Relatorio 3 Familia Nitrogenio e Oxigenio parte I

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SÚMARIO
INTRODUÇÃO	4
OBJETIVOS	5
PARTE EXPERIMENTAL	5
RESULTADOS E DISCUSSÕES	14
CONCLUSÃO	19
INTRODUÇÃO
Os elementos do grupo do Nitrogênio (grupo 15) apresentam cinco elétrons na camada de valência e o estado de oxidação máxima é +5, também são pertencentes desse grupo, fosforo, arsênio, antimônio e bismuto. O efeito do par inerte cresce com o aumento da massa atômica. Assim, geralmente só os elétrons p são utilizados, resultando uma valência 3. A maioria dos compostos formados pelos elementos do grupo VA é covalente. Somente o nitrogênio existe sob a forma de molécula diatômica, porque os demais átomos do grupo são grandes e seus tamanhos dificultam o estabelecimento de duas ligações π. O nitrogênio é o elemento mais abundante na atmosfera e o N2 é um gás diatômico incolor, inodoro, insípido, diamagnético e possui uma tripla ligação muito curta e altamente estável, sendo essa a responsável por sua característica inerte[,]. Outros compostos de nitrogênio como nitratos são utilizados como fertilizantes (Figura 1) e explosivos. [1: [] Shriver, D. F., Atkins, P. W. Química inorgânica – 3. Ed. – Porto Alegre; Bookman, 2003][2: [] Miessler, Gary L., Fischer, Paul J., Tarr, Donald A. Química inorgânica - 5. Ed. – SP; Pearson Education do Brasil, 2014]
Figura 1: Síntese de Wohler
O grupo 16 ou a família dos Calcogênios, é formada pelos elementos Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio e Polônio. Os elementos dessa família possuem número de oxidação -2. Sua configuração eletrônica sempre finaliza em s2p4. O Oxigênio, o elemento mais eletronegativo dessa família, por isso apresenta ligações com caráter mais iônico que os demais. O Oxigênio está presente na forma de óxido dos mais variados elementos. Muitos elementos puros são obtidos através do tratamento desses óxidos. O oxigênio é um gás incolor, insípido e inodoro, formados por moléculas de O2, o gás se condensa em um líquido azul pálido a -183 ºC. Além da sua importância na sobrevivência dos seres aeróbios, através da respiração, reage com quase todos os demais elementos. O2 é uma molécula paramagnética, consequência de elétrons antiligantes desemparelhados no orbital molecular, esses elétrons atribui a característica tão fortemente oxidativa do O2[1,2].
Nesta pratica realizamos a obtenção dos gases N2 e o O2 através do método de purificação, onde o gás de interesse é borbulhado em soluções que retenham o contaminante. Assim nesta pratica foram utilizados compostos de vanádio para a purificação dos gases.
O vanádio apresenta-se com o seu número de oxidação máximo 5+. O tratamento com soluções com ácido e zinco reduz o V(V) a V(II). Os óxidos de vanádio têm caráter anfótero com a predominação do aspecto ácido, por esse motivo se solubilizam em meios alcalinos. A mudança do estado de oxidação causa mudanças de características nos óxidos de vanádio como demonstrado na equação.
A mudança de coloração em metais de transição é relacionada as transições nos orbitais d. No caso do vanádio é proveniente da sua interação com o oxigênio que transfere elétrons para o vanádio e então adquire a tonalidade amarela, podendo adquirir outras tonalidades em outros estados de oxidação.
OBJETIVOS
Preparar e purificar N2 e O2 em laboratório. Estudar as propriedades do N2 e O2. Observar as reações de redução e oxidação que o vanádio sofre na solução de purificação.
PARTE EXPERIMENTAL
 MATERIAIS E REAGENTES
MATERIAS
•	1 Béquer 150 mL;
•	1 Cuba de água;
•	1 Erlenmeyer 250 mL;
•	1 Funil de separação;
•	1 tripé;
•	2 Mangueiras;
•	2 Suportes universal;
•	2 Tubos de ensaio resistente a aquecimento;
•	3 Garras metálicas;
•	3 Kitassatos;
•	3 Tampas de borracha furada para kitassato;
•	9 Tubos de ensaio com rolha;
•	Bastão de vidro;
•	Bico de Bunsen;
REAGENTES
•	Ácido nítrico concentrado;
•	Ácido sulfúrico 2 mol/L;
•	Água destilada;
•	Cloreto de amônio sólido;
•	Cloreto de mercúrio sólido;
•	Dióxido de manganês sólido;
•	Fenolftaleína;
•	Hidróxido de sódio 2 mol/L;
•	Hidróxido de sódio sólido;
•	Palito de fósforo;
•	Peróxido de hidrogênio 20 volumes;
•	Vanadato de amônio sólido;
•	Zinco metálico em grãos;
TOXICIDADES
•	Ácido nítrico: corrosivo, seus vapores são tóxicos e a reação com alguns reagentes produzem óxidos tóxicos. Provoca queimaduras na pele e no nariz e garganta quando inalado;
•	Ácido sulfúrico: corrosivo, reage violentamente com água, queima a pele e olhos e quando inalado irrita o nariz e a garganta provocando tosse;
•	Cloreto de amônio: irritante ao nariz, os olhos, à garganta e a pele, quando inalado causa tosse ou dificuldade respiratória;
•	Cloreto mercúrio: corrosivo e muito tóxico irritante a pele e olhos e venenoso se ingerido ou inalado;
•	Dióxido de manganês: forte oxidante e irritante quando em contato com a pele e com os olhos;
•	Hidróxido de sódio: corrosivo, queima a pele e olhos, o pó é irritante ao nariz e a garganta;
•	Nitrito de sódio: oxidante, irritante aos olhos, nariz, garganta e pele, quando inalado causa dor de cabeça, náusea e perda da consciência;
•	Peróxido de hidrogênio: oxidante, queima a pele e olhos, o vapor é irritante aos olhos, nariz e garganta, é prejudicial se ingerido ou inalado;
•	Vanadato de amônio: Quando em contato com a pele e por inalação pode causar irritações, podendo ser tóxico com inalação; não combustível;
•	Zinco metálico: o pó quando inalado provoca secura, tosse, fraqueza generalizada, calafrios, febre, náuseas e vômitos.
Experimento 1 – Preparação da Solução Redutora de Vanádio (II)
– Solução de Vanádio 
Em um béquer de 150 mL, dissolveu-se 1g de NaOH em 25 mL de água. Em seguida adicionou-se 1,25g de Vanatado de Amônio e agitou até completa dissolução do composto.
Após dissolução, adicionou-se 62,5 mL de Ácido sulfúrico 2 mol/L e completou a solução até 125 mL. Após seu preparo, o mesmo foi transferido para o kitassato que foi utilizado no Experimento 2.
Figura 2 – Fluxograma do Experimento 1.1
1.2 – Preparação do amálgama de zinco
Em um Erlenmeyer de 250 mL, foram dissolvidos 0,25g de cloreto de mercúrio em 37,5 mL de água destilada. Em seguida, foram adicionados 0,25 mL de Ácido nítrico concentrado, 45 g de zinco metálico em grãos. O meio reacional foi agitado, com o auxilio de um bastão de vidro, para que ocorresse a formação do amálgama, a qual foi verificada pelo aparecimento de uma superfície prateada sobre os grãos de zinco. Tais amálgamas serão usadas posteriormente como agente redutor da solução de vanadato.
Figura 3 – Fluxograma Experimento 1.2
Experimento 2 – Obtenção do nitrogênio e do oxigênio e suas propriedades
2.1 – Obtenção do nitrogênio livre de oxigênio
Montou-se o seguinte sistema (Figura 4):
Figura 4 – Sistema para obtenção de N2 gasoso.
Colocou-se no frasco reacional (tubo de ensaio resistente a aquecimento), 4 g de cloreto de amônio, 5 g de nitrito de sódio e 30 mL de água. Tomou-se a solução de vanádio preparada no Experimento 1.1, e adicionou-se a amalgama de zinco preparada no Experimento 1.2, o qual foi agitado vigorosamente, com auxilio de um bastão de vidro. A agitação foi realizada para promover uma maior interação entre a solução e a amalgama de zinco, garantindo a formação do complexo, a qual foi possível observar através da mudança de coloração. O sistema foi ligado por mangueiras e rolhas devidamente vedadas com veda rosca para garantir que todo o gás produzido da reação fosse borbulhado no frasco coletor. No sistema foi colocado um Kitassato como frasco de segurança para impedir qualquer contato direto entre o meio reacional e a solução coletora.
Coletou-se através de tubos de ensaio o gás nitrogênio produzido. Após cessar o borbulhamento, fechou-se o sistema contendo a solução de vanádio para evitar a entrada de ar e assim, impedir a oxidação do vanádio.
Figura 5 – Fluxograma do Experimento 2.1
2.2 – Obtenção de oxigênio
Foi montado um sistema similar ao montado para a produção do nitrogênio, porém o frasco reacional foi substituído por um Funil de Separação devidamente vedado,como mostra abaixo na Figura 6.
Figura 6 – Sistema para obtenção de O2
No funil de separação, foram colocados, com auxílio de uma proveta, 50,0 mL de peróxido de hidrogênio 20 volumes e no kitassato abaixo do funil 5,0 g de dióxido de manganês, previamente pesados em balança semi-analítica. No frasco coletor colocou-se a solução de vanádio sem a amálgama de zinco. Montou-se também um frasco de segurança com um Kitassato. O sistema foi ligado por mangueiras e rolhas devidamente vedadas, com veda rosca, para garantir que todo o gás produzido da reação fosse borbulhado no frasco coletor.
Durante a reação, coletou-se o gás produzido em tubos de ensaio com rolhas, para futuros testes, a fim de comprovar o produto formado.
Figura 7 – Fluxograma do Experimento 2.2
Experimento 3 – Obtenção da amônia (na capela) – Demonstrativo
Dentro da capela montou-se o seguinte sistema (Figura 8):
Figura 8 – Sistema para obtenção da amônia
Em um tubo de ensaio grande foram colocados 2 g de NH4Cl e 5 mL de NaOH 2 mol/L, o tubo foi ligeiramente aquecido e o NH3 formado foi recolhido em dois tubos de ensaio que devem ser posteriormente tampados. Foram observados cor e odor característico da NH3. A solubilidade da amônia foi testada invertendo um dos tubos de ensaio em um béquer contendo água e algumas gotas de fenolftaleína.
Figura 9 – Fluxograma do Experimento 3
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Preparação da solução redutora de Vanádio (II)
Em geral, o vanádio normalmente é pentapositivo (estado de oxidação igual a +5). Contudo, forma compostos com estados de oxidação +4, +3 e +2, mas podem apresentar todos estados de oxidação entre +5 e -3. Isso é possível devido às camadas mais externas de energia, a terceira e a quarta camada, conforme dado pela distribuição eletrônica no diagrama de Linus Pauling: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 
Para a preparação da solução redutora de vanádio dissolveu-se o sal vanadato de amônio (NH4VO3), em hidróxido de sódio (NaOH), ocorrendo a formação do hidróxido de amônio 
NH4VO3(s) + OH- (aq) VO3 -1 (aq) + NH3 (g) + H2O(l)
Este por ser instável ao aquecimento desprende amônia na forma gasosa, propiciando o deslocamento do equilíbrio para a direita, na direção da formação de íons VO3-1 em solução.
Em seguida, com a adição de ácido sulfúrico (H2SO4), o meio tornou-se suficientemente ácido para a abstração de um oxigênio da espécie VO3-1, ocasionando a formação de íons VO2+1. 
A formação de tal íon é observada pela mudança da coloração no sistema reacional, que passa de incolor para amarelo. A mudança ocorre porque o metal vanádio adquiriu estado de oxidação +5. Sua configuração eletrônica passou a ser 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
VO3 - (aq) + 2H+ (aq) VO2 + + 2H2O(l)
A equação anterior evidencia que, em condições ácidas, é formado o íon dioxidovanádio(V) e água. Esta, por sua vez, coordena-se com o vanádio, formando um complexo tetraaquavanadato [VO2(H2O)4]+ , com arranjo octaédrico conforme mostrado na figura q
Figura 2: Arranjo octaédrico do complexo tetraaquavanadato
A coloração amarela é observada devido à transferência de carga entre íons óxidos ou água ao metal vanádio. O vanádio com estado de oxidação +5 possui orbital d vazio (3d0), quando os elétrons da camada 3p do oxigênio (3s2 3p4 ) são excitados. Então, ocorre transferência de carga para este orbital vazio do metal. As transições ocorrem na região do visível característica da cor amarela.
Preparação do amálgama de Zinco
Com a dissolução de 0,25 g de cloreto de mercúrio (HgCl2), em 37,5 ml de água, foi gerado em solução íons Hg+2. A adição de ácido nítrico (HNO3) à solução foi realizada de modo a acidifica-la, garantindo uma maior reatividade entre HgCl2 e o zinco metálico. 
Uma vez que, para a preparação do amálgama foi utilizado zinco metálico granulado, que é um metal branco azulado, com brilho forte, mas esvanece gradualmente ao ar úmido, como consequência de oxidação superficial, formando óxido de zinco:
Zn(s) + 0,5O2(g) ZnO(s) 
A adição de acido nítrico é importante para remover a camada deste óxido formada sobre a superfície dos grânulos de zinco metálico, possibilitando a formação da amalgama.
2 ZnO(s) + HNO3(aq) 2 ZnNO3(aq) + H2O
A preparação da amalgama é importante para o desenvolvimento das etapas seguintes devido a sua propriedade desoxidante; capacidade de reagir com o oxigênio do meio, impedindo a formação de 19 compostos a base deste, ou, diminuindo a presença dos mesmo. 
Zn(s) + HgCl2(aq) Zn/Hg (aq) + 2Cl(g)
Adição do amálgama de zinco à solução redutora de vanádio
À solução de vanádio, inicialmente preparada, foi adicionado o amálgama de zinco submetido à agitação constante. A solução amarela, passou para uma coloração esverdeada e em seguida atingiu a coloração azul característica do vanádio no estado de oxidação +4.
Zn(s) + 2VO2+(aq) + 8 H3O+(aq) ⇌ 2VO2+(aq) + Zn2+(aq) + 12H2O(l) 
VO2+ (amarelo) VO2+(azul)
Em meio aquoso, o vanádio VO2+ adquire a conformação dada na figura:
Figura 3: Conformação adquirida pelo VO2+ quando em meio aquoso (vanádio penta hidratado)
A mudança na cor, do amarelo para o azul, é explicada pela mudança nos orbitais do vanádio. Seus orbitais d deixam de ser degenerados, ou seja, deixam de possuir a mesma energia passando a dividir-se em orbitais triplamente degenerados (t2g) e duplamente degenerados (eg). A cor observada é o azul, o que significa que a cor complementar, o laranja, é de menor energia. 
A figura e mostra o desdobramento dos orbitais d do vanádio quando este está penta hidratado e evidencia a diminuição na diferença de energia com o desdobramento do campo, explicando o efeito observado.
Figura 4: Desdobramento do campo cristalino para o vanádio quando penta hidratado
 
Obtenção do nitrogênio livre de oxigênio
Para obtenção do Nitrogênio em laboratorio utilizou-se a decomposição térmica do nitrito de amônio (NH4NO2) segundo a reação:
NH4NO2 N2 + H2O
Os 4g de cloreto de amônio (NH4Cl) utilizados mais os 5 g de nitrito de sódio (NaNO2) e 30 mL de água, colocados em um tubo e ensaio grande, com aquecimento por meio do bico de bunsen, visavam a formação do nitrito de amônio com a sua conseguinte decomposição.
A equação geral para a reação é a seguinte:
𝑁𝐻4𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑁𝑎𝑁𝑂2(𝑎𝑞) 𝑁2(𝑔) + 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙) 
O N2 obtido com o aquecimento dos reagentes, passou pelo sistema de coleta, sendo borbulhado na solução de vanadato com o amálgama para purificação quanto a presença de oxigênio.
 O N2 obtido foi devidamente recolhido em três tubos de ensaio. O N2 gasoso é classificado como um gás inerte, devido a isso, não ocorreria mudança na coloração da solução redutora. Caso ocorresse, seria a impurezas presentes junto ao nitrogênio. Foram realizados diversos testes, dentre eles, teste de cor, no qual se observou a ausência de coloração do gás; e a inserção de um palito de fósforo em brasa, onde pode ser notado o total desaparecimento da chama, confirmando assim a sua baixa reatividade.
 Produção de Oxigênio Gasoso
A produção de oxigênio gasoso (O2) foi realizada através da decomposição catalítica do peróxido de hidrogênio (H2O2). As soluções de peróxido de hidrogênio são instáveis, apresentando uma decomposição lenta à temperatura ambiente, com formação de água e oxigênio. MnO2
2 H2O2(aq) 2 H2O(l) + O2(g)
A reação de decomposição pode ser acelerada por aquecimento ou ainda à temperatura ambiente na presença de um catalisador. Nesse experimento foi utilizado o dióxido de manganês como catalisador.
O sistema montado foi semelhante ao da produção de N2, porém não foi necessário aquecimento, devido à rápida liberação de O2 pela decomposição catalisada do peróxido de hidrogênio. Para observação da liberação do O2, foi retirada a amálgama de zinco da solução redutora de vanádio, tal procedimento é realizado para que o íon V3+, reduzido na primeira parte do experimento, seja novamente oxidado pelo gás oxigênio. Na presença da amálgama de zinco, poderia ocorrer uma nova reduçãodos íons vanádio, o que mudaria a coloração final da reação para azul ou violeta caracterizando as espécies reduzidas V2+ e V3+ respectivamente. Além disso, devido ao poder oxidante do gás oxigênio, o vanádio (II) (violeta) é oxidado a vanádio (IV) (azul), porém a oxidação á vanádio (V) (amarelo) não foi possível de se observar, pois o complexo [VO(H2O)5]2+ é o mais estável dos complexos em solução aquosa, por isso a mudança de coloração do azul até o violeta (durante a redução) é dificultada. 
Após a coleta do gás, foi comprovado que o mesmo é inodoro e incolor. Colocou-se um palito em brasa na presença do gás, e foi observado uma intensificação da brasa, e até mesmo, em um dos ensaios, o ressurgimento da chama do palito. Comprovando assim a propriedade inflamatória do gás oxigênio, e o mesmo sendo o comburente da reação.
Obtenção da amônia (demonstrativo)
Para a produção de amônia, foi montado na capela um sistema demonstrativo, onde em um frasco foi adicionado cloreto de amônio e hidróxido de sódio, liberando NH3 gasoso após aquecimento:
NH4Cl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + 2H2O(l) + NH3(g)
A amônia é um gás incolor, muito solúvel em água devido à possibilidade de formação de ligações de hidrogênio com as moléculas de água. A amônia possui um odor caracteristico. 
NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq)
 Após solubilizar o gás amônia em água contendo algumas gotas de fenolftaleína, foi observado o aparecimento de uma coloração rosa referente a reação em que, em um meio aquoso o NH3 se torna NH4OH, que é uma base, e a base em contato com a fenolftaleína possui uma coloração rosada.
CONCLUSÃO
Nesta pratica foi possível observar a formação da amalgama de zinco, onde esta foi utilizada para a preparação da solução redutora de vanádio, foi observado a mudança da coloração da solução quando ocorre a mudança na oxidação do vanádio, isso ocorre devido o desdobramento do orbital d do vanádio.
Foi possível comprovar que realmente houve a formação de O2 e N2. A formação do NH3 também foi efetiva e comprovado através do odor pungente presente e teste com fenolftaleína 
REFERÊNCIAS