Química Inorgânica grupo 15, 16, 17 e hidrogênio

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Disciplina: Química Inorgânica II
Professor: Leonardo Viana
Turma: Qim241.
Tabela Periódica: Grupos 15, 16, 17, Hidrogênio e Triiodeto de nitrogênio 
Objetivos
Obtenção do N2, O2, H2. Testar as propriedades desses gases. Testar o poder oxidante de composto como ClO, I3-, H2. Testar a instabilidade de haletos de nitrogênio.
Procedimentos 
Parte I – Hidrogênio
(a) – Obtenção do gás hidrogênio (H2)
Montou-se uma aparelhagem usando suporte universal e garra, e foi colocado nesta, um tubo de gerador de gases. Depois, 3 gramas de zinco foram postos neste tubo e, posteriormente, acrescentou-se 10 mL de Ácido clorídrico (PA) ao sistema. O gás obtido da reação foi recolhido em quatro tubos de ensaio.
Para analisar certas propriedades do gás Hidrogênio, foram realizados dois experimentos
(a.1) – Combustibilidade 
Acendeu-se um palito de fósforo e este foi aproximado do gargalo de um dos tubos de ensaio que continha o gás. 
(a.2) – Poder redutor 
Adicionou-se um 1 mL de solução de permanganato de potássio (1 molar) a 10 mL de ácido sulfúrico diluído (3 molar). Agitou-se a solução e foi divida em porções iguais em 3 tubos de ensaio. O primeiro tubo foi reservado. Ao segundo, adicionou-se um grânulo de zinco, e, ao terceiro, borbulhou-se gás hidrogênio ( preparado no item “ a ‘’) por alguns minutos. Depois, comparou-se os três tubos.
Parte II – Grupo 15
1) Nitrogênio
(a) – Obtenção de nitrogênio (N2)
Pesou-se 3 g de cloreto de amônio em um vidro de relógio e a substância foi transferida para um kitassato de 250 mL. Em seguida, pesou-se um 1 g de nitrito de sódio e o transferiu para o mesmo kitassato. Acrescentou-se ao sistema 15 mL de água destilada e homogenizou-se bem a mistura. O nitrogênio formado foi posto a borbulhar na água da cuba de recolhimento. Depois, o gás foi recolhido.
Parte III – Grupo 16·.
1) Oxigênio
 
 (a) – Reação entre peróxido de sódio e água
Foi colocado em uma tela de amianto um pequeno pedaço de algodão. Espalhou-se no algodão uma pequena quantidade de peróxido de sódio e, com auxílio de uma pipeta, adicionou-se gotas de água e de solução de fenolftaleína.
(b) – Obtenção de oxigênio a partir de peróxido de hidrogênio e óxido de manganês(IV)
Colocou-se cerca de 15 mL de peróxido de hidrogênio em um tubo gerador de gases. Depois, adicionou-se óxido de manganês (IV) e o tubo foi tampado com uma rolha. Em seguida, introduziu-se um palito de fósforo em brasa em um tubo com o gás obtido (O2).
Parte IV – Grupo 17
(a) Ação oxidante do Iodo
Colocou-se cristais de iodo em 20 mL de água e alguns cristais de iodeto de potássio.
(b) Foram adicionadas gotas de solução de sulfeto de sódio em 1mL de solução de água de iodo e agitou-se o tubo que continha o meio reacional.
(c) Agitou-se, em um tubo de ensaio, alguns cristais de iodo com 3 mL de água destilada. Em seguida, adicionou-se solução de hidróxido de sódio (2 molar) até descoramento. Ao mesmo tubo, foi colocado 1 mL de solução de Mn2+ e 3 gotas de solução de hidróxido de sódio (6 molar). Foi adicionado, em seguida, 1 mL da solução de hipoiodito preparada ao sistema. 
(d) Adicionou-se cerca de 15 gotas de Na2S em 1 ml de solução de agua de iodo. Agitou-se foi observado.
(e) Agitou-se, em um tubo de ensaio, alguns cristais de Iodo com 3 ml de água destilada. Em seguida foi adicionado solução de NaOH 3 mol/ L até o descoramento. Testou-se.
(f) Colocou-se, em um tubo de ensaio, 1 ml de solução de Mn+2 e três gotas de solução de NaOH 6 mol/ L. Adicionou-se em seguida cerca de 1 mL de solução preparada de Hipoiodito e identificou-se o precipitado.
Síntese do triiodeto de nitrogênio (demonstrativa)
	Em um béquer, adicionou-se 6 cristais de iodo molecular (I2) com a ajuda de um bastão de vidro, moeu-se o sólido. Em seguida, adicionou-se 2mL de hidróxido de amônio (NH4OH) concentrado e mexeu-se os reagentes, com auxilio do bastão de vidro, até que o sólido adquirir uma coloração mais escura. Feito isso, filtrou-se o sólido e o reservou em uma área a parte do laboratório. Após a secagem do material, utilizou-se o bastão de vidro para tocar no sólido e decompor a substância.
Obs: apenas observou-se o teste, enquanto que sua obtenção não foi realizada.
Resultados e Discussões
Parte I: Hidrogênio
(a) Obtenção de gás hidrogênio
	Após montada a aparelhagem, colocou-se 3 gramas de zinco em pó no tubo gerador de gases, então adicionou-se 10mL de ácido clorídrico no mesmo tubo e o mesmo foi tampado rapidamente.
	Observou-se após certo período, o aborbulhamento no meio reacional, ou seja, a formação de gases. A reação de simples troca ocorrida pode ser representada pela seguinte equação global:
Zn(s) + 2HCl(aq) → H2(g) + ZnCl2(s)
	Recolheu-se o H2 em 2 tubos de ensaio e tampou-se ambos para evitar a saída de gás.
(a.1) Combustibilidade
	Ao aproximar um palito de fósforo aceso perto do gás hidrogênio obtido anteriormente, notou-se que ocorreu um estampido, isso prova que o H2 é um gás combustível. Essa combustibilidade se deve ao fato do mesmo ser inflamável, reagindo com o O2.
H2(g) +1/2 O2(g) → H2O(v)
	O fato do produto da reação de combustão do H2 ser a água, ou seja, não poluente, combinado ao fato do mesmo ser inesgotável, confere ao H2 o título de combustível do futuro. Acredita-se que o mesmo possa substituir os combustíveis fósseis futuramente, já que eles são uma fonte esgotável. [17]
(a.2) Poder redutor
	Nesse experimento, pegou-se um tubo de ensaio contendo 2 mL de H2SO4 de concentração 3 mol.L-1 e se adicionou 5 gotas de permanganato de potássio. Agitou-se a solução e dividiu a mesma em 3 tubos de ensaio distintos. O primeiro tubo foi reservado para ser usado como referência. Ao segundo tubo, foi adicionado um grânulo de zinco e pôde-se perceber a mudança de cor para marrom, caracterizando a redução do Mn7+ para o Mn4+. A reação pode ser demonstrada na seguinte equação:
MnO4-(aq) + 2H2SO4(aq) +2Zn → 2ZnSO4(aq) + MnO2 + 2H2O(l)
	No entanto, a reação esperada seria outra, pois quando o permanganato está em meio muito ácido, a tendência seria a redução a Mn2+, mas a redução foi apenas para Mn4+. Isso ocorreu, pois o meio não se encontrava muito ácido já que foi usada uma concentração errada, ocorrendo interferências inesperadas. [18]
	Reação esperada:
5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5ZnSO4 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
	No terceiro tubo, borbulhou-se H2. Observou-se que após alguns segundos, a solução se tornou transparente, caracterizando a redução de M7+ para o Mn2+. A reação pode ser demonstrada a partir da seguinte equação global:
5H2(g) + 3H2SO4(aq) + 2KMnO4(aq) → K2SO4(aq) + 2MnSO4(aq) + 8H2O(l)
	Com isso, nota-se o poder redutor do H2, que tem uma forte tendência de se oxidar a H+, contribuindo para a redução de outro elemento, que no caso foi o manganês. Neste experimento, foi observado vestígios de Mn+4, pela coloração marrom muito claro perto do transparente, isso provavelmente foi devido a adição insuficiente de gás hidrogênio. Caso continuasse a adição, todo o manganês iria ser reduzido a Mn+2 deixando o meio totalmente transparente.
Parte II: Grupo 15
Nitrogênio
A ) Obtenção do N2:
Após adicionar água em um tubo separador de gases contendo NaNO2 e NH4Cl pode-se notar a ocorrência de uma reação caracterizada pela seguinte equação química:
NH4Cl + NaNO2 2H2O + N2 + NaCl
Pode-se notar que a função da água é apenas para solubilizar a reação e que ocorreu uma liberação de gás, o N2, que foi recolhido em três tubos de ensaio [1].
a.1) Aproximou da boca de um tubo de ensaio contendo N2 um palito de fósforo em chamas e percebeu que as chamas do palitos foram sessadas. Isso se deve ao N2 ser um gás de atmosfera inerte e não alimenta a combustão, pois o átomo do nitrogênio é pequeno e muito carregado, e tende a formar múltiplas ligações com outro átomo de nitrogênio, essas múltiplas ligações aumentam a força da ligação, estabilizando o nitrogênio quando na forma de N2[2].
a.2) Aoaquecer a fita de magnésio foi formado o oxido de magnésio, esta reação é caracterizado pela seguinte equação:
2Mg(s) + O2(g) 2MgO
Ao colocar o magnésio no tubo contendo N2, a reação de formação do oxido de magnésio ainda não estava terminada, e junta com esta reação ocorreu à formação de nitreto de magnésio, caracterizada pela seguinte equação:
3Mg(s)+ N2(g) Mg3N2
Isso se da porque nitretos só são formados quando reagidos com átomos pequenos como o lítio e o magnésio já que a estabilidade dos compostos aumenta quando os raios são semelhantes [3].
Ao adicionar gotas de fenolftaleína e um pouco de água, verificou o meio básico indicado pela cor rosa, devido a formação de Mg(OH)2 a partir da decomposição do nitreto de magnésio ao reagir com a água:
Mg3N2 + 6H2O(l) 3Mg(OH)2(aq) + 2NH3(g) [13]
Ao colocar papel tornassol rosa molhado em cima do tubo de ensaio, o gás amônia ao entrar em contato com a água forma a base correspondente, o hidróxido de amônio, deixando o papel de coloração azul:
 NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq) 
Parte III: Grupo 16
Oxigênio 
A)Reação entre peróxido de sódio e água:
Ao adicionar gotas de água no algodão contendo peroxido de sódio foi possível observar uma reação que se caracteriza pela seguinte equação química: 
Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2
Isso ocorre, pois os peróxidos costumam ser de metais e de hidrogênio. Por ser de um metal, o peróxido utilizado possui características iônicas. Peróxidos iônicos ao reagirem com a água formam o peróxido de hidrogênio e a base do metal correspondente, no caso o hidróxido de sódio. O peróxido de hidrogênio formado se decompõe rapidamente, e o meio básico acelera (facilita) essa decomposição tornando-a mais rápida, logo obedecendo a seguinte equação [4]:
H2O2 H2O + ½ O2
O O2 formado caracteriza a saída de gás antes observada. Ao gotejar fenolftaleína no algodão notou-se que ele ficou rosa, logo foi possível perceber que o meio formado é básico devido a presença de NaOH antes formado.
B) Obtenção do oxigênio a partir do peróxido de hidrogênio e MnO2:
Ao adicionar o MnO2 no mesmo tubo gerador de gases que continha o peróxido de hidrogênio, o MnO2 atua como um catalisador para acelerar a decomposição do peróxido de hidrogênio. Através da decomposição do peróxido de hidrogênio podemos observar a seguinte equação:
H2O2 H2O + ½ O2 
Ao tocar no tubo é possível perceber que a decomposição do peróxido de hidrogênio é uma reação exotérmica e que ocorre liberação do gás O2 que foi recolhido em outros dois tubos [5].
Ao aproximar um fósforo em brasa próximo a um tubo contendo Oxigênio foi possível perceber que a chama foi alimentada pelo gás ali contido e a chama foi revivida. Isso ocorre por que o oxigênio é o principal reagente de uma reação de combustão, o comburente, logo, ao colocarmos o fósforo com as chamas apagada na boca do tubo de ensaio com oxigênio, foi adicionada mais reagente a reação de combustão reavivando as chamas [6]. Essa propriedade não foi percebida no gás nitrogênio devido a sua pouca reatividade.
Parte IV: Grupo 17
Experimento1 – Ação oxidante do hipoclorito de sódio (NaClO)
Após despejar gotas de hipoclorito de sódio no papel tornassol vermelho, ocorreu mudança de coloração para azul, caracterizando o meio básico presente e logo depois ocorreu descoloração do papel.
A cor azul presenciada no papel tornassol é devido à ocorrência de hidrólise básica do sal, liberando íons de Na+,OH-, H+ e ClO-. Como o ácido hipocloroso está pouco ionizado, tende a ficar representado como molécula. 
NaClO(aq) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq) + HClO
Inorganicamente, o íon hipoclorito, interage com o hidrogênios das moléculas de água presente, enfraquecendo a ligação O-H com o outro hidrogênio da água, consequentemente liberando OH. A presença de hidroxilas faz com que o meio fique básico. 
A perda de coloração do papel tornassol se deve ao poder oxidante do ácido hipocloroso, capaz de romper moléculas coloridas dos pigmentos responsáveis pela cor. Sendo que nesta reação o agente oxidante é o ClO- e o agente redutor o pigmento do papel.
No íon hipoclorito o nox do cloro é +1, sendo assim, ele pode ser reduzido ao seu nox mais comum, o -1. O poder oxidante pode aumentar com o acréscimo de temperatura, devido a decomposição do ácido formando clorato e íons cloretos. Devido a esse poder oxidante o hipoclorito é utilizado em alvejantes e bactericidas. [7]
De composição do íon hipoclorito: 3ClO-(aq) 2Cl-(aq) + ClO3-(aq)
Experimento 2 – Ação oxidante
c) A água de iodo previamente preparada pelo professor adicionando cristais de KI em iodo (apolar) para aumentar a solubilidade deste em água (polar), é explicada pela formação de um íon, o I3- (triiodeto) que é solúvel em água com cor amarelada marrom indicando sua presença. Uma forte cor marrom amarelada é formada quando I2 é adicionado a uma solução de íons I- e esta cor é característica dos poliiodetos homoatômicos, que incluem o triiodeto e petaiodeto. [14] 
I2 + I-(aq) I3-(aq)
Como a molécula de I2 é apolar, interage fracamente com moléculas de água que são polares. O pouco dessa interação é proveniente das forças de dipolo induzido (Forças de Van der Waals) sendo notada pela coloração amarelada marrom. 
d) No primeiro teste, ao adicionar gotas de sulfeto de sódio (Na2S) a 1mL de água de iodo, foi observada que a cor no qual era marrom amarelado mudou para transparente com pequenas partículas brancas. Nessa reação, o sulfeto é oxidado e o triiodeto é reduzido.
I3- + Na2S 3I- + 2Na+ + S(s) [8]
Desta forma, retirando do meio a coloração provocada pelo triiodeto.
e) No segundo teste, ao agitar em um tubo de ensaio água destilada com cristais de iodo, verificou que a cor era castanho amarelada. Em solventes orgânicos apolares, o I2 pode produzir vários tipos de cores, o que depende do tipo da interação que é estabelecida com a molécula de solvente, ou seja, a cor produzida é diferente em determinados solventes devido à diferença dessas interações [11], dessa forma, devido à perturbação dos níveis eletrônicos da molécula faz com que haja deslocamento na absorção luminosa e assim a coloração emitida muda [12]. Ao adicionar NaOH no meio, ocorreu descoloração e ficou transparente, isso devido a formação de um composto solúvel em água, diferente do iodo pouco solúvel. Assim, ocorreu a formação de hipoiodito de sódio solubilizando-se em água deixando o meio transparente.
I2(s) + 2NaOH−(aq)  NaI(aq) + NaIO(aq) + H2O [9]
f) Ao colocar 1mL de solução Mn+2 e 3 gotas de NaOH ocorreu mudança de coloração para bege castanho claro. E ao adicionar em seguida 1mL de hipoiodito preparado no tópico anterior, ocorreu mudança de cor, indo para uma tonalidade mais escura.
Primeiramente, após a adição de NaOH, é formado o precipitado Mn(OH)2, representado pela equação a seguir:
Mn2+ + 2OH-(aq) Mn(OH)2↓ [10]
Ao adicionar o hipoiodito de sódio, a coloração ficou mais escura devido a formação de Mn(OH)4 , ou seja, o manganês foi oxidado e o hipoiodito foi reduzido, demonstrando o poder de oxidação deste ânion. A reação pode ser representada pela reação a seguir:
2Mn(OH)2 + 2IO-(aq) + 2H2O(l) 2Mn(OH)4↓ + I2
Parte V- Estabilidade do triiodeto de nitrgênio (NI3)
Verificou-se que o leve toque com o bastão de vidro foi capaz de decompor o haleto, comprovando sua alta instabilidade. Este haleto é conhecido somente na forma de amoniato (NI3.NH3)[15]. É um explosivo extremamente sensível: pequenas quantidades explodem com um estalo como o de pólvora quando tocado mesmo levemente, liberando uma nuvem de vapor púrpura de iodo[16]. A reação pode ser representada pela equação química a seguir:
2 NI3(s) → N2(g) + 3 I2(g) ΔH = –290 kJ/mol
Sua instabilidade se deve a diferença entre os raios do nitrogênio e iodo serem grandes, pois a teoria é que um composto é estável quando um cátion se liga com um ânion com tamanho parecido.
Conclusão 
Com base nos experimentos realizados, nos resultados obtidos e nas discussões feitas é possível concluir que foipossível realizar a síntese dos gases de certos elementos do bloco p da tabela periódica e do próprio hidrogênio levando em conta que para realizar as obtenções é necessário saber as reações corretas para a síntese.
Foi possível observar o comportamento dos gases frente a um palito de fósforo em brasa ou até mesmo acesso. Com o nitrogênio foi possível concluir que por apagar o palito ele é um gás inerte. O oxigênio por alimentar a chama do palito foi possível concluir que ele é um gás comburente. Foi possível também conhecer as propriedades de peróxidos de metais frente a água e concluir que eles são iônicos.
Com o hidrogênio foi possível presenciar um estampido podendo concluir que ocorreu a combustão do hidrogênio. Foi possível confirmar o poder redutor do hidrogênio quando borbulhado em uma solução com Mn+7. Foi possível notar o poder oxidante de componentes halogêneos, como o hipoclorito de sódio e a água de iodo, e emprega-las em reações para confirmar o poder oxidante das mesmas.
Foi possível concluir juntamente a esses fatos que grande parte dos halogenetos de nitrogênio é altamente instável e podem se decompor apenas com o toque dependendo de sua instabilidade. Apenas nitretos de magnésio e lítio são instáveis, devido a semelhança de raios.
Referências Bibliográficas
[1]http://www.webqc.org/balance.php?reaction=NH4Cl%2BNaNO2%3DH2O%2BN2%2BNaCl – acessado as 20:38 de 23/02/2014.
[2]- ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.pag 666 e 667
[3]- ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. pag 669
[4]- http://elianequimicaufs.blogspot.com.br/2012/02/decomposicao-do-peroxido-de.html -acessado as 16:38 de 23/02/2014
[5]- http://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20080822040159AAXu2jm – Acessado as 18:02 de 23/02/2014 
[6]- http://pt.wikipedia.org/wiki/Combust%C3%A3o – acessado as 18:25 de 23/02/2014
[7] - http://pt.wikipedia.org/wiki/Hipoclorito_de_s%C3%B3dio – acessado as 18:15 de 23/02/2014
[8] - VOGEL, A.L. Textbook of macro and semimicro qualitative inorcanic analysis, 5ªEdição, pág 309.
[9] - http://www.sciencemadness.org/talk/viewthread.php?tid=19546&page=2 acessado as 19:15 de 23/02/2014.
[10] - VOGEL, A.L. Textbook of macro and semimicro qualitative inorcanic analysis, 5ªEdição, pág 269.
[11] - [3]- ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. pag 682.
[12] - http://br.answers.yahoo.com/question/index?qid=20091108071130AAWh4qW. Acessado 19:10 de24/02/2014.
[13] - http://answers.yahoo.com/question/index?qid=20080427161915AAGxx2H Acessado 19:10 de24/02/2014.
[14] - SHRIVER & ATKINS. Química Inorgânica. 4 ed. Guanabara Koogan, 2008. Cap 4. Pág. 433.
[15] SHRIVER & ATKINS. Química Inorgânica. 4 ed. Guanabara Koogan, 2008. Cap 4. Pág. 381.
[16] http://pt.wikipedia.org/wiki/Tri-iodeto_de_nitrog%C3%AAnio acessado dia 21/02/2014 as 8:12
[17] http://www.brasilescola.com/quimica/combustivel-hidrogenio.htm acessado dia 24/02/2014 ás 22:21
[18] http://www.dequi.eel.usp.br/~barcza/Oxidacao.pdf acessado dia 24/02/2014 as22:23