomos de oxigênio, providos por dois grupos distintos sulfato e por quatro molécules de água. Uma quinta água reside noutra parte da estrutura mas não se liga diretamente ao cobre. O iodeto de cobalto mencionado acima ocorre como [Co(H2O)6]2+ e I-. No cloreto de estanho, cada Sn(II) central é piramidal (medindo o ângulo O/Cl-Sn-O/Cl 83°) sendo ligado a dois íons cloreto e uma molécula de água. A segunda água na fórmula unitária é ligada por ligação de hidrogênio ao cloreto e a molécula de água coordenada. A água de cristalização é estabilizada por atrações eletrostáticas, consequentemente hidratos são comuns para sais que contém cátions +2 e +3 assim como ânions -2. Em alguns casos, a maior parte da massa de um composto pode dever-se a água. O sal de Glauber, um sólido branco cristalino de fórmula Na2SO4(H2O)10 é mais de 50% em peso.